Ev Aile ve Çocuklar

Florun elektronik yapısal formülü. Kimya ile ilgili dosya kataloğu

Bir kimyasal elementin elektronik formülünün nasıl oluşturulacağını öğrenelim. Bu soru önemli ve konuyla ilgilidir, çünkü yalnızca yapı hakkında değil, aynı zamanda varsayılan fiziksel ve kimyasal özellikler Söz konusu atom.

Derleme kuralları

Bir kimyasal elementin grafiksel ve elektronik formülünü oluşturmak için atomik yapı teorisini anlamak gerekir. Başlangıç olarak bir atomun iki ana bileşeni vardır: çekirdek ve negatif elektronlar. Çekirdek, yüksüz nötronların yanı sıra pozitif yüke sahip protonları da içerir.

Bir kimyasal elementin elektronik formülünün nasıl oluşturulacağını ve belirleneceğini tartışırken, çekirdekteki proton sayısını bulmak için Mendeleev periyodik sisteminin gerekli olacağını belirtiyoruz.

Bir elementin sayısı, çekirdeğinde bulunan protonların sayısına karşılık gelir. Atomun bulunduğu periyodun sayısı, elektronların bulunduğu enerji katmanlarının sayısını karakterize eder.

Nötronların sayısını belirlemek için elektrik şarjı, atom numarasını (proton sayısını) bir elementin atomunun bağıl kütlesinden çıkarmak gerekir.

Talimatlar

Bir kimyasal elementin elektronik formülünün nasıl oluşturulacağını anlamak için, Klechkovsky tarafından formüle edilen alt seviyeleri negatif parçacıklarla doldurma kuralını göz önünde bulundurun.

Serbest yörüngelerin ne kadar serbest enerjiye sahip olduğuna bağlı olarak, elektronlarla dolum seviyelerinin sırasını karakterize eden bir seri derlenir.

Her yörünge antiparalel dönüşlerde düzenlenmiş yalnızca iki elektron içerir.

Elektronik kabukların yapısını ifade etmek için grafik formülleri kullanılır. Atomların elektronik formülleri neye benziyor? kimyasal elementler? Grafik seçenekleri nasıl oluşturulur? Bu sorular okul kimyası dersinde yer aldığından, bunlar üzerinde daha ayrıntılı olarak duracağız.

Grafik formülleri hazırlanırken kullanılan belirli bir matris (temel) vardır. S-orbital, iki elektronun birbirinin karşısında yer aldığı yalnızca bir kuantum hücresi ile karakterize edilir. Grafiksel olarak oklarla gösterilirler. P-orbitalinde her biri iki elektron içeren üç hücre gösterilmektedir, d yörüngesi on elektron içerir ve f yörüngesi on dört elektronla doludur.

Elektronik formüllerin derlenmesine örnekler

Kimyasal bir elementin elektronik formülünün nasıl oluşturulacağı hakkında konuşmaya devam edelim. Örneğin manganez elementi için grafiksel ve elektronik bir formül oluşturmanız gerekiyor. Önce konumu belirleyelim bu elementin periyodik tabloda. Atom numarası 25 olduğundan atomda 25 elektron vardır. Manganez dördüncü periyot elementidir ve bu nedenle dört enerji düzeyine sahiptir.

Bir kimyasal elementin elektronik formülü nasıl yazılır? Elemanın işaretini ve seri numarasını yazıyoruz. Klechkovsky kuralını kullanarak elektronları enerji seviyeleri ve alt seviyeler arasında dağıtırız. Bunları sırayla birinci, ikinci ve üçüncü seviyelere yerleştiririz ve her hücreye iki elektron yerleştiririz.

Daha sonra bunları toplayarak 20 parça elde ediyoruz. Üç seviye tamamen elektronlarla doludur ve dördüncüde yalnızca beş elektron kalır. Her yörünge tipinin kendine ait enerji rezervi olduğunu göz önünde bulundurarak kalan elektronları 4s ve 3d alt seviyelerine dağıtıyoruz. Sonuç olarak, manganez atomunun bitmiş elektronik grafik formülü aşağıdaki forma sahiptir:

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

Pratik önemi

Elektron grafiği formüllerini kullanarak, belirli bir kimyasal elementin değerini belirleyen serbest (eşlenmemiş) elektronların sayısını açıkça görebilirsiniz.

Periyodik tabloda bulunan herhangi bir atom için elektron grafik formülleri oluşturabileceğiniz genelleştirilmiş bir eylem algoritması sunuyoruz.

Öncelikle periyodik tabloyu kullanarak elektron sayısını belirlemek gerekir. Periyot numarası enerji seviyelerinin sayısını gösterir.

Belirli bir gruba ait olmak, dış enerji seviyesinde bulunan elektronların sayısıyla ilişkilidir. Seviyeler alt seviyelere bölünmüş ve Klechkovsky kuralı dikkate alınarak doldurulmuştur.

Çözüm

Periyodik tabloda yer alan herhangi bir kimyasal elementin değerlik olasılıklarını belirlemek için atomunun elektronik grafik formülünü derlemek gerekir. Yukarıda verilen algoritma, görevle başa çıkmanıza, olası kimyasalları belirlemenize ve fiziki ozellikleri atom.

Bir elektron bulutundaki elektronların düzeylere, alt düzeylere ve yörüngelere göre dağılımının geleneksel temsiline denir. atomun elektronik formülü.

Kurallar|dayanarak| hangisi|hangi| makyaj|teslim et| elektronik formüller

1. Minimum enerji prensibi: Sistem ne kadar az enerjiye sahipse o kadar kararlıdır.

2. Klechkovsky'nin kuralı: elektronların elektron bulutunun seviyeleri ve alt seviyeleri arasındaki dağılımı, ana ve yörünge kuantum sayılarının (n + 1) toplamının değerinin artan sırasına göre gerçekleşir. Değerler eşitse (n+1), önce n değeri daha küçük olan alt seviye doldurulur.

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 Seviye numarası n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 kuantum sayısı

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

Klechkovsky serisi

1* - 2 numaralı tabloya bakınız.

3. Hund'un kuralı: bir alt seviyenin yörüngelerini doldururken alt düzey enerji, elektronların paralel spinlerle yerleştirilmesine karşılık gelir.

Derleme|geçişler| elektronik formüller

Potansiyel serisi:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

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

Klechkovsky serisi

Doldurma sırası Elektronik 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.

Elektronik formül 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

Elektronik formüllerin bilgi içeriği

1. Elementin periyodik|periyodik| içindeki konumu sistem.

2. Derece mümkün| elementin oksidasyonu.

3. Elementin kimyasal karakteri.

4. Kompozisyon|depo| ve eleman bağlantılarının özellikleri.

Elementin periyodik periyotta konumu|periyodik|D.I. Mendeleev'in sistemi:

A) dönem numarası elemanın bulunduğu seviye, elektronların bulunduğu seviye sayısına karşılık gelir;

B) grup numarası Belirli bir elementin ait olduğu değerlik elektronlarının toplamına eşittir. S ve p elementlerinin atomları için değerlik elektronları dış seviyedeki elektronlardır; d – elementler için bunlar dış seviyenin elektronları ve önceki seviyenin doldurulmamış alt seviyesidir.

V) elektronik aile son elektronun ulaştığı alt seviyenin sembolü (s-, p-, d-, f-) ile belirlenir.

G) alt grup elektronik aileye ait olarak belirlenir: s - ve p - elementler ana alt grupları işgal eder ve d - elementler - ikincil, f - elementler periyodik tablonun alt kısmında (aktinit ve lantanitler) ayrı bölümleri işgal eder.

2. Olası dereceler| elementlerin oksidasyonu.

Paslanma durumu bir atomun elektron verdiğinde veya elektron aldığında kazandığı yüktür.

Elektron veren atomlar, verilen elektron sayısına eşit olan pozitif bir yük kazanır (elektron yükü (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Elektronlarını veren atom dönüşüyor katyon(pozitif yüklü iyon). Bir atomdan bir elektronun çıkarılması işlemine denir iyonlaşma süreci. Bu işlemi gerçekleştirmek için gereken enerjiye denir iyonlaşma enerjisi ( Eion, eV).

Atomdan ilk ayrılan, yörüngede bir çifti olmayan, eşleşmemiş dış seviyedeki elektronlardır. Bir seviyedeki serbest yörüngelerin varlığında, dış enerjinin etkisi altında, bu seviyede çift oluşturan elektronlar önce eşleşmez, sonra hep birlikte ayrılırlar. Enerjinin bir kısmının bir çiftin elektronlarından biri tarafından emilmesi ve daha yüksek bir alt seviyeye geçişi sonucu ortaya çıkan eşleşmeyi bozma işlemine denir. uyarılma süreci.

Bir atomun bağışlayabileceği en fazla elektron sayısı, değerlik elektronlarının sayısına eşittir ve elementin bulunduğu grubun sayısına karşılık gelir. Bir atomun değerlik elektronlarının tamamını kaybettikten sonra kazandığı yüke denir. en yüksek oksidasyon durumu atom.

Dış düzeyde 4 ila 7 elektrona sahip olan elementlerin atomları, yalnızca elektron bağışlayarak değil, aynı zamanda onları ekleyerek de enerjik olarak kararlı bir duruma ulaşır. Sonuç olarak, stabil bir inert gaz durumu olan bir seviye (.ns 2 p 6) oluşur.

Elektron ekleyen atom kazanır olumsuzdereceoksidasyon– kabul edilen elektron sayısına eşit olan negatif yük.

Z E 0 + ne  Z E - n

Bir atomun ekleyebileceği elektron sayısı (8 –N|) sayısına eşittir; burada N,|hangi| bulunan element (veya değerlik elektronlarının sayısı).

Bir atoma elektron ekleme işlemine, enerji salınımı eşlik eder. Elektrona ilgi (Esaffinity,eB).

Bir atomun elektronik konfigürasyonu bir atomdaki elektronların düzeylere ve alt düzeylere göre dizilişini gösteren bir formüldür. Makaleyi inceledikten sonra elektronların nerede ve nasıl bulunduğunu öğrenecek, kuantum sayılarını tanıyacak ve bir atomun elektronik konfigürasyonunu numarasına göre oluşturabileceksiniz; makalenin sonunda bir element tablosu bulunmaktadır.

Neden elemanların elektronik konfigürasyonunu incelemeliyiz?

Atomlar bir yapı seti gibidir: Belli sayıda parça vardır, birbirlerinden farklıdırlar, ancak aynı türden iki parça kesinlikle aynıdır. Ancak bu yapım seti plastik olandan çok daha ilginç ve nedeni de bu. Yapılandırma yakınlarda kimin olduğuna bağlı olarak değişir. Örneğin hidrojenin yanında oksijen Belki suya dönüşür, sodyumun yanında gaza dönüşür, demirin yakınındayken tamamen pasa dönüşür. Bunun neden olduğu sorusunu yanıtlamak ve bir atomun diğerinin yanındaki davranışını tahmin etmek için aşağıda tartışılacak olan elektronik konfigürasyonu incelemek gerekir.

Bir atomda kaç elektron vardır?

Atom bir çekirdek ve onun etrafında dönen elektronlardan oluşur; çekirdek ise proton ve nötronlardan oluşur. Nötr durumda, her atomun elektron sayısı, çekirdeğindeki proton sayısına eşittir. Proton sayısı, elementin atom numarası ile belirlenir; örneğin, kükürtün 16 protonu vardır - periyodik tablonun 16. elementi. Altının 79 protonu var - periyodik tablonun 79. elementi. Buna göre kükürtün nötr durumda 16 elektronu, altının ise 79 elektronu vardır.

Elektron nerede aranır?

Elektronun davranışını gözlemleyerek belirli modeller elde edildi; bunlar kuantum sayılarıyla tanımlanır; toplamda dört tane vardır:

Ana kuantum sayısı
Yörünge kuantum numarası
Manyetik kuantum sayısı
Spin kuantum sayısı

Orbital

Ayrıca yörünge kelimesi yerine "orbital" terimini kullanacağız; yörünge, elektronun dalga fonksiyonudur, kabaca elektronun zamanının %90'ını geçirdiği bölgedir.

N - seviye
L - kabuk
M l - yörünge numarası
M s - yörüngedeki birinci veya ikinci elektron

Yörünge kuantum sayısı l

Elektron bulutunun incelenmesi sonucunda, enerji seviyesine bağlı olarak bulutun dört ana form aldığını buldular: bir top, dambıl ve diğer iki, daha karmaşık form. Artan enerjiye göre bu formlara s-, p-, d- ve f-kabuğu adı verilir. Bu kabukların her biri 1 (s üzerinde), 3 (p üzerinde), 5 (d üzerinde) ve 7 (f üzerinde) yörüngeye sahip olabilir. Yörünge kuantum sayısı, yörüngelerin bulunduğu kabuktur. S,p,d ve f yörüngeleri için yörünge kuantum sayısı sırasıyla 0,1,2 veya 3 değerlerini alır.

S kabuğunda bir yörünge vardır (L=0) - iki elektron
P kabuğunda üç yörünge vardır (L=1) - altı elektron
D kabuğunda beş yörünge vardır (L=2) - on elektron
F kabuğunda yedi yörünge vardır (L=3) - on dört elektron

Manyetik kuantum sayısı m l

P kabuğunda üç yörünge vardır ve bunlar -L'den +L'ye kadar sayılarla gösterilir, yani p kabuğu (L=1) için "-1", "0" ve "1" yörüngeleri vardır. . Manyetik kuantum sayısı m l harfiyle gösterilir.

Kabuğun içinde elektronların farklı yörüngelere yerleştirilmesi daha kolaydır, bu nedenle ilk elektronlar her bir yörüngeyi doldurur ve ardından her birine bir çift elektron eklenir.

D kabuğunu düşünün:
D kabuğu L=2 değerine karşılık gelir, yani beş yörünge (-2,-1,0,1 ve 2), ilk beş elektron M l =-2, M değerlerini alarak kabuğu doldurur. l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.

Spin kuantum sayısı m s

Spin, bir elektronun kendi ekseni etrafında dönme yönüdür, iki yön vardır, dolayısıyla spin kuantum numarasının iki değeri vardır: +1/2 ve -1/2. Bir enerji alt seviyesi yalnızca zıt spinlere sahip iki elektron içerebilir. Spin kuantum sayısı m s ile gösterilir

Baş kuantum sayısı n

Ana kuantum sayısı enerji seviyesidir. şu an Her biri Arap rakamlarıyla gösterilen yedi enerji seviyesi bilinmektedir: 1,2,3,...7. Her seviyedeki mermi sayısı seviye numarasına eşittir: birinci seviyede bir mermi, ikinci seviyede iki mermi vardır, vb.

Elektron numarası

Yani herhangi bir elektron dört kuantum sayısıyla tanımlanabilir, bu sayıların kombinasyonu elektronun her konumu için benzersizdir, ilk elektronu alın, en düşük enerji seviyesi N = 1'dir, ilk seviyede bir kabuk vardır, Herhangi bir seviyedeki ilk kabuk bir top (s-kabuk) şeklindedir; L=0, manyetik kuantum sayısı yalnızca bir değer alabilir, M l =0 ve spin +1/2'ye eşit olacaktır. Eğer beşinci elektronu alırsak (hangi atomda olursa olsun), o zaman onun ana kuantum sayıları şöyle olacaktır: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Atomun bileşimi.

Bir atom oluşur atom çekirdeği Ve elektron kabuğu.

Bir atomun çekirdeği protonlardan oluşur ( p+) ve nötronlar ( N 0). Çoğu hidrojen atomunun bir protondan oluşan bir çekirdeği vardır.

Proton sayısı N(p+) nükleer yüke eşittir ( Z) ve doğal element serisindeki (ve elementlerin periyodik tablosundaki) elementin sıra numarası.

N(P +) = Z

Nötronların toplamı N(N 0), yalnızca harfle gösterilir N ve proton sayısı Z isminde kütle Numarası ve harfle belirtilir A.

A = Z + N

Bir atomun elektron kabuğu, çekirdeğin etrafında hareket eden elektronlardan oluşur ( e -).

Elektron sayısı N(e-) nötr bir atomun elektron kabuğundaki proton sayısına eşittir Z onun çekirdeğinde.

Bir protonun kütlesi yaklaşık olarak bir nötronun kütlesine ve bir elektronun kütlesinin 1840 katına eşittir; dolayısıyla bir atomun kütlesi neredeyse çekirdeğin kütlesine eşittir.

Atomun şekli küreseldir. Çekirdeğin yarıçapı atomun yarıçapından yaklaşık 100.000 kat daha küçüktür.

Kimyasal element- aynı nükleer yüke sahip (çekirdeğinde aynı sayıda proton bulunan) atom türü (atom topluluğu).

İzotop- Çekirdeğinde aynı sayıda nötron bulunan aynı elementin atomlarından oluşan bir koleksiyon (veya çekirdeğinde aynı sayıda proton ve aynı sayıda nötron bulunan bir atom türü).

Farklı izotoplar, atomlarının çekirdeğindeki nötron sayısında birbirinden farklılık gösterir.

Tek bir atomun veya izotopun tanımı: (E - element sembolü), örneğin: .

Bir atomun elektron kabuğunun yapısı

Atomik yörünge- Bir atomdaki elektronun durumu. Yörüngenin sembolü. Her yörüngenin karşılık gelen bir elektron bulutu vardır.

Temel (uyarılmamış) durumdaki gerçek atomların yörüngeleri dört türdendir: S, P, D Ve F.

Elektronik bulut- yüzde 90 (veya daha fazla) olasılıkla bir elektronun bulunabileceği uzay kısmı.

Not: Bazen “atomik yörünge” ve “elektron bulutu” kavramları birbirinden ayırt edilmez ve her ikisine de “atomik yörünge” denir.

Bir atomun elektron kabuğu katmanlıdır. Elektronik katman aynı büyüklükteki elektron bulutlarından oluşur. Bir katman formunun yörüngeleri elektronik ("enerji") seviyesi, enerjileri hidrojen atomu için aynı, ancak diğer atomlar için farklıdır.

Aynı türdeki yörüngeler gruplandırılır. elektronik (enerji) alt seviyeler:
S-alt düzey (birinden oluşur S-orbitaller), sembol - .
P-alt düzey (üçten oluşur) P
D-alt seviye (beşten oluşur) D-orbitaller), sembol - .
F-alt düzey (yediden oluşur) F-orbitaller), sembol - .

Aynı alt seviyedeki yörüngelerin enerjileri aynıdır.

Alt seviyeleri belirlerken, alt seviye sembolüne katman numarası (elektronik seviye) eklenir, örneğin: 2 S, 3P, 5D araç S-ikinci seviyenin alt seviyesi, P-üçüncü seviyenin alt seviyesi, D-beşinci seviyenin alt seviyesi.

Bir seviyedeki alt seviyelerin toplam sayısı seviye numarasına eşittir N. Bir seviyedeki toplam yörünge sayısı eşittir N 2. Buna göre bir katmandaki toplam bulut sayısı da şuna eşittir: N 2 .

Tanımlar: - serbest yörünge (elektronsuz), - eşlenmemiş elektronlu yörünge, - elektron çiftli yörünge (iki elektronlu).

Elektronların bir atomun yörüngelerini doldurma sırası üç doğa kanunu tarafından belirlenir (formülasyonlar basitleştirilmiş terimlerle verilmiştir):

1. En az enerji ilkesi: Elektronlar, yörüngelerin enerjisini arttıracak şekilde yörüngeleri doldurur.

2. Pauli ilkesi: Bir yörüngede ikiden fazla elektron bulunamaz.

3. Hund kuralı - bir alt seviyede, elektronlar önce boş yörüngeleri doldurur (birer birer) ve ancak bundan sonra elektron çiftleri oluştururlar.

Elektronik seviyedeki (veya elektron katmanındaki) toplam elektron sayısı 2'dir N 2 .

Alt seviyelerin enerjiye göre dağılımı şu şekilde ifade edilir (artan enerji sırasına göre):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Bu dizi, bir enerji diyagramıyla açıkça ifade edilir:

Bir atomun elektronlarının seviyeler, alt seviyeler ve yörüngeler arasındaki dağılımı (bir atomun elektronik konfigürasyonu), bir elektron formülü, bir enerji diyagramı veya daha basit bir şekilde elektron katmanlarının bir diyagramı ("elektron diyagramı") olarak gösterilebilir.

Atomların elektronik yapısına örnekler:

Değerlik elektronları- kimyasal bağların oluşumunda rol alabilen bir atomun elektronları. Herhangi bir atom için, bunların tümü dış elektronlar artı enerjisi dıştakilerden daha büyük olan ön-dış elektronlardır. Örneğin: Ca atomunun 4 dış elektronu vardır S 2, bunlar aynı zamanda değerliktir; Fe atomunun 4 dış elektronu vardır S 2 ama 3'ü var D 6, dolayısıyla demir atomunun 8 değerlik elektronu vardır. Kalsiyum atomunun değerlik elektronik formülü 4'tür S 2 ve demir atomları - 4 S 2 3D 6 .

D. I. Mendeleev'in kimyasal elementlerin periyodik tablosu
(kimyasal elementlerin doğal sistemi)

Kimyasal elementlerin periyodik kanunu(modern formülasyon): kimyasal elementlerin özellikleri ve bunların oluşturduğu basit ve karmaşık maddeler periyodik olarak atom çekirdeğinin yükünün değerine bağlıdır.

Periyodik tablo- periyodik yasanın grafik ifadesi.

Doğal dizi kimyasal elementler- Atomlarının çekirdeklerindeki artan proton sayısına göre veya aynı şekilde bu atomların çekirdeklerinin artan yüklerine göre düzenlenmiş bir dizi kimyasal element. Bu satırdaki öğenin seri numarası sayıya eşit o elementin herhangi bir atomunun çekirdeğindeki protonlar.

Kimyasal elementler tablosu, doğal kimyasal element serilerinin "kesilmesiyle" oluşturulur. dönemler(tablonun yatay satırları) ve benzer elektronik atom yapısına sahip elementlerin gruplandırılması (tablonun dikey sütunları).

Öğeleri gruplar halinde birleştirme şeklinize bağlı olarak tablo şu şekilde olabilir: uzun dönem(aynı sayıda ve türde değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır) ve kısa süre(aynı sayıda değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır).

Kısa dönem tablosu grupları alt gruplara ayrılmıştır ( ana Ve taraf), uzun dönem tablosundaki gruplarla çakışıyor.

Aynı periyoda ait elementlerin tüm atomları, periyot sayısına eşit, aynı sayıda elektron katmanına sahiptir.

Periyotlardaki element sayısı: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sekizinci periyodun elementlerinin çoğu yapay olarak elde edildi, bu periyodun son elementleri henüz sentezlenmedi. İlki dışındaki tüm periyotlar alkali metal oluşturan bir elementle (Li, Na, K, vb.) başlar ve soy gaz oluşturan bir elementle (He, Ne, Ar, Kr, vb.) biter.

Kısa dönem tablosunda her biri iki alt gruba (ana ve ikincil) ayrılan sekiz grup vardır; uzun dönem tablosunda ise Romen rakamlarıyla A veya B harfleriyle numaralandırılmış on altı grup vardır. örnek: IA, IIIB, VIA, VIIB. Uzun dönem tablosunun IA grubu, kısa dönem tablosunun birinci grubunun ana alt grubuna karşılık gelir; grup VIIB - yedinci grubun ikincil alt grubu: geri kalanı - benzer şekilde.

Kimyasal elementlerin özellikleri doğal olarak gruplara ve periyotlara göre değişir.

Dönemler halinde (seri numarası arttıkça)

nükleer yük artar
dış elektronların sayısı artar,
atomların yarıçapı azalır,
elektronlar ile çekirdek arasındaki bağın gücü artar (iyonlaşma enerjisi),
elektronegatiflik artar,
basit maddelerin oksitleyici özellikleri arttırılır ("metaliklik"),
basit maddelerin indirgeyici özellikleri zayıflar ("metallik"),
Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin temel karakterini zayıflatır,
hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin asidik karakteri artar.

Gruplar halinde (artan seri numarasıyla)

nükleer yük artar
atomların yarıçapı artar (yalnızca A gruplarında),
elektronlar ve çekirdek arasındaki bağın gücü azalır (iyonlaşma enerjisi; yalnızca A gruplarında),
elektronegatiflik azalır (yalnızca A gruplarında),
basit maddelerin oksitleyici özellikleri zayıflar ("metaliklik"; yalnızca A gruplarında),
basit maddelerin indirgeyici özellikleri artar ("metallik"; yalnızca A gruplarında),
Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin temel karakteri artar (yalnızca A gruplarında),
Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin asidik karakterini zayıflatır (sadece A gruplarında),
hidrojen bileşiklerinin stabilitesi azalır (indirgeme aktiviteleri artar; yalnızca A gruplarında).

"Konu 9. "konuyla ilgili görevler ve testler. Atomun yapısı. Periyodik yasa ve kimyasal elementlerin periyodik sistemi, D. I. Mendeleev (PSHE) "."

Periyodik yasa - Periyodik yasa ve atomların yapısı 8-9. Sınıflar
Bilmelisiniz: yörüngeleri elektronlarla doldurma yasaları (en az enerji ilkesi, Pauli ilkesi, Hund kuralı), periyodik element tablosunun yapısı.
Şunları yapabilmeniz gerekir: elementin periyodik tablodaki konumuna göre bir atomun bileşimini belirlemek ve bunun tersine, bileşimini bilerek periyodik sistemde bir element bulmak; yapı diyagramını, bir atomun, iyonun elektronik konfigürasyonunu tasvir edin ve tersine, diyagramdan ve elektronik konfigürasyondan PSCE'deki bir kimyasal elementin konumunu belirleyin; PSCE'deki konumuna göre elementi ve oluşturduğu maddeleri karakterize etmek; Periyodik sistemin bir periyodunda ve bir ana alt grubunda atomların yarıçapındaki değişiklikleri, kimyasal elementlerin özelliklerini ve oluşturdukları maddeleri belirler.
Örnek 1.Üçüncü elektron seviyesindeki yörünge sayısını belirleyin. Bu yörüngeler nelerdir?
Yörünge sayısını belirlemek için formülü kullanırız N yörüngeler = N 2 nerede N- seviye numarası. N yörüngeler = 3 2 = 9. Bir 3 S-, üç 3 P- ve beş 3 D-orbitaller.
Örnek 2. Hangi elementin atomunun elektronik formül 1'e sahip olduğunu belirleyin S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
Hangi element olduğunu belirlemek için atomun toplam elektron sayısına eşit olan atom numarasını bulmanız gerekir. Bu durumda: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Bu alüminyumdur.
İhtiyacınız olan her şeyin öğrenildiğinden emin olduktan sonra görevleri tamamlamaya devam edin. Başarılar dileriz.

Önerilen Kaynaklar:
- O. S. Gabrielyan ve diğerleri Kimya 11. sınıf. M., Bustard, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimya 11. sınıf. M., Eğitim, 2001.

Sözde elektronik formüller şeklinde yazılmıştır. Elektronik formüllerde s, p, d, f harfleri elektronların enerji alt düzeylerini belirtir; Harflerin önündeki sayılar, belirli bir elektronun bulunduğu enerji seviyesini gösterir ve sağ üstteki indeks, belirli bir alt seviyedeki elektronların sayısıdır. Herhangi bir elementin atomunun elektronik formülünü oluşturmak için, bu elementin periyodik tablodaki sayısını bilmek ve elektronların atomdaki dağılımını yöneten temel ilkeleri takip etmek yeterlidir.

Bir atomun elektron kabuğunun yapısı, enerji hücrelerindeki elektronların düzeninin bir diyagramı şeklinde de gösterilebilir.

Demir atomları için bu şema aşağıdaki forma sahiptir:

Bu diyagram Hund kuralının uygulanmasını açıkça göstermektedir. 3d alt seviyesinde, maksimum hücre sayısı (dört) eşleşmemiş elektronlarla doldurulur. Bir atomdaki elektron kabuğunun yapısının elektronik formüller ve diyagramlar biçimindeki görüntüsü, elektronun dalga özelliklerini açıkça yansıtmamaktadır.

Periyodik yasanın değiştirilen metni EVET. Mendeleyev : Basit cisimlerin özellikleri ve element bileşiklerinin formları ve özellikleri, elementlerin atom ağırlıklarının büyüklüğüne periyodik olarak bağlıdır.

Periyodik Yasanın modern formülasyonu: elementlerin özellikleri, bileşiklerinin formları ve özellikleri periyodik olarak atom çekirdeğinin yükünün büyüklüğüne bağlıdır.

Böylece, çekirdeğin pozitif yükünün (atom kütlesinden ziyade), elementlerin ve bileşiklerinin özelliklerinin bağlı olduğu daha doğru bir argüman olduğu ortaya çıktı.

Değerlik- Bu, bir atomun diğerine bağlandığı kimyasal bağların sayısıdır.
Değerlik olasılıkları Atomlar, eşleşmemiş elektronların sayısına ve dış seviyede serbest atomik yörüngelerin varlığına göre belirlenir. Kimyasal elementlerin atomlarının dış enerji seviyelerinin yapısı esas olarak atomlarının özelliklerini belirler. Bu nedenle bu seviyelere değerlik seviyeleri denir. Bu seviyelerin ve bazen ön-dış seviyelerin elektronları, kimyasal bağların oluşumunda rol oynayabilir. Bu tür elektronlara değerlik elektronları da denir.

Stokiyometrik değerlik kimyasal element - bu, belirli bir atomun kendisine ekleyebileceği eşdeğerlerin sayısı veya bir atomdaki eşdeğerlerin sayısıdır.

Eşdeğerler, bağlı veya ikame edilmiş hidrojen atomlarının sayısına göre belirlenir, dolayısıyla stokiyometrik değerlik, belirli bir atomun etkileşime girdiği hidrojen atomlarının sayısına eşittir. Ancak tüm elementler serbestçe etkileşime girmez, ancak neredeyse tamamı oksijenle etkileşime girer, bu nedenle stokiyometrik değerlik, bağlı oksijen atomlarının sayısının iki katı olarak tanımlanabilir.

Örneğin, hidrojen sülfit H2S'deki kükürtün stokiyometrik değeri 2, S02-4 oksitte, S03-6 oksittedir.

İkili bir bileşiğin formülünü kullanarak bir elementin stokiyometrik değerliliğini belirlerken, kurala göre yönlendirilmelidir: bir elementin tüm atomlarının toplam değeri, başka bir elementin tüm atomlarının toplam değerliliğine eşit olmalıdır.

Paslanma durumu Ayrıca maddenin bileşimini karakterize eder ve artı işaretli (bir metal veya moleküldeki daha elektropozitif bir element için) veya eksi stokiyometrik değerliliğe eşittir.

1. B basit maddeler elementlerin oksidasyon durumu sıfırdır.

2. Tüm bileşiklerde florun oksidasyon durumu -1'dir. Geri kalan halojenler (klor, brom, iyot) ile metaller, hidrojen ve diğer daha elektropozitif elementler de -1 oksidasyon durumuna sahiptir, ancak daha elektronegatif elementlere sahip bileşiklerde bunlar pozitif değerler Oksidasyon durumları.

3. Bileşiklerdeki oksijenin oksidasyon durumu -2'dir; istisnalar, hidrojen peroksit H202 ve türevleridir (oksijenin -1 oksidasyon durumuna sahip olduğu Na202, BaO2 vb. ve ayrıca oksijenin oksidasyon durumunun olduğu oksijen florür OF2). +2'dir.

4. Alkali elementler (Li, Na, K, vb.) ve Periyodik Tablonun ikinci grubunun ana alt grubunun elementleri (Be, Mg, Ca, vb.) her zaman grup numarasına eşit bir oksidasyon durumuna sahiptir; sırasıyla +1 ve +2'dir.

5. Talyum hariç üçüncü grubun tüm elementleri grup numarasına eşit sabit bir oksidasyon durumuna sahiptir, yani. +3.

6. Bir elementin en yüksek oksidasyon durumu Periyodik Tablonun grup numarasına eşittir ve en düşük fark ise grup numarası - 8'dir. Örneğin, en yüksek derece azot oksidasyonu (beşinci grupta yer alır) +5 (nitrik asit ve tuzlarında) ve en düşük olanı -3'tür (amonyak ve amonyum tuzlarında).

7. Bir bileşikteki elementlerin oksidasyon durumları birbirini iptal eder, böylece bir moleküldeki veya nötr formül birimindeki tüm atomların toplamı sıfır olur ve bir iyon için yükü olur.

Bu kurallar, diğerlerinin oksidasyon durumları biliniyorsa, bir bileşikteki bir elementin bilinmeyen oksidasyon durumunu belirlemek ve çok elementli bileşikler için formüller oluşturmak için kullanılabilir.

Paslanma durumu (oksidasyon sayısı) — oksidasyon, indirgeme ve redoks reaksiyonlarının işlemlerini kaydetmek için yardımcı bir geleneksel değer.

Konsept paslanma durumu sıklıkla kullanılır inorganik kimya konsept yerine değerlik. Bir atomun oksidasyon durumu, bağlanan elektron çiftlerinin tamamen daha elektronegatif atomlara doğru yöneldiği varsayılarak (yani bileşiğin yalnızca iyonlardan oluştuğu varsayılarak), atoma atanan elektrik yükünün sayısal değerine eşittir.

Oksidasyon numarası, pozitif bir iyonu nötr bir atoma indirgemek için ona eklenmesi gereken veya onu nötr bir atoma oksitlemek için negatif bir iyondan çıkarılması gereken elektron sayısına karşılık gelir:

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

Elementlerin özellikleri, atomun elektron kabuğunun yapısına bağlı olarak periyodik sistemin periyotlarına ve gruplarına göre değişmektedir. Bir dizi analog elemanda elektronik yapılar yalnızca benzer olduğundan, aynı olmadığından, gruptaki bir elemandan diğerine geçerken, onlar için basit bir özellik tekrarı gözlenmez, ancak bunların az çok açıkça ifade edilen doğal değişimi gözlenir. .

Bir elementin kimyasal yapısı, atomunun elektron kaybetme veya kazanma yeteneği ile belirlenir. Bu yetenek, iyonlaşma enerjileri ve elektron ilgilerinin değerleriyle ölçülür.

İyonlaşma enerjisi (E ve) T = 0'da gaz fazındaki bir atomdan bir elektronun çıkarılması ve tamamen uzaklaştırılması için gereken minimum enerji miktarıdır.

Atomun pozitif yüklü bir iyona dönüşmesiyle serbest kalan elektrona kinetik enerji aktarmadan K: E + Ei = E+ + e-. İyonlaşma enerjisi pozitif bir miktardır ve alkali metal atomları için en düşük, soy gaz atomları için en yüksek değerlere sahiptir.

Elektron ilgisi (Ee) T = 0'da gaz fazındaki bir atoma bir elektron eklendiğinde açığa çıkan veya emilen enerjidir.

Parçacığa kinetik enerji aktarmadan bir atomun negatif yüklü bir iyona dönüşmesiyle K:

E + e- = E- + Ee.

Halojenler, özellikle de flor, maksimum elektron ilgisine sahiptir (Ee = -328 kJ/mol).

Ei ve Ee değerleri mol başına kilojoule (kJ/mol) veya atom başına elektron volt (eV) cinsinden ifade edilir.

Bağlı bir atomun kimyasal bağların elektronlarını kendine doğru kaydırarak etrafındaki elektron yoğunluğunu artırma yeteneğine denir. elektronegatiflik.

Bu kavram bilime L. Pauling tarafından tanıtıldı. Elektronegatiflik÷ sembolü ile gösterilir ve belirli bir atomun kimyasal bir bağ oluşturduğunda elektron ekleme eğilimini karakterize eder.

R. Maliken'e göre bir atomun elektronegatifliği, serbest atomların iyonlaşma enerjileri ve elektron ilgilerinin toplamının yarısı kadar hesaplanır = (Ee + Ei)/2

Periyotlarda atom çekirdeğinin yükünün artmasıyla iyonlaşma enerjisinin ve elektronegatifliğin genel olarak artma eğilimi vardır; gruplarda ise elementin atom numarasının artmasıyla bu değerler azalır.

Bir elemente sabit bir elektronegatiflik değeri atanamayacağı vurgulanmalıdır çünkü bu değer birçok faktöre, özellikle de elementin değerlik durumuna, dahil edildiği bileşiğin türüne ve komşu atomların sayısına ve türüne bağlıdır. .

Atomik ve iyonik yarıçaplar. Atomların ve iyonların boyutları elektron kabuğunun boyutlarına göre belirlenir. Kuantum mekaniği kavramlarına göre elektron kabuğunun kesin olarak tanımlanmış sınırları yoktur. Bu nedenle serbest bir atomun veya iyonun yarıçapı şu şekilde alınabilir: çekirdekten dış elektron bulutlarının yoğunluğunun ana maksimum konumuna kadar teorik olarak hesaplanan mesafe. Bu mesafeye yörünge yarıçapı denir. Pratikte, bileşiklerdeki atom ve iyonların yarıçapları genellikle kullanılır ve deneysel verilere dayanılarak hesaplanır. Bu durumda atomların kovalent ve metalik yarıçapları ayırt edilir.

Atomik ve iyonik yarıçapların bir elementin atomunun çekirdeğinin yüküne bağımlılığı doğası gereği periyodiktir.. Periyotlarda atom numarası arttıkça yarıçaplar azalma eğilimindedir. En büyük azalma, dış elektronik seviyeleri dolu olduğundan kısa süreli elementler için tipiktir. D ve f elementlerinin ailelerindeki büyük dönemlerde, bu değişiklik daha az keskindir, çünkü içlerinde elektronların doldurulması ön dış katmanda meydana gelir. Alt gruplarda aynı türden atom ve iyonların yarıçapları genellikle artar.

Periyodik element sistemi, yatay olarak (soldan sağa bir periyotta), dikey olarak (örneğin bir grupta yukarıdan aşağıya) gözlenen elementlerin özelliklerinde çeşitli periyodiklik türlerinin tezahürünün açık bir örneğidir. ), çapraz olarak, yani. atomun bazı özellikleri artar veya azalır, ancak periyodiklik kalır.

Soldan sağa (→) dönemde elementlerin yükseltgen ve metalik olmayan özellikleri artar, indirgeyici ve metalik özellikleri azalır. Yani, 3. periyodun tüm elementleri arasında sodyum en aktif metal ve en güçlü indirgeyici ajan olacak ve klor en güçlü oksitleyici ajan olacaktır.

Kimyasal bağ- Bu, atomlar arasındaki elektriksel çekim kuvvetlerinin etkisinin bir sonucu olarak, bir moleküldeki veya kristal kafesteki atomların karşılıklı bağlantısıdır.

Bu, tüm elektronların ve tüm çekirdeklerin etkileşimidir ve kararlı, çok atomlu bir sistemin (radikal, moleküler iyon, molekül, kristal) oluşumuna yol açar.

Kimyasal bağlar değerlik elektronları tarafından gerçekleştirilir. Modern kavramlara göre kimyasal bağ elektronik niteliktedir ancak farklı şekillerde gerçekleştirilir. Bu nedenle üç ana kimyasal bağ türü vardır: kovalent, iyonik, metalik.Moleküller arasında ortaya çıkar hidrojen bağı, ve olur van der Waals etkileşimleri.

Kimyasal bir bağın temel özellikleri şunları içerir:

- bağlantı uzunluğu - Bu, kimyasal olarak bağlı atomlar arasındaki çekirdekler arası mesafedir.

Etkileşen atomların doğasına ve bağın çokluğuna bağlıdır. Çokluk arttıkça bağ uzunluğu azalır ve dolayısıyla gücü artar;

- Bağın çokluğu, iki atomu birbirine bağlayan elektron çiftlerinin sayısına göre belirlenir. Çokluk arttıkça bağlanma enerjisi de artar;

- bağlantı açısı- kimyasal olarak birbirine bağlı iki komşu atomun çekirdeğinden geçen hayali düz çizgiler arasındaki açı;

Bağ enerjisi E SV - bu, belirli bir bağın oluşumu sırasında açığa çıkan ve kırılması için harcanan enerjidir, kJ/mol.

Kovalent bağ - İki atom arasında bir çift elektronun paylaşılmasıyla oluşan kimyasal bağ.

Kimyasal bağın atomlar arasında paylaşılan elektron çiftlerinin ortaya çıkmasıyla açıklanması, değerlik spin teorisinin temelini oluşturdu. değerlik bağı yöntemi (MVS) , Lewis tarafından 1916'da keşfedildi. Kimyasal bağların ve moleküllerin yapısının kuantum mekaniksel açıklaması için başka bir yöntem kullanılır - moleküler yörünge yöntemi (MMO) .

Değerlik bağı yöntemi

MBC kullanarak kimyasal bağ oluşumunun temel prensipleri:

1. Değerlik (eşlenmemiş) elektronlar tarafından kimyasal bir bağ oluşturulur.

2. İki farklı atoma ait antiparalel spinlere sahip elektronlar ortak hale gelir.

3. Kimyasal bir bağ ancak iki veya daha fazla atom birbirine yaklaştığında sistemin toplam enerjisi azalırsa oluşur.

4. Bir moleküle etki eden ana kuvvetler elektriksel, Coulomb kökenlidir.

5. Bağlantı ne kadar güçlü olursa, etkileşen elektron bulutları da o kadar fazla örtüşür.

Kovalent bağların oluşumu için iki mekanizma vardır:

Değişim mekanizması.İki nötr atomun değerlik elektronlarının paylaşılmasıyla bir bağ oluşur. Her atom ortak bir elektron çiftine eşlenmemiş bir elektron katar:

Pirinç. 7. Kovalent bağların oluşumu için değişim mekanizması: A- polar olmayan; B- kutupsal

Donör-alıcı mekanizması. Bir atom (verici) bir elektron çifti sağlar ve diğer atom (alıcı) bu çift için boş bir yörünge sağlar.

bağlantılar, eğitimli bağışçı-alıcı mekanizmasına göre, karmaşık bileşikler

Pirinç. 8. Kovalent bağ oluşumunun donör-alıcı mekanizması

Kovalent bağın belirli özellikleri vardır.

Doygunluk - atomların kesin olarak tanımlanmış sayıda kovalent bağ oluşturma özelliği. Bağların doygunluğu nedeniyle moleküller belirli bir bileşime sahiptir.

Yönlülük - t . e. bağlantı, elektron bulutlarının maksimum örtüşmesi yönünde oluşturulur . Bağı oluşturan atomların merkezlerini birleştiren çizgiyle ilgili olarak, şunları ayırt ederler: σ ve π (Şekil 9): σ-bağ - etkileşime giren atomların merkezlerini birleştiren çizgi boyunca AO'nun üst üste binmesiyle oluşur; π bağı, bir atomun çekirdeklerini birleştiren düz çizgiye dik bir eksen yönünde oluşan bir bağdır. Bağın yönü moleküllerin uzaysal yapısını yani geometrik şeklini belirler.

Hibridizasyon - daha verimli yörünge örtüşmesi elde etmek için kovalent bir bağ oluştururken bazı yörüngelerin şeklindeki değişikliktir. Hibrit yörüngelerin elektronlarının katılımıyla oluşan kimyasal bağ, daha fazla örtüşme meydana geldiğinden, hibrit olmayan s- ve p-orbitallerinin elektronlarının katılımıyla oluşan bağdan daha güçlüdür. Aşağıdaki hibridizasyon türleri ayırt edilir (Şekil 10, Tablo 31): sp hibridizasyonu - bir s-orbital ve bir p-orbital iki özdeş "melez" yörüngeye dönüşür, eksenleri arasındaki açı 180°'dir. sp-hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller doğrusal bir geometriye (BeCl 2) sahiptir.

sp2 hibridizasyonu- bir s-orbital ve iki p-orbital üç özdeş "hibrit" yörüngeye dönüşür, eksenleri arasındaki açı 120°'dir. Sp2 hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller düz bir geometriye sahiptir (BF 3, AlCl 3).

sp3-hibridizasyon- bir s-orbital ve üç p-orbital, eksenleri arasındaki açı 109°28" olan dört özdeş "melez" yörüngeye dönüşür. İçinde sp3 hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller, tetrahedral bir geometriye sahiptir (CH 4) , NH3).

Pirinç. 10. Değerlik yörüngelerinin hibridizasyon türleri: a - sp değerlik yörüngelerinin melezlenmesi; B - sp2 - değerlik yörüngelerinin melezleşmesi; V - sp Değerlik yörüngelerinin 3-hibridizasyonu