ev Aile ve Çocuklar

Florun elektronik yapısal formülü. Kimya Dosya Kataloğu

Bir kimyasal elementin elektronik formülünün nasıl yazılacağını öğrenelim. Bu soru, yalnızca yapı hakkında değil, aynı zamanda iddia edilen fiziksel ve kimyasal özellikler söz konusu atom.

Derleme kuralları

Bir kimyasal elementin grafiksel ve elektronik formülünü oluşturmak için atomun yapısı teorisi hakkında fikir sahibi olmak gerekir. Başlangıç olarak, bir atomun iki ana bileşeni vardır: çekirdek ve negatif elektronlar. Çekirdek, yükü olmayan nötronların yanı sıra pozitif yüklü protonları içerir.

Bir kimyasal elementin elektronik formülünün nasıl oluşturulacağını ve belirleneceğini tartışırken, çekirdekteki proton sayısını bulmak için Mendeleev'in periyodik sisteminin gerekli olduğunu not ediyoruz.

Bir elementin sırası, çekirdeğindeki proton sayısına karşılık gelir. Atomun bulunduğu periyodun sayısı, elektronların bulunduğu enerji katmanlarının sayısını karakterize eder.

Nötronların sayısını belirlemek için elektrik şarjı, seri numarasını (proton sayısı) bir elementin atomunun nispi kütlesinin değerinden çıkarmak gerekir.

Talimat

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

Serbest orbitallerin sahip olduğu serbest enerji miktarına bağlı olarak, seviyeleri elektronlarla doldurma sırasını karakterize eden bir dizi çizilir.

Her yörünge, antiparalel dönüşlerde düzenlenmiş sadece iki elektron içerir.

Elektron kabuklarının yapısını ifade etmek için grafik formüller kullanılır. Atomların elektronik formülleri neye benziyor? kimyasal elementler? Grafik seçenekleri nasıl yapılır? Bu sorular okul kimya dersine dahil edilmiştir, bu yüzden onlar üzerinde daha ayrıntılı olarak duracağız.

Grafik formülleri derlenirken kullanılan belirli bir matris (temel) vardır. S-yörüngesi, iki elektronun birbirinin karşısına yerleştirildiği yalnızca bir kuantum hücresi ile karakterize edilir. Oklarla grafiksel olarak gösterilirler. P orbitali için, her biri iki elektron içeren, d orbitalinde on elektron bulunan ve f on dört elektronla doldurulmuş üç hücre gösterilmiştir.

Elektronik formül derleme örnekleri

Kimyasal bir elementin elektronik formülünün nasıl oluşturulacağı konusundaki konuşmaya devam edelim. Örneğin manganez elementi için grafiksel ve elektronik bir formül yapmanız gerekir. Önce pozisyonu tanımlayalım verilen eleman periyodik sistemde. Atom numarası 25'tir, yani bir atomda 25 elektron vardır. Manganez dördüncü periyodun bir elementidir, bu nedenle dört enerji seviyesine sahiptir.

Bir kimyasal elementin elektronik formülü nasıl yazılır? Elemanın işaretini ve sıra numarasını yazıyoruz. Klechkovsky kuralını kullanarak elektronları enerji seviyelerine ve alt seviyelere dağıtırız. Her hücreye iki elektron ekleyerek bunları sırayla birinci, ikinci ve üçüncü seviyede düzenleriz.

Sonra onları toplarız, 20 parça elde ederiz. Üç seviye tamamen elektronlarla doldurulur ve dördüncüde sadece beş elektron kalır. Her yörünge tipinin kendi enerji rezervine sahip olduğu göz önüne alındığında, kalan elektronları 4s ve 3d alt seviyelerine dağıtırız. Sonuç olarak, manganez atomu için bitmiş elektron grafiği formülü aşağıdaki forma sahiptir:

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

pratik değer

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

Periyodik tabloda bulunan herhangi bir atomun elektronik grafik formüllerini oluşturabileceğiniz genelleştirilmiş bir eylem algoritması sunuyoruz.

İlk adım, periyodik tabloyu kullanarak elektron sayısını belirlemektir. Periyot numarası, enerji seviyelerinin sayısını gösterir.

Belli bir gruba ait olmak, dış enerji seviyesindeki elektronların sayısı ile ilişkilidir. Seviyeler, Klechkovsky kuralına göre doldurulan alt seviyelere bölünmüştür.

Çözüm

Periyodik tabloda yer alan herhangi bir kimyasal elementin değerlik yeteneklerini belirlemek için atomunun elektron grafik formülünü çıkarmak gerekir. Yukarıda verilen algoritma, görevle başa çıkmanıza, olası kimyasalları belirlemenize ve fiziksel özellikler atom.

Elektron bulutundaki elektronların seviyelere, alt seviyelere ve yörüngelere göre dağılımının koşullu görüntüsüne denir. atomun elektronik formülü.

Kurallara dayalı|dayalı| hangi | hangi | makyaj teslim | elektronik formüller

1. Minimum enerji ilkesi: sistem ne kadar az enerjiye sahipse, o kadar kararlıdır.

2. Klechkovsky'nin kuralı: elektron bulutunun seviyeleri ve alt seviyeleri üzerindeki elektronların dağılımı, ana ve yörünge kuantum sayılarının (n + 1) toplamının artan düzeninde gerçekleşir. Değerlerin (n+1) eşitliği durumunda, önce n'nin daha küçük değerine sahip 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 Düzey numarası n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 Yörünge 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 bakın.

3. Hund kuralı: bir alt seviyenin yörüngeleri doldurulduğunda alt düzey enerji, paralel spinli elektronların düzenine karşılık gelir.

Taslak oluşturma|Gönderme| elektronik formüller

Potansiyel satır: 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 Electroni 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

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

elektronik formül

(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 bilgilendiriciliği

1. Elementin periyodik|periyodik| sistem.

2. Olası dereceler| element oksidasyonu.

3. Elementin kimyasal yapısı.

4. Kompozisyon|depo| ve elemanın bağlantı özellikleri.

Elementin periyodikteki konumu|Periyodik|D.I. Mendeleev'in sistemi:

a) dönem numarası elementin bulunduğu , elektronların bulunduğu seviye sayısına karşılık gelir;

b) grup numarası Bu elementin ait olduğu , değerlik elektronlarının toplamına eşittir. s ve p elementlerinin atomları için değerlik elektronları, dış seviyenin elektronlarıdır; d-elemanları için bunlar, dış seviyenin elektronları ve önceki seviyenin doldurulmamış alt seviyesidir.

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

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

2. olası dereceler| element oksidasyonu.

Paslanma durumu bir atomun elektron verdiğinde veya aldığında aldığı yüktür.

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

Z E 0 – ne  Z E + n

Elektron veren atom olur katyon(pozitif yüklü iyon). Bir atomdan elektron koparma işlemine ne denir iyonlaşma süreci. Bu işlemi gerçekleştirmek için gereken enerjiye denir. iyonlaşma enerjisi ( Eion, eB).

Atomdan ilk ayrılan, yörüngede bir çifti olmayan dış seviyedeki elektronlardır - eşleştirilmemiş. Aynı seviyede serbest orbitallerin varlığında, dış enerjinin etkisi altında, bu seviyede çift oluşturan elektronlar eşleşmez ve daha sonra hep birlikte ayrılır. Çiftin elektronlarından biri tarafından enerjinin bir kısmının soğurulması ve en yüksek alt seviyeye geçişi sonucu meydana gelen zayıflama sürecine denir. uyarılma süreci.

Bir atomun bağışlayabileceği en büyük elektron sayısı, değerlik elektronlarının sayısına eşittir ve elementin bulunduğu grubun sayısına karşılık gelir. Bir atomun tüm değerlik elektronlarını kaybettikten sonra kazandığı yüke ne denir? en yüksek oksidasyon derecesi atom.

Dış seviyede 4 ila 7 elektrona sahip elementlerin atomları, sadece elektronları bırakarak değil, aynı zamanda ekleyerek de enerjik olarak kararlı bir duruma ulaşır. Sonuç olarak, bir seviye (.ns 2 p 6) oluşur - kararlı bir soy gaz durumu.

Elektron bağlı bir atom kazanır olumsuzdereceoksidasyon- alınan elektronların sayısına eşit bir negatif yük.

Z E 0 + ne  Z E - n

Bir atomun ekleyebileceği elektron sayısı, sayıya (8 –N|) eşittir; burada N,|nenin| eleman bulunur (veya değerlik elektronlarının sayısı).

Elektronları bir atoma bağlama işlemine, c olarak adlandırılan enerjinin serbest bırakılması eşlik eder. elektrona ilgi (Esrodship,eV).

Bir atomun elektronik konfigürasyonu bir atomdaki elektronların düzeylere ve alt düzeylere göre düzenlenişini gösteren bir formüldür. Makaleyi inceledikten sonra, elektronların nerede ve nasıl bulunduğunu öğrenecek, kuantum sayıları ile tanışacak ve bir atomun elektronik konfigürasyonunu numarasına göre oluşturabileceksiniz, makalenin sonunda bir element tablosu var.

Neden elementlerin elektronik konfigürasyonunu inceleyelim?

Atomlar bir kurucu gibidir: belirli sayıda parça vardır, bunlar birbirinden farklıdır, ancak aynı türden iki parça tamamen aynıdır. Ancak bu yapıcı plastik olandan çok daha ilginç ve işte nedeni. Yapılandırma, yakınlarda kimin olduğuna bağlı olarak değişir. Örneğin, hidrojenin yanında oksijen belki suya, sodyumun yanında gaza, demirin yanında tamamen pasa dönüşür. Bunun neden olduğu sorusunu cevaplamak 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, çekirdek ise proton ve nötronlardan oluşur. Nötr durumda, her atom çekirdeğindeki proton sayısı kadar elektrona sahiptir. Proton sayısı, elementin seri numarası ile belirtilmiştir, örneğin, kükürtün 16 protonu vardır - periyodik sistemin 16. elementi. Altının 79 protonu vardır - periyodik tablonun 79. elementi. Buna göre, nötr durumda kükürt içinde 16 elektron ve altında 79 elektron vardır.

Elektron nerede aranır?

Bir elektronun davranışını gözlemleyerek, belirli modeller türetildi, bunlar kuantum sayılarıyla tanımlandı, toplamda dört tane var:

Ana kuantum sayısı
yörünge kuantum sayısı
Manyetik kuantum sayısı
Spin kuantum sayısı

Orbital

Ayrıca, yörünge kelimesi yerine "yörünge" terimini kullanacağız, yörünge elektronun dalga fonksiyonudur, kabaca - bu elektronun zamanın %90'ını harcadığı alandır.

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

Yörünge kuantum sayısı l

Elektron bulutunun incelenmesinin bir sonucu olarak, enerji seviyesine bağlı olarak bulutun dört ana form aldığı bulundu: bir top, halter ve diğer ikisi daha karmaşık. Artan enerji düzeninde bu formlara s-, p-, d- ve f-kabukları denir. 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. Sırasıyla s, p, d ve f orbitalleri için orbital kuantum sayısı 0,1,2 veya 3 değerlerini alır.

s kabuğunda bir yörünge (L=0) - iki elektron
p-kabuğunda (L=1) üç orbital vardır - altı elektron
d-kabuğunda (L=2) beş orbital vardır - on elektron
f-kabuğunda yedi orbital (L=3) vardır - on dört elektron

Manyetik kuantum sayısı m l

p kabuğunda üç yörünge vardır, 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 harfi ile gösterilir.

Kabuk içinde, elektronların farklı yörüngelerde yer alması daha kolaydır, bu nedenle ilk elektronlar her yörünge için bir tane doldurur ve ardından çifti her birine eklenir.

Bir d-kabuğu düşünün:
D-kabuğu L=2 değerine karşılık gelir, yani beş orbital (-2,-1,0,1 ve 2), ilk beş elektron kabuğu doldurur, M l =-2 değerlerini alır, Ml =-1,Ml=0, Ml=1,Ml =2.

Spin kuantum sayısı m s

Spin, bir elektronun kendi ekseni etrafındaki dönüş yönüdür, iki yön vardır, dolayısıyla spin kuantum sayısının iki değeri vardır: +1/2 ve -1/2. Aynı enerji alt seviyesinde sadece zıt spinli iki elektron olabilir. Spin kuantum sayısı gösterilir m s

Baş kuantum sayısı n

Temel kuantum sayısı, enerjinin seviyesidir. şu an yedi enerji seviyesi bilinmektedir, her biri bir Arap rakamıyla gösterilir: 1,2,3, ... 7. Her seviyedeki mermi sayısı, seviye numarasına eşittir: birinci seviyede bir, ikinci seviyede iki mermi vb.

elektron numarası

Yani herhangi bir elektron dört kuantum sayısı ile tanımlanabilir, bu sayıların kombinasyonu elektronun her konumu için benzersizdir, ilk elektronu alalım, en düşük enerji seviyesi N=1, birinci seviyede bir kabuk bulunur, herhangi bir seviyedeki ilk mermi top (s -kabuk) şeklindedir, yani. L=0, manyetik kuantum sayısı yalnızca bir değer alabilir, M l =0 ve dönüş +1/2'ye eşit olacaktır. Beşinci elektronu alırsak (hangi atomda olursa olsun), bunun için 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 tek bir proton çekirdeği vardır.

proton sayısı N(p+) nükleer yüke eşittir ( Z) ve elementlerin doğal serisindeki (ve periyodik elementler sistemindeki) elementin sıra sayısı.

N(p +) = Z

nötron sayısı toplamı N(n 0) sadece harfle gösterilir N ve proton sayısı Z isminde kütle Numarası ve harfle işaretlenmiştir ANCAK.

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, bu nedenle bir atomun kütlesi pratik olarak çekirdeğin kütlesine eşittir.

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

Kimyasal element- aynı nükleer yüke sahip (çekirdekte aynı sayıda protona sahip) atom türü (atom kümesi).

İzotop- çekirdekte aynı sayıda nötron bulunan bir elementin atomları (veya çekirdekte aynı sayıda proton ve aynı sayıda nötron bulunan bir atom türü).

Farklı izotoplar, atomlarının çekirdeğindeki nötron sayısı bakımından birbirinden farklıdır.

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

Atomun elektron kabuğunun yapısı

atomik yörünge elektronun atomdaki halidir. Yörünge sembolü - . Her yörünge bir elektron bulutuna karşılık gelir.

Zemin (uyarılmamış) durumdaki gerçek atomların yörüngeleri dört tiptir: s, p, d ve f.

elektronik bulut- bir elektronun yüzde 90 (veya daha fazla) olasılıkla bulunabileceği uzayın parçası.

Not: bazen "atomik yörünge" ve "elektron bulutu" kavramları ayırt edilmez ve her ikisine de "atomik yörünge" denir.

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

Aynı seviyedeki yörüngeler şu şekilde gruplandırılır: elektronik (enerji) alt düzeyler:
s- alt düzey (birinden oluşur s-orbitaller), sembol - .
p alt düzey (üç bölümden oluşur) p
d alt düzey (beş bölümden oluşur) d-yörüngeler), sembol - .
f alt düzey (yedi f-yörüngeler), sembol - .

Aynı alt seviyedeki yörüngelerin enerjileri aynıdır.

Alt seviyeler belirlenirken, alt seviye sembolüne katman numarası (elektronik seviye) eklenir, örneğin: 2 s, 3p, 5d anlamına geliyor s- ikinci seviyenin alt seviyesi, p- üçüncü seviyenin alt seviyesi, d- beşinci seviyenin alt seviyesi.

Bir düzeydeki toplam alt düzey sayısı, düzey numarasına eşittir. n. Bir seviyedeki toplam yörünge sayısı n 2. Buna göre, bir katmandaki toplam bulut sayısı da n 2 .

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

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

1. En az enerji ilkesi - elektronlar orbitalleri artan enerji sırasına göre doldurur.

2. Pauli ilkesi - bir yörüngede ikiden fazla elektron olamaz.

3. Hund kuralı - alt düzeyde, elektronlar önce serbest yörüngeleri (her seferinde bir tane) doldurur ve ancak bundan sonra elektron çiftleri oluştururlar.

Elektronik düzeydeki (veya elektronik katmandaki) toplam elektron sayısı 2'dir. n 2 .

Alt seviyelerin enerjiye göre dağılımı daha sonra (artan enerji sırasına göre) ifade edilir:

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

Görsel olarak, bu dizi enerji diyagramı ile ifade edilir:

Bir atomun elektronlarının seviyelere, alt seviyelere ve yörüngelere (bir atomun elektronik konfigürasyonu) göre dağılımı, bir elektronik formül, bir enerji diyagramı veya daha basit bir şekilde bir elektron katmanı diyagramı (" elektronik diyagram").

Atomların elektronik yapısına örnekler:

değerlik elektronları- kimyasal bağların oluşumunda yer alabilen bir atomun elektronları. Herhangi bir atom için, bunlar tüm dış elektronlar artı enerjisi dıştakilerden daha büyük olan ön dış elektronlardır. Örneğin: Ca atomunun 4 dış elektronu vardır. s 2, onlar da değerliktir; Fe atomunun dış elektronları vardır - 4 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 elementlerinin periyodik sistemi
(doğal kimyasal elementler sistemi)

kimyasal elementlerin periyodik kanunu(modern formülasyon): kimyasal elementlerin özellikleri ve bunların oluşturduğu basit ve karmaşık maddeler, atom çekirdeğinden gelen yükün değerine periyodik olarak bağlıdır.

Periyodik sistem- periyodik yasanın grafiksel ifadesi.

Kimyasal elementlerin doğal aralığı- atomlarının çekirdeğindeki proton sayısındaki artışa göre veya bu atomların çekirdeklerinin yüklerindeki artışa göre aynı olan bir dizi kimyasal element. Bu satırdaki elemanın sıra numarası sayıya eşittir o elementin herhangi bir atomunun çekirdeğindeki protonlar.

Kimyasal elementler tablosu, doğal kimyasal element serisinin "kesilmesi" ile oluşturulur. dönemler(tablonun yatay sıraları) ve benzer elektronik atom yapısına sahip elementlerin grupları (tablonun dikey sütunları).

Öğelerin gruplar halinde nasıl birleştirildiğine bağlı olarak, bir tablo uzun dönem(aynı sayıda ve tipte değerlik elektronlarına sahip elementler gruplar halinde toplanır) ve kısa vadeli(aynı sayıda değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır).

Kısa dönem tablosunun grupları alt gruplara ayrılır ( ana ve yan etkiler), uzun dönem tablosunun gruplarıyla çakışmaktadır.

Aynı periyodun tüm atomları, periyot sayısına eşit, aynı sayıda elektron katmanına sahiptir.

Dönemlerdeki element sayısı: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sekizinci dönemin elementlerinin çoğu yapay olarak elde edilmiş olup, bu dönemin son elementleri henüz sentezlenmemiştir. İlk periyot dışındaki tüm periyotlar bir alkali metal oluşturucu element (Li, Na, K, vb.) ile başlar ve bir soy gaz oluşturan element (He, Ne, Ar, Kr, vb.) ile biter.

Kısa dönem tablosunda - her biri iki alt gruba (ana ve ikincil) bölünmüş sekiz grup, uzun dönem tablosunda - A veya B harfleriyle Romen rakamlarıyla numaralandırılmış on altı grup, örneğin: 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: gerisi - benzer şekilde.

Kimyasal elementlerin özellikleri gruplar ve periyotlar halinde doğal olarak değişir.

Periyotlarda (artan seri numarası ile)

nükleer yük artar
dış elektronların sayısı artar,
atomların yarıçapı azalır,
elektronların çekirdek ile bağ kuvveti artar (iyonlaşma enerjisi),
elektronegatiflik artar.
basit maddelerin oksitleyici özellikleri geliştirilir ("metalik olmama"),
basit maddelerin indirgeme özellikleri ("metallik") zayıflar,
hidroksitlerin ve ilgili oksitlerin temel karakterini zayıflatır,
hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin asidik karakteri artar.

Gruplar halinde (artan seri numarası ile)

nükleer yük artar
atomların yarıçapı artar (sadece A gruplarında),
elektronlar ve çekirdek arasındaki bağın gücü azalır (iyonlaşma enerjisi; sadece A gruplarında),
elektronegatiflik azalır (sadece A gruplarında),
basit maddelerin oksitleyici özelliklerini zayıflatır ("metalik olmayan"; sadece A gruplarında),
basit maddelerin indirgeme özellikleri artar ("metallik"; sadece A gruplarında),
hidroksitlerin temel karakteri ve karşılık gelen oksitler artar (sadece A gruplarında),
hidroksitlerin asidik yapısı ve karşılık gelen oksitler zayıflar (sadece A gruplarında),
hidrojen bileşiklerinin stabilitesi azalır (indirgeme aktiviteleri artar; sadece A gruplarında).

"Konu 9. "Atomun yapısı" konulu görevler ve testler. D. I. Mendeleev'in (PSCE) kimyasal elementlerinin periyodik kanunu ve periyodik sistemi".

Periyodik Kanun - Periyodik yasa ve atomların yapısı Sınıf 8-9
Bilmelisiniz: orbitalleri elektronlarla doldurma yasaları (en az enerji ilkesi, Pauli ilkesi, Hund kuralı), periyodik element sisteminin yapısı.
Şunları yapabilmelisiniz: periyodik sistemdeki bir elementin konumuna göre bir atomun bileşimini belirlemek ve bunun tersine, bileşimini bilerek periyodik sistemdeki bir elementi bulmak; yapı diyagramını, bir atomun, iyonun elektronik konfigürasyonunu betimler ve tersine, diyagramdan ve elektronik konfigürasyondan PSCE'deki bir kimyasal elementin konumunu belirler; elementi ve oluşturduğu maddeleri PSCE'deki konumuna göre karakterize eder; Periyodik sistemin bir periyodu ve bir ana alt grubu içinde atomların yarıçapındaki değişiklikleri, kimyasal elementlerin özelliklerini ve oluşturdukları maddeleri belirler.
örnek 1Üçüncü elektronik seviyedeki orbitallerin 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-yörüngeler.
Örnek 2 Elektronik formülü 1 olan elementin atomunu belirleyin s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Hangi element olduğunu belirlemek için atomdaki toplam elektron sayısına eşit olan seri numarasını bulmanız gerekir. Bu durumda: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Bu alüminyumdur.
İhtiyacınız olan her şeyin öğrenildiğinden emin olduktan sonra görevlere geçin. Başarılar dileriz.

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

Sözde elektronik formüller şeklinde yazılmıştır. Elektronik formüllerde s, p, d, f harfleri elektronların enerji alt seviyelerini; Harflerin önündeki sayılar verilen elektronun bulunduğu enerji seviyesini, sağ üstteki indeks ise bu alt seviyedeki elektron sayısını göstermektedir. Herhangi bir elementin atomunun elektronik formülünü oluşturmak için bu elementin periyodik sistemdeki sayısını bilmek ve atomdaki elektron dağılımını yöneten temel hükümleri yerine getirmek yeterlidir.

Bir atomun elektron kabuğunun yapısı, enerji hücrelerinde elektronların düzenlenmesi şeklinde de gösterilebilir.

Demir atomları için böyle bir şema aşağıdaki forma sahiptir:

Bu diyagram, Hund kuralının uygulanmasını açıkça göstermektedir. 3B alt düzeyde, maksimum hücre sayısı (dört) eşleşmemiş elektronlarla doldurulur. Atomdaki elektron kabuğunun yapısının elektronik formüller ve diyagramlar biçimindeki görüntüsü, elektronun dalga özelliklerini net bir şekilde yansıtmaz.

Değiştirilmiş haliyle periyodik yasanın ifadesi EVET. Mendeleyev : basit cisimlerin özellikleri ve ayrıca elementlerin bileşiklerinin formları ve özellikleri, elementlerin atom ağırlıklarının büyüklüğüne periyodik olarak bağımlıdır.

Periyodik Kanunun modern formülasyonu: elementlerin özellikleri ve ayrıca bileşiklerinin formları ve özellikleri, atomlarının çekirdeğinin yüküne periyodik olarak bağlıdır.

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

değerlik- bir atomun diğerine bağlı olduğu kimyasal bağların sayısıdır.
değerlik olasılıkları atomlar, eşleşmemiş elektronların sayısı ve dış seviyede serbest atomik orbitallerin varlığı ile belirlenir. Kimyasal elementlerin atomlarının dış enerji seviyelerinin yapısı, esas olarak atomlarının özelliklerini belirler. Bu nedenle, bu seviyelere değerlik denir. Bu seviyelerin ve bazen ön-dış seviyelerin elektronları, kimyasal bağların oluşumunda yer alabilir. Bu tür elektronlara değerlik elektronları da denir.

stokiyometrik değerlik kimyasal element - belirli bir atomun kendisine ekleyebileceği eşdeğerlerin sayısı veya bir atomdaki eşdeğerlerin sayısıdır.

Eşdeğerler, bağlı veya ikame edilmiş hidrojen atomlarının sayısı ile belirlenir, bu nedenle stokiyometrik değerlik, bu atomun etkileşime girdiği hidrojen atomlarının sayısına eşittir. Ancak tüm elementler serbestçe etkileşime girmez, ancak hemen hemen her şey oksijenle etkileşime girer, bu nedenle stokiyometrik değerlik, bağlı oksijen atomlarının sayısının iki katı olarak tanımlanabilir.

Örneğin, hidrojen sülfür H2S içindeki sülfürün stokiyometrik değeri 2, oksitte SO 2 - 4, oksitte S03 -6'dır.

Bir ikili bileşiğin formülüne göre bir elementin stokiyometrik değerliliğini belirlerken, kurala göre hareket edilmelidir: bir elementin tüm atomlarının toplam değeri, başka bir elementin tüm atomlarının toplam değerine eşit olmalıdır.

Paslanma durumu ayrıca maddenin bileşimini karakterize eder ve artı işareti (bir metal veya bir moleküldeki daha elektropozitif bir element için) veya eksi ile stokiyometrik değere eşittir.

1. İçinde basit maddeler elementlerin oksidasyon durumu sıfırdır.

2. Florun tüm bileşiklerdeki oksidasyon durumu -1'dir. Metaller, hidrojen ve diğer daha elektropozitif elementlerle birlikte kalan halojenler (klor, brom, iyot) da -1 oksidasyon durumuna sahiptir, ancak daha elektronegatif elementlere sahip bileşiklerde pozitif değerler oksidasyon dereceleri.

3. Bileşiklerdeki oksijen, -2 oksidasyon durumuna sahiptir; istisnalar, hidrojen peroksit H202 ve oksijenin -1 oksidasyon durumuna sahip olduğu Na2O2, BaO2, vb. +2'dir.

4. Alkali elementler (Li, Na, K, vb.) ve Periyodik sistemin ikinci grubunun ana alt grubunun (Be, Mg, Ca, vb.) Elementleri her zaman grup numarasına eşit bir oksidasyon durumuna sahiptir, ki 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 sistemin grup numarasına eşittir ve en düşük fark şudur: grup numarası - 8. Örneğin, en yüksek derece azot oksidasyonu (beşinci grupta bulunur) +5 (nitrik asit ve tuzlarında) ve en düşük -3'tür (amonyak ve amonyum tuzlarında).

7. Bileşikteki elementlerin oksidasyon durumları, bir moleküldeki veya nötr bir formül birimindeki tüm atomlar için toplamları sıfır ve bir iyon için - yükü olacak şekilde birbirini dengeler.

Bu kurallar, diğerlerinin oksidasyon durumları biliniyorsa, bir bileşikteki bir elementin bilinmeyen oksidasyon durumunu belirlemek ve çok elementli bileşikleri formüle etmek için kullanılabilir.

oksidasyon derecesi (oksidasyon sayısı,) — oksidasyon, indirgeme ve redoks reaksiyonlarının süreçlerini kaydetmek için yardımcı koşullu değer.

kavram paslanma durumu sıklıkla kullanılan inorganik kimya kavram yerine değerlik. Bir atomun oksidasyon durumu, bağı gerçekleştiren elektron çiftlerinin daha elektronegatif atomlara doğru tamamen eğilimli olduğu varsayılarak (yani, bileşiğin aşağıdakilerden oluştuğu varsayımına dayanarak) atoma atfedilen elektrik yükünün sayısal değerine eşittir. sadece iyonlar).

Oksidasyon durumu, pozitif bir iyonu nötr bir atoma indirgemek için eklenmesi veya onu nötr bir atoma oksitlemek için negatif bir iyondan alınması gereken elektronların 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 dönemlerine ve gruplarına göre değişir. Bir dizi benzer elemandaki elektronik yapılar sadece benzer olduğundan, ancak aynı olmadığından, bir gruptaki bir elemandan diğerine geçerken, onlar için basit bir özellik tekrarı değil, az çok açıkça ifade edilen düzenli değişimleri gözlemlenir.

Bir elementin kimyasal doğası, atomunun elektron kaybetme veya kazanma yeteneği ile belirlenir. Bu yetenek, iyonlaşma enerjileri ve elektron afinitesi değerleri ile ölçülür.

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

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

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

K, taneciğe kinetik enerji aktarmadan atomun negatif yüklü bir iyona dönüşmesiyle:

E + e- = E- + Ee.

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

Ei ve Ee değerleri mol başına kilojul (kJ/mol) veya atom başına elektron volt (eV) olarak 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 elektronları bağlama eğilimini karakterize eder.

R. Maliken'e göre, bir atomun elektronegatifliği, iyonlaşma enerjilerinin toplamının yarısı ve serbest atomların elektron ilgisi h = (Ee + Ei)/2 ile tahmin edilir.

Periyotlarda, atom çekirdeğinin yükündeki artışla iyonlaşma enerjisinde ve elektronegatiflikte bir artış için genel bir eğilim vardır; gruplarda, bu değerler elementin sıra sayısında bir artışla azalır.

Bir elemente sabit bir elektronegatiflik değeri atanamayacağı vurgulanmalıdır, çünkü birçok faktöre, özellikle elementin değerlik durumuna, girdiği bileşiğin tipine, komşu atomların sayısına ve tipine bağlıdır. .

Atomik ve iyonik yarıçaplar. Atomların ve iyonların boyutları elektron kabuğunun boyutları tarafından belirlenir. Kuantum mekaniği kavramlarına göre, elektron kabuğunun kesin olarak tanımlanmış sınırları yoktur. Bu nedenle, serbest bir atom veya iyonun yarıçapı için şunları alabiliriz: çekirdekten dış elektron bulutlarının ana maksimum yoğunluğunun konumuna teorik olarak hesaplanan mesafe. Bu mesafeye yörünge yarıçapı denir. Uygulamada, genellikle deneysel verilerden hesaplanan bileşiklerdeki atom ve iyon yarıçaplarının değerleri kullanılır. Bu durumda, atomların kovalent ve metalik yarıçapları ayırt edilir.

Atomik ve iyonik yarıçapların bir elementin atomunun çekirdeğinin yüküne bağımlılığı ve periyodiktir. Periyotlarda atom numarası arttıkça yarıçaplar azalma eğilimindedir. En büyük düşüş, dış elektronik seviye içlerinde doldurulduğundan, küçük periyotların elemanları için tipiktir. d- ve f-element ailelerinde büyük periyotlarda, bu değişiklik daha az keskindir, çünkü içlerindeki elektronların doldurulması ön-dış katmanda gerçekleşir. Alt gruplarda, aynı türden atomların ve iyonların yarıçapları genellikle artar.

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

Soldan sağa doğru (→) periyotta elementlerin oksitleyici ve metalik olmayan özellikleri artarken indirgeyici ve metalik özellikleri azalır. Böylece, 3. periyodun tüm elementlerinden 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 molekül veya kristal kafes içindeki atomların birbirine bağlanmasıdır.

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

Kimyasal bağ, değerlik elektronları tarafından gerçekleştirilir. Modern kavramlara göre, kimyasal bağ elektronik bir yapıya sahiptir, 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.

Bir kimyasal bağın temel özellikleri şunlardır:

- bağ uzunluğu - kimyasal olarak bağlı atomlar arasındaki çekirdekler arası mesafedir.

Etkileşen atomların doğasına ve bağın çokluğuna bağlıdır. Çokluğun artmasıyla bağ uzunluğu azalır ve sonuç olarak gücü artar;

- bağ çokluğu - iki atomu birbirine bağlayan elektron çiftlerinin sayısı ile belirlenir. Çokluk arttıkça bağlanma enerjisi artar;

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

Bağlanma enerjisi E CB - bu, bu bağın oluşumu sırasında açığa çıkan ve onu kırmak için harcanan enerjidir, kJ / mol.

kovalent bağ - Bir çift elektronun iki atomla paylaşılmasıyla oluşan kimyasal bağ.

Atomlar arasındaki ortak elektron çiftlerinin ortaya çıkmasıyla kimyasal bağın açıklanması, aleti olan spin değerlik teorisinin temelini oluşturdu. değerlik bağı yöntemi (MVS) , Lewis tarafından 1916'da keşfedildi. Kimyasal bağın ve moleküllerin yapısının kuantum mekaniksel tanımı için başka bir yöntem kullanılır - moleküler yörünge yöntemi (MMO) .

değerlik bağ yöntemi

MVS'ye göre kimyasal bağ oluşumunun temel ilkeleri:

1. Değerlik (eşlenmemiş) elektronlar nedeniyle kimyasal bir bağ oluşur.

2. İki farklı atoma ait antiparalel spinli elektronlar ortak hale gelir.

3. Bir kimyasal bağ, ancak iki veya daha fazla atom birbirine yaklaştığında sistemin toplam enerjisi azalırsa oluşur.

4. Molekülde etkili olan ana kuvvetler elektrikseldir, Coulomb kökenlidir.

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

Kovalent bağ oluşumu için iki mekanizma vardır:

değişim mekanizması. Bağ, iki nötr atomun değerlik elektronlarının paylaşılmasıyla oluşur. Her atom, ortak bir elektron çiftine eşleşmemiş bir elektron verir:

Pirinç. 7. Kovalent bağ oluşumu için değişim mekanizması: a- polar olmayan; b- kutupsal

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

bağlantılar, eğitimli donör-alıcı mekanizmasına göre, karmaşık bileşikler

Pirinç. 8. Kovalent bağ oluşumunun donör-alıcı mekanizması

Bir kovalent bağın belirli özellikleri vardır.

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

Oryantasyon - t . e. bağlantı, elektron bulutlarının maksimum örtüşmesi yönünde oluşturulur . Bir bağ oluşturan atomların merkezlerini birleştiren çizgiyle ilgili olarak, şunlar vardır: σ ve π (Şekil 9): σ-bağ - etkileşen atomların merkezlerini birleştiren çizgi boyunca AO'nun üst üste binmesiyle oluşturulur; Bir π-bağ, bir atomun çekirdeklerini birleştiren düz çizgiye dik bir eksen yönünde oluşan bir bağdır. Bağın yönü, moleküllerin uzaysal yapısını, yani geometrik şekillerini belirler.

hibridizasyon - yörüngelerin daha verimli bir şekilde örtüşmesini sağlamak için bir kovalent bağ oluşumunda bazı yörüngelerin şeklindeki bir değişikliktir. Hibrit orbitallerin elektronlarının katılımıyla oluşan kimyasal bağ, hibrit olmayan s- ve p-orbitallerin elektronlarının katılımıyla oluşan bağdan daha güçlüdür, çünkü daha fazla örtüşme vardır. Aşağıdaki hibridizasyon türleri vardır (Şekil 10, Tablo 31): sp hibridizasyonu - bir s-yörüngesi ve bir p-yörüngesi, eksenleri arasındaki açı 180° olan iki özdeş "hibrit" yörüngeye dönüşür. sp hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller lineer bir geometriye sahiptir (BeCl 2).

sp 2 hibridizasyonu- bir s-yörüngesi ve iki p-yörüngesi, eksenleri arasındaki açı 120° olan üç özdeş "hibrit" yörüngeye dönüşür. sp 2 hibridizasyonunun gerçekleştirildiği moleküller düz bir geometriye sahiptir (BF 3 , AlCl 3).

sp 3-hibridizasyon- bir s-orbital ve üç p-orbital, eksenleri arasındaki açı 109 ° 28 " olan dört özdeş "hibrit" yörüngeye dönüşür. Sp 3 hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller, tetrahedral geometriye sahiptir (CH 4 , NH3).

Pirinç. 10. Değerlik orbitallerinin hibridizasyon türleri: bir - sp- değerlik orbitallerinin hibridizasyonu; b - sp2- değerlik orbitallerinin hibridizasyonu; içinde - sp 3 - değerlik orbitallerinin hibridizasyonu