Elektronski potni list atoma. Kako sestaviti elektronsko formulo kemijskega elementa v anorganski kemiji

    Naloga sestavljanja elektronske formule za kemični element ni najlažja.

    Torej, algoritem za sestavljanje elektronskih formul elementov je naslednji:

    • Najprej zapišemo kemični znak. elementa, kjer levo spodaj od znaka označimo njegovo zaporedno številko.
    • Nato s številko periode (iz katere je element) določimo število energijskih nivojev in takšno število lokov narišemo ob znaku kemičnega elementa.
    • Nato je glede na številko skupine pod lokom zapisano število elektronov v zunanjem nivoju.
    • Na 1. stopnji je največja možna 2, na drugi je že 8, na tretji - kar 18. Začnemo postavljati številke pod ustrezne loke.
    • Število elektronov na predzadnjem nivoju je treba izračunati na naslednji način: število že dodeljenih elektronov se odšteje od serijske številke elementa.
    • Ostaja še, da našo shemo spremenimo v elektronska formula:

    Tukaj so elektronske formule nekaterih kemični elementi:

    1. Zapišemo kemijski element in njegovo zaporedno številko Število kaže število elektronov v atomu.
    2. Naredimo formulo. Če želite to narediti, morate ugotoviti število energijskih nivojev, osnova za določitev je periodna številka elementa.
    3. Ravni delimo na podravni.

    Spodaj si lahko ogledate primer, kako pravilno sestaviti elektronske formule kemijskih elementov.

    • Elektronske formule kemijskih elementov morate ustvariti na ta način: pogledati morate številko elementa v periodnem sistemu in tako ugotoviti, koliko elektronov ima. Nato morate ugotoviti število ravni, ki je enako obdobju. Nato se zapišejo in izpolnijo podravni:

    Najprej morate določiti število atomov glede na periodični sistem.

    Za sestavljanje elektronske formule boste potrebovali periodični sistem Mendelejeva. Tam poiščite svoj kemijski element in poglejte obdobje - enako bo številu energijskih ravni. Številka skupine bo številčno ustrezala številu elektronov na zadnji ravni. Število elementa bo kvantitativno enako številu njegovih elektronov.Prav tako morate jasno vedeti, da ima prva raven največ 2 elektrona, druga - 8 in tretja - 18.

    To so glavne točke. Poleg tega lahko na internetu (vključno z našo spletno stranjo) najdete informacije s pripravljeno elektronsko formulo za vsak element, tako da lahko sami preizkusite.

    Sestavljanje elektronskih formul kemijskih elementov je zelo težak proces, brez posebnih tabel ne gre in uporabiti morate cel kup formul. Na kratko, za sestavljanje morate iti skozi te faze:

    Treba je sestaviti orbitalni diagram, v katerem bo koncept, kako se elektroni razlikujejo drug od drugega. Diagram poudarja orbitale in elektrone.

    Elektroni so zapolnjeni v nivojih, od spodaj navzgor, in imajo več podravni.

    Torej najprej ugotovimo skupno število elektronov danega atoma.

    Formulo izpolnimo po določeni shemi in jo zapišemo - to bo elektronska formula.

    Na primer, za dušik je ta formula videti takole, najprej obravnavamo elektrone:

    In zapišite formulo:

    Razumeti princip sestavljanja elektronske formule kemijskega elementa, najprej morate določiti skupno število elektronov v atomu s številom v periodnem sistemu. Po tem morate določiti število energijskih ravni, pri čemer za osnovo vzamete številko obdobja, v katerem se nahaja element.

    Ravni so nato razdeljene na podravni, ki so napolnjene z elektroni na podlagi načela najmanjše energije.

    Pravilnost svojega razmišljanja lahko preverite tako, da pogledate na primer tukaj.

    S sestavljanjem elektronske formule kemijskega elementa lahko ugotovite, koliko elektronov in elektronskih plasti je v določenem atomu, pa tudi vrstni red njihove porazdelitve med plastmi.

    Najprej določimo atomsko število elementa po periodnem sistemu, ustreza številu elektronov. Število elektronskih plasti označuje številko obdobja, število elektronov v zadnji plasti atoma pa ustreza številki skupine.

    • najprej zapolnimo s-podravni, nato pa p-, d- b f-podravni;
    • po pravilu Klečkovskega elektroni polnijo orbitale po naraščajoči energiji teh orbital;
    • po Hundovem pravilu elektroni znotraj ene podravni zasedajo proste orbitale enega za drugim in nato tvorijo pare;
    • Po Paulijevem principu v eni orbitali nista več kot 2 elektrona.

  • Elektronska formula kemijskega elementa prikazuje, koliko elektronskih plasti in koliko elektronov vsebuje atom ter kako so razporejeni med plastmi.

    Če želite sestaviti elektronsko formulo kemičnega elementa, morate pogledati periodično tabelo in uporabiti pridobljene informacije tega elementa. Atomsko število elementa v periodnem sistemu ustreza številu elektronov v atomu. Število elektronskih plasti ustreza številki periode, število elektronov v zadnji elektronski plasti ustreza številki skupine.

    Ne smemo pozabiti, da prva plast vsebuje največ 2 elektrona 1s2, druga - največ 8 (dva s in šest p: 2s2 2p6), tretja - največ 18 (dva s, šest p in deset d: 3s2 3p6 3d10).

    Na primer, elektronska formula ogljika: C 1s2 2s2 2p2 (zaporedna številka 6, številka obdobja 2, številka skupine 4).

    Elektronska formula za natrij: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (zaporedna številka 11, številka obdobja 3, številka skupine 1).

    Če želite preveriti, ali je elektronska formula pravilno zapisana, lahko pogledate na spletno stran www.alhimikov.net.

    Na prvi pogled se lahko zdi, da je sestavljanje elektronske formule za kemične elemente precej zapletena naloga, vendar bo vse postalo jasno, če se držite naslednje sheme:

    • najprej zapišemo orbitale
    • Pred orbitale vstavimo številke, ki označujejo številko energijskega nivoja. Ne pozabite na formulo za določitev največjega števila elektronov na energijskem nivoju: N=2n2

    Kako lahko ugotovite število energijskih ravni? Samo poglejte periodični sistem: to število je enako številu obdobja, v katerem se element nahaja.

    • Nad ikono orbitale napišemo številko, ki označuje število elektronov, ki so v tej orbitali.

    Na primer, elektronska formula za skandij bo videti takole.

>> Kemija: Elektronske konfiguracije atomi kemičnih elementov

Švicarski fizik W. Pauli je leta 1925 ugotovil, da v atomu v eni orbiti ne moreta biti več kot dva elektrona z nasprotnimi (antiparalelnimi) vrtljaji (prevedeno iz angleščine kot "vreteno"), to je s takšnimi lastnostmi, ki jih je mogoče konvencionalno določiti. predstavljal kot vrtenje elektrona okoli svoje namišljene osi: v smeri urnega kazalca ali nasprotni smeri urnega kazalca. To načelo se imenuje Paulijevo načelo.

Če je v orbitali en elektron, se imenuje neparni, če sta dva, so to parni elektroni, to je elektroni z nasprotnimi spini.

Slika 5 prikazuje diagram delitve energijskih nivojev na podravni.

S-orbitala, kot že veste, ima sferično obliko. Elektron vodikovega atoma (s = 1) se nahaja v tej orbitali in ni v paru. Zato bo njegova elektronska formula ali elektronska konfiguracija zapisana takole: 1s 1. V elektronskih formulah je številka energijske ravni označena s številko pred črko (1 ...), latinska črka označujejo podnivo (vrsto orbitale), številka, ki je zapisana zgoraj desno od črke (kot eksponent), pa prikazuje število elektronov v podnivoju.

Za atom helija He, ki ima dva seznanjena elektrona v eni s-orbitali, je ta formula: 1s 2.

Elektronska ovojnica atoma helija je popolna in zelo stabilna. Helij je žlahtni plin.

Na drugem energijskem nivoju (n = 2) so štiri orbitale: ena s in tri p. Elektroni s-orbitale drugega nivoja (2s-orbitale) imajo večjo energijo, saj so na večji razdalji od jedra kot elektroni 1s-orbitale (n = 2).

Na splošno velja, da za vsako vrednost n obstaja ena orbitala s, vendar z ustrezno zalogo energije elektronov na njej in zato z ustreznim premerom, ki raste z naraščanjem vrednosti n.

P-Orbital ima obliko ročice ali tridimenzionalne osmice. Vse tri p-orbitale se nahajajo v atomu medsebojno pravokotno vzdolž prostorskih koordinat, ki potekajo skozi jedro atoma. Še enkrat je treba poudariti, da ima vsak energijski nivo (elektronski sloj), začenši od n = 2, tri p-orbitale. Ko se vrednost n poveča, elektroni zasedejo p-orbitale, ki se nahajajo na velikih razdaljah od jedra in so usmerjene vzdolž osi x, y, z.

Pri elementih druge periode (n = 2) se najprej zapolni ena b-orbitala, nato pa tri p-orbitale. Elektronska formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektron je bolj ohlapno vezan na jedro atoma, zato ga lahko atom litija zlahka odda (kot se spomnite, ta proces se imenuje oksidacija) in se spremeni v ion Li+.

V atomu berilija Be 0 se četrti elektron nahaja tudi v 2s orbitali: 1s 2 2s 2. Dva zunanja elektrona atoma berilija se zlahka ločita - Be 0 se oksidira v kation Be 2+.

V atomu bora peti elektron zaseda orbitalo 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Nato so atomi C, N, O, E napolnjeni z 2p orbitalami, ki se konča z žlahtnim plinom neonom: 1s 2 2s 2 2p 6.

Za elemente tretje periode sta zapolnjeni orbitali Sv oziroma Sr. Pet d-orbital tretje ravni ostane prostih:

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.

Včasih je v diagramih, ki prikazujejo porazdelitev elektronov v atomih, navedeno samo število elektronov na vsaki energijski ravni, to je skrajšane elektronske formule atomov kemičnih elementov, za razliko od zgoraj navedenih polnih elektronskih formul.

Pri elementih z velikimi obdobji (četrto in peto) prva dva elektrona zasedata 4. oziroma 5. orbitalo: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Začenši s tretjim elementom vsake glavne periode bo naslednjih deset elektronov vstopilo v prejšnje 3d oziroma 4d orbitale (za elemente stranskih podskupin): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Praviloma se, ko je prejšnja d-podnivo zapolnjena, začne polniti zunanja (4p- oz. 5p-) p-podnivo.

Za elemente velikih obdobij - šestega in nepopolnega sedmega - so elektronske ravni in podravni praviloma napolnjene z elektroni takole: prva dva elektrona bosta šla na zunanji b-podnivo: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; naslednji elektron (za Na in Ac) na prejšnjega (p-podravni: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 in 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Nato bo naslednjih 14 elektronov vstopilo na tretjo zunanjo energijsko raven v 4f in 5f orbitalah lantanidov oziroma aktinidov.

Nato se bo ponovno začel graditi drugi zunanji energijski nivo (d-podravni): za elemente stranskih podskupin: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - in končno, šele ko bo trenutni nivo popolnoma zapolnjen z desetimi elektroni, bo zunanji p-podnivo ponovno zapolnjen:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Zelo pogosto je struktura elektronskih lupin atomov prikazana z uporabo energijskih ali kvantnih celic - zapisane so tako imenovane grafične elektronske formule. Za ta zapis se uporablja naslednji zapis: vsaka kvantna celica je označena s celico, ki ustreza eni orbitali; Vsak elektron je označen s puščico, ki ustreza smeri vrtenja. Pri pisanju grafične elektronske formule si morate zapomniti dve pravili: Paulijevo načelo, po katerem v celici (orbitali) ne moreta biti več kot dva elektrona, vendar z antiparalelnimi spini, in pravilo F. Hunda, po katerem elektroni zasedajo proste celice (orbitale) in se nahajajo v Sprva so ena za drugo in imajo enako vrednost spina, šele nato se sparijo, vendar bodo vrtljaji nasprotno usmerjeni po Paulijevem principu.

Za zaključek še enkrat razmislimo o prikazu elektronskih konfiguracij atomov elementov glede na obdobja sistema D. I. Mendelejeva. Diagrami elektronske zgradbe atomov prikazujejo porazdelitev elektronov po elektronskih plasteh (energijski nivoji).

V atomu helija je prva elektronska plast popolna – ima 2 elektrona.

Vodik in helij sta s-elementa; s-orbitala teh atomov je napolnjena z elektroni.

Elementi drugega obdobja

Za vse elemente druge periode je prva elektronska plast zapolnjena in elektroni zapolnjujejo e- in p-orbitale druge elektronske plasti v skladu z načelom najmanjše energije (najprej s- in nato p) ter Paulijevim in Hundova pravila (tabela 2).

V atomu neona je druga elektronska plast popolna – ima 8 elektronov.

Tabela 2 Struktura elektronskih lupin atomov elementov druge dobe

Konec tabele. 2

Li, Be - b-elementi.

B, C, N, O, F, Ne so p-elementi; ti atomi imajo p-orbitale, napolnjene z elektroni.

Elementi tretje dobe

Pri atomih elementov tretje periode sta prva in druga elektronska plast zaključeni, torej je zapolnjena tretja elektronska plast, v kateri lahko elektroni zasedejo podravni 3s, 3p in 3d (tabela 3).

Tabela 3 Struktura elektronskih lupin atomov elementov tretje dobe

Magnezijev atom zaključi svojo 3s elektronsko orbitalo. Na in Mg-s-elementi.

Atom argona ima 8 elektronov v svoji zunanji plasti (tretja elektronska plast). Kot zunanja plast je popolna, skupno pa je v tretji elektronski plasti, kot že veste, lahko 18 elektronov, kar pomeni, da imajo elementi tretje periode nezapolnjene 3d orbitale.

Vsi elementi od Al do Ar so p-elementi. s- in p-elementi tvorijo glavne podskupine v Periodni sistem.

V atomih kalija in kalcija se pojavi četrta elektronska plast in podnivo 4s je zapolnjeno (tabela 4), saj ima nižjo energijo kot podnivo 3d. Za poenostavitev grafičnih elektronskih formul atomov elementov četrte dobe: 1) označimo običajno grafično elektronsko formulo argona na naslednji način:
Ar;

2) ne bomo upodabljali podravni, ki niso zapolnjene s temi atomi.

Tabela 4 Struktura elektronskih lupin atomov elementov četrte dobe


K, Ca - s-elementi, vključeni v glavne podskupine. V atomih od Sc do Zn je 3. podnivoj zapolnjen z elektroni. To so elementi Zy. Uvrščeni so v sekundarne podskupine, njihova skrajna elektronska plast je zapolnjena in uvrščeni med prehodne elemente.

Bodite pozorni na zgradbo elektronskih lupin kromovega in bakrovega atoma. V njih pride do »odpovedi« enega elektrona iz 4. v 3. podravni, kar je razloženo z večjo energijsko stabilnostjo nastalih elektronskih konfiguracij Zd 5 in Zd 10:

V atomu cinka je tretja elektronska plast popolna - v njej so zapolnjene vse podnivoje 3s, 3p in 3d, s skupno 18 elektroni.

V elementih, ki sledijo cinku, se četrta elektronska plast, 4p-podravni, še naprej polni: Elementi od Ga do Kr so p-elementi.

Atom kriptona ima zunanjo plast (četrto), ki je popolna in ima 8 elektronov. Toda skupaj v četrti elektronski plasti, kot veste, je lahko 32 elektronov; atom kriptona ima še nezapolnjena podravni 4d in 4f.

Za elemente pete dobe se podnivoji izpolnijo v naslednjem vrstnem redu: 5s-> 4d -> 5p. In obstajajo tudi izjeme, povezane z "odpovedjo" elektronov v 41 Nb, 42 MO itd.

V šesti in sedmi periodi se pojavijo elementi, to je elementi, v katerih se zapolnjujeta 4f- oziroma 5f-podravni tretjega zunanjega elektronskega sloja.

Elemente 4f imenujemo lantanidi.

5f-Elementi se imenujejo aktinidi.

Vrstni red zapolnjevanja elektronskih podnivojev v atomih elementov šeste dobe: 55 Сs in 56 Ва - 6s elementi;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementi. Toda tudi tu obstajajo elementi, pri katerih je vrstni red zapolnjevanja elektronskih orbital »kršen«, kar je na primer povezano z večjo energijsko stabilnostjo polovično in popolnoma zapolnjenih podravni f, torej nf 7 in nf 14. .

Glede na to, kateri podnivo atoma je zadnji napolnjen z elektroni, so vsi elementi, kot ste že razumeli, razdeljeni v štiri elektronske družine ali bloke (slika 7).

1) s-elementi; b-podnivo zunanjega nivoja atoma je zapolnjen z elektroni; s-elementi vključujejo vodik, helij in elemente glavnih podskupin skupin I in II;

2) p-elementi; p-podnivo zunanjega nivoja atoma je napolnjen z elektroni; p elementi vključujejo elemente glavnih podskupin skupin III-VIII;

3) d-elementi; d-podnivo predzunanjega nivoja atoma je zapolnjen z elektroni; d-elementi vključujejo elemente sekundarnih podskupin skupin I-VIII, to je elemente vtičnih desetletij velikih obdobij, ki se nahajajo med s- in p-elementi. Imenujejo se tudi prehodni elementi;

4) f-elementi, f-podravni tretjega zunanjega nivoja atoma je napolnjena z elektroni; ti vključujejo lantanide in aktinoide.

1. Kaj bi se zgodilo, če ne bi upoštevali Paulijevega načela?

2. Kaj bi se zgodilo, če Hundovega pravila ne bi upoštevali?

3. Izdelajte diagrame elektronske zgradbe, elektronske formule in grafične elektronske formule atomov naslednjih kemijskih elementov: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Napišite elektronsko formulo za element #110 z uporabo ustreznega simbola za žlahtni plin.

Vsebina lekcije zapiski lekcije podporni okvir predstavitev lekcije metode pospeševanja interaktivne tehnologije Vadite naloge in vaje samotestiranje delavnice, treningi, primeri, questi domače naloge diskusija vprašanja retorična vprašanja študentov Ilustracije avdio, video posnetki in multimedija fotografije, slike, grafike, tabele, diagrami, humor, anekdote, šale, stripi, prispodobe, izreki, križanke, citati Dodatki izvlečkičlanki triki za radovedneže jaslice učbeniki osnovni in dodatni slovar pojmov drugo Izboljšanje učbenikov in poukapopravljanje napak v učbeniku posodobitev odlomka v učbeniku, elementi inovativnosti pri pouku, nadomeščanje zastarelega znanja z novim Samo za učitelje popolne lekcije koledarski načrt za leto smernice diskusijski programi Integrirane lekcije

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.

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 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 veličina za beleženje procesov oksidacije, redukcije in redoks reakcij.

Koncept oksidacijsko stanje pogosto uporablja v anorganski kemiji namesto pojma valenca. Oksidacijsko stanje atoma je enako številčni vrednosti električni naboj, dodeljen atomu ob predpostavki, da so vezni elektronski pari v celoti nagnjeni k 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, razlikujejo: 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

Atom- električno nevtralni delec, sestavljen iz pozitivno nabitega jedra in negativno nabitih elektronov. V središču atoma je pozitivno nabito jedro. Zavzema nepomemben del prostora znotraj atoma, v njem je skoncentriran ves pozitivni naboj in skoraj vsa masa atoma.

Jedro sestavljajo osnovni delci - proton in nevtron; Elektroni se gibljejo okoli atomskega jedra v zaprtih orbitalah.

Proton(p)- osnovni delec z relativno maso 1,00728 atomskih masnih enot in nabojem +1 konvencionalne enote. Število protonov v atomskem jedru je enako atomskemu številu elementa v periodnem sistemu D.I. Mendelejev.

Nevtron (n)- elementarni nevtralni delec z relativno maso 1,00866 atomskih masnih enot (amu).

Število nevtronov v jedru N je določeno s formulo:

kjer je A masno število, Z jedrski naboj, enako številu protoni (vrstno število).

Običajno so parametri jedra atoma zapisani na naslednji način: naboj jedra je postavljen spodaj levo od simbola elementa, masno število pa na vrhu, na primer:

Ta vnos kaže, da je jedrski naboj (in s tem število protonov) za fosforjev atom 15, masno število 31, število nevtronov pa 31 – 15 = 16. Ker se masi protona in nevtrona zelo razlikujeta malo drug od drugega, je masa števila približno enaka relativni atomski masi jedra.

Elektron (e –)- osnovni delec z maso 0,00055 a. e.m. in pogojna dajatev –1. Število elektronov v atomu je enako naboju jedra atoma (vrstna številka elementa v periodnem sistemu D.I. Mendelejeva).

Elektroni se gibljejo okoli jedra po strogo določenih orbitalah in tvorijo tako imenovani elektronski oblak.

Območje prostora okoli atomskega jedra, kjer je najverjetneje (90 % ali več) elektron, določa obliko elektronskega oblaka.

Elektronski oblak s elektrona je sferičen; Podravni s-energije lahko vsebuje največ dva elektrona.

Elektronski oblak p-elektrona ima obliko ročice; Tri p-orbitale lahko vsebujejo največ šest elektronov.

Orbitale so upodobljene kot kvadrat, na vrhu ali dnu katerega so zapisane vrednosti glavnih in sekundarnih kvantnih števil, ki opisujejo dano orbitalo. Tak posnetek se imenuje grafična elektronska formula, na primer:

V tej formuli puščice označujejo elektron, smer puščice pa ustreza smeri vrtenja - lastnemu magnetnemu momentu elektrona. Elektroni z nasprotnimi vrtljaji ↓ se imenujejo parni.

Elektronske konfiguracije atomov elementov lahko predstavimo v obliki elektronskih formul, v katerih so označeni simboli podnivoja, koeficient pred simbolom podravni kaže njegovo pripadnost dani ravni, stopnja simbola pa je število elektronov danega podravni.

Tabela 1 prikazuje strukturo elektronskih lupin atomov prvih 20 elementov periodnega sistema kemijskih elementov D.I. Mendelejev.

Kemijski elementi, v atomih katerih je s-podnivo zunanjega nivoja napolnjen z enim ali dvema elektronoma, imenujemo s-elementi. Kemijski elementi, v atomih katerih je p-podnivo (od enega do šest elektronov) zapolnjen, se imenujejo p-elementi.

Število elektronskih plasti v atomu kemičnega elementa je enako številu periode.

V skladu z Hundovo pravilo elektroni se nahajajo v podobnih orbitalah iste energijske ravni na tak način, da je skupni spin največji. Posledično pri polnjenju energijskega podravni vsak elektron najprej zasede ločeno celico in šele po tem se začne njihovo združevanje. Na primer, v atomu dušika bodo vsi p-elektroni v ločenih celicah, v kisiku pa se bo začelo njihovo združevanje, ki se bo popolnoma končalo v neonu.

Izotopi se imenujejo atomi istega elementa, ki vsebujejo v svojih jedrih enako število protonov, vendar različno število nevtronov.

Izotopi so znani za vse elemente. Zato so atomske mase elementov v periodnem sistemu povprečje masnih števil naravnih mešanic izotopov in se razlikujejo od celih vrednosti. Tako atomska masa naravne mešanice izotopov ne more služiti glavna značilnost atom in torej element. Ta značilnost atoma je naboj jedra, ki določa število elektronov v elektronski lupini atoma in njegovo strukturo.

Oglejmo si nekaj tipičnih nalog v tem razdelku.

Primer 1. Atom katerega elementa ima elektronsko konfiguracijo 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1?

Ta element ima en elektron 4s na svoji zunanji energijski ravni. Posledično je ta kemični element v četrtem obdobju prve skupine glavne podskupine. Ta element je kalij.

Obstaja še en način, kako priti do tega odgovora. Če seštejemo skupno število vseh elektronov, dobimo 19. Skupno število elektronov je enako atomskemu številu elementa. Številka 19 v periodnem sistemu je kalij.

Primer 2. Kemični element ustreza najvišjemu oksidu RO 2. Elektronska konfiguracija zunanje energijske ravni atoma tega elementa ustreza elektronski formuli:

  1. ns 2 np 4
  2. ns 2 np 2
  3. ns 2 np 3
  4. ns 2 np 6

S formulo višjega oksida (glej formule višjih oksidov v periodnem sistemu) ugotovimo, da je ta kemični element v četrti skupini glavne podskupine. Ti elementi imajo štiri elektrone na svoji zunanji energijski ravni - dva s in dva p. Zato je pravilen odgovor 2.

Naloge za usposabljanje

1. Skupno število s-elektronov v kalcijevem atomu je

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. Število seznanjenih p-elektronov v atomu dušika je

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. Število nesparjenih s-elektronov v atomu dušika je enako

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Število elektronov na zunanji energijski ravni atoma argona je

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. Število protonov, nevtronov in elektronov v atomu 9 4 Be je enako

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Porazdelitev elektronov po elektronskih plasteh 2; 8; 4 - ustreza atomu, ki se nahaja v (v)

1) 3. obdobje, IA skupina
2) 2. obdobje, IVA skupina
3) 3. obdobje, IVA skupina
4) 3. obdobje, VA skupina

7. Kemični element, ki se nahaja v 3. obdobju skupine VA, ustreza diagramu elektronske zgradbe atoma

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Kemični element z elektronsko konfiguracijo 1s 2 2s 2 2p 4 tvori hlapno vodikovo spojino, katere formula je

1) EN
2) EN 2
3) EN 3
4) EN 4

9. Število elektronskih plasti v atomu kemičnega elementa je enako

1) njegovo serijsko številko
2) številka skupine
3) število nevtronov v jedru
4) številka obdobja

10. Število zunanjih elektronov v atomih kemičnih elementov glavnih podskupin je enako

1) serijska številka elementa
2) številka skupine
3) število nevtronov v jedru
4) številka obdobja

11. Dva elektrona najdemo v zunanji elektronski plasti atomov vsakega kemičnega elementa v seriji

1) On, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Kemični element, katerega elektronska formula je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1, tvori oksid s sestavo

1) Li 2 O
2) MgO
3) K 2 O
4) Na 2 O

13. Število elektronskih plasti in število p-elektronov v atomu žvepla je enako

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. Elektronska konfiguracija ns 2 np 4 ustreza atomu

1) klor
2) žveplo
3) magnezij
4) silicij

15. Valenčni elektroni natrijevega atoma v osnovnem stanju se nahajajo v energijskem podravni

1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p

16. Atomi dušika in fosforja imajo

1) enako število nevtronov
2) enako število protonov
3) enaka konfiguracija zunanje elektronske plasti

17. Atoma kalcija in kalcija imata enako število valenčnih elektronov.

1) kalij
2) aluminij
3) berilij
4) bor

18. Atomi ogljika in fluora imajo

1) enako število nevtronov
2) enako število protonov
3) enako število elektronskih plasti
4) enako število elektronov

19. Ogljikov atom v svojem osnovnem stanju ima število neparnih elektronov

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. V atomu kisika v osnovnem stanju je število parnih elektronov enako

Povezane publikacije