Цахим томъёо ба график диаграм. Атомын электрон давхаргын бүтцийн талаархи электрон томъёо, график диаграм. Соронзон квант тоо m l
Атомын электрон бүтцийг цахим томъёо, электрон-график диаграмаар харуулж болно. Цахим томъёонд энергийн түвшин ба дэд хэсгүүдийг тэдгээрийн дүүргэх дарааллаар, дэд тойрог дээрх нийт электронуудын тоог дарааллаар бичнэ. Энэ тохиолдолд хувь хүний \u200b\u200bэлектрон төлөв байдал, ялангуяа түүний соронзон болон ээрэх квант тоонууд нь электрон томъёонд тусгагдаагүй болно. Цахим график хэлхээнд электрон бүр нь бүрэн хэмжээгээр "харагддаг", жишээ нь. үүнийг бүх дөрвөн тооны тоогоор тодорхойлж болно. Электрон-график диаграммыг ихэвчлэн гадны электронуудад өгдөг.
Жишээ 1. Фторын электрон томъёог бичиж, гадаад электронуудын төлөв байдлыг цахим-график схемээр илэрхийлнэ. Энэ элементийн атом дотор хэдэн эвлэрээгүй электрон байдаг вэ?
Шийдвэр. Фторын атомын тоо есөн тул түүний атомд есөн электрон байдаг. Инжир ашиглан хамгийн бага энерги зарцуулах зарчмын дагуу. 7, Паули зарчмын үр дагаврыг харгалзан бид фторын электрон томъёог бичнэ: 1s 2 2s 2 2p 5. Гадны электронуудын хувьд (энергийн хоёр дахь түвшин) бид электрон-график диаграм (Зураг 8) гаргадаг бөгөөд үүнээс үзэхэд хайлуур жоншны атомд нэг эвлүүлэгдээгүй электрон байдаг.
Зураг: 8. Фторын атомын валентийн электронуудын электрон-график диаграм
Жишээ 2.Азотын атомын боломжит төлөвүүдийн электрон диаграмм зур. Аль нь хэвийн төлөв байдлыг илэрхийлж, аль нь сэтгэл хөдөлсөн бэ?
Шийдвэр.Азотын электрон томъёо нь 1s 2 s 2 2p 3, гаднах электронуудын томъёо нь 2s 2 2p 3 юм. Дэд 2p дутуу байна, учир нь дээрх электронуудын тоо зургаагаас бага байна. 3p электроныг 2p-sublevel дээр хуваарилах боломжит хувилбаруудыг Зураг дээр үзүүлэв. ес.
Зураг: 9. Азотын атом дахь 2p-sublevel-ийн төлөв байдлын электрон-график диаграмм.
Ээрлэгийн хамгийн дээд (үнэмлэхүй утгаараа) утга нь (3/2) 1 ба 2-т харгалздаг тул тэдгээр нь газар бөгөөд үлдсэн нь сэтгэл хөдлөнө.
Жишээ 3.Ванадийн атом дахь сүүлчийн электронын төлөвийг тодорхойлдог тоон тоонуудыг тодорхойлно уу?
Шийдвэр. Ванадий атомын тоо Z \u003d 23 байх тул элементийн бүрэн электрон томъёо нь: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3. Гадаад электронуудын электрон-график схем (4s 2 3d 3) дараах байдалтай байна (Зураг 10).
Зураг: 10. Ванадий атомын валентийн электронуудын цахим график диаграм
Сүүлийн электроны үндсэн квант тоо n \u003d 3 (энергийн гурав дахь түвшин), тойрог зам л \u003d 2 (дэд г). Гурван d электрон бүрийн соронзон квант тоо өөр өөр байдаг: эхнийх нь -2, хоёрдугаарт -1, гурав дахь хувьд - 0. Бүх гурван электрон дахь спиний квант тоо ижил байна: m s \u003d + 1/2. Ийнхүү ванадийн атом дахь сүүлчийн электронын төлөв нь тоон тоогоор тодорхойлогдоно: n \u003d 3; л\u003d 2; m \u003d 0; m s \u003d + 1/2.
7. Хосолсон ба хослуулаагүй электронууд
Орбитальуудыг хосоор нь дүүргэж буй электронуудыг дууддаг хосолсон, ба ганц электрон гэж нэрлэдэг салаагүй…. Хосолсон электронууд нь атом болон бусад атомуудын хооронд химийн холбоо үүсгэдэг. Цахилгаан холбоогүй байгаа эсэхийг соронзон шинж чанарыг судалж туршилтаар тогтооно. Хосолсон электронтой бодисууд параметрийн(цахилгаан соронзон, энгийн соронзон, гадны соронзон оронтой харилцан үйлчлэлээс болж соронзон орон руу татагддаг) Зөвхөн хосолсон электронуудтай бодисууд соронзон(гадаад соронзон орон нь тэдгээрийн дээр ажиллахгүй). Хосолсон электронууд нь зөвхөн атомын гаднах энергийн түвшинд байрладаг бөгөөд тэдгээрийн тоог түүний электрон-график схемээр тодорхойлж болно.
Жишээ 4.Хүхрийн атом дахь электронуудын тоог тодорхойлно уу.
Шийдвэр. Хүхрийн атомын тоо нь Z \u003d 16 тул элементийн бүрэн цахим томъёо: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Гадны электронуудын электрон-график схемийг дараах байдлаар үзүүлэв (Зураг 11).
Зураг: 11. Хүхрийн атомын валент электронуудын электрон график диаграм
Цахим диаграмаас харахад хүхрийн атомын дотор хоёр утаагүй электрон байдаг.
Энэ нь цахим томъёо гэж нэрлэгддэг хэлбэрээр бичигдсэн байдаг. Цахим томъёонд s, p, d, f үсэг нь электронуудын энергийн дэд хэсгүүдийг илэрхийлдэг; үсгүүдийн өмнө байгаа тоонууд нь өгөгдсөн электрон байрладаг энергийн түвшинг, баруун дээд хэсэгт байгаа дэд мөрөнд энэ дэд тойрог дахь электронуудын тоог заана. Аливаа элементийн атомын электрон томъёог зохиохын тулд энэ элементийн тоог тогтмол хугацаанд мэдэх ба атом дахь электронуудын тархалтыг зохицуулах үндсэн заалтыг биелүүлэхэд хангалттай.
Атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг энергийн эсүүд дэх электронуудын тархалтын диаграмм хэлбэрээр дүрсэлж болно.
Төмрийн атомын хувьд ийм схемийг дараах байдлаар гүйцэтгэнэ.
Энэхүү бүдүүвч нь Гүндийн дүрмийн биелэлтийг тодорхой харуулж байна. 3-дэд тойрог дээр хамгийн дээд тооны (дөрвөн) эсийг электрон утасаар дүүргэдэг. Атом дахь электрон бүрхүүлийн бүтцийн зураг нь электрон хэлбэрийн болон диаграммын хэлбэрээр электроны долгионы шинж чанарыг тодорхой тусгадаггүй.
Хугацааны тухай хуульд нэмэлт, өөрчлөлт оруулах тухайТИЙМ. Менделеев : энгийн биетүүдийн шинж чанар, түүнчлэн элементүүдийн нэгдлүүдийн хэлбэр, шинж чанар нь элементүүдийн атом жингийн үнэ цэнээс үе үе хамаардаг.
Үе үечилсэн хуулийн орчин үеийн найруулга: элементүүдийн шинж чанар, түүнчлэн тэдгээрийн нэгдлүүдийн хэлбэр, шинж чанар нь тэдний атомын цөмийн цэнэгийн хэмжээнээс үе үе хамаардаг.
Тиймээс цөмийн эерэг цэнэг (мөн атомын массыг биш) нь элементүүдийн шинж чанар, тэдгээрийн нэгдлүүдээс хамаардаг илүү нарийвчлалтай аргумент болж хувирав.
Валенть байдал- энэ нь нэг атомыг нөгөөг нь холбосон химийн бондын тоо юм.
Атомын валентын чадварыг хангагдаагүй электронуудын тоо, гаднах түвшинд чөлөөт атомын тойрог замууд байдаг. Химийн элементийн атомуудын гаднах энергийн түвшний бүтэц ба тэдгээрийн атомын шинж чанарыг голчлон тодорхойлдог. Тиймээс эдгээр түвшинг валентийн түвшин гэж нэрлэдэг. Эдгээр түвшний электронууд, заримдаа гаднах өмнөх түвшин нь химийн бонд үүсэхэд оролцдог. Ийм электроныг валентт электрон гэж нэрлэдэг.
Стоичиометрийн валентхимийн элемент - энэ нь тухайн атом өөртөө хавсаргаж болох эквивалентуудын тоо юмуу эсвэл атом дахь эквивалентуудын тоо юм.
Эквивалентуудыг хавсаргасан буюу орлуулсан устөрөгчийн атомын тоогоор тодорхойлдог тул стохиометрийн валент нь тухайн атом харилцан үйлчлэлцдэг устөрөгчийн атомын тоотой тэнцүү юм. Гэхдээ бүх элементүүд хоорондоо чөлөөтэй харилцан үйлчлэлцдэггүй, харин бараг бүх элементүүд хүчилтөрөгчтэй байдаг тул стохиометрийн валентийг хавсаргасан хүчилтөрөгчийн атомын тоогоор тодорхойлж болно.
Жишээлбэл, устөрөгчийн сульфид H 2 S дахь хүхрийн стохиометрийн валент чанар 2, исэл SO 2 - 4, исэл SO 3 -6 байна.
Хоёртын нэгдлийн томъёоны дагуу элементийн стохиометрийн валентийг тодорхойлохдоо дүрмийг баримтлах хэрэгтэй: нэг элементийн бүх атомын нийт валент утга нь бусад элементийн бүх атомын валентитай тэнцүү байх ёстой.
Исэлдэлтийн төлөвбас бодисын найрлагыг тодорхойлдог ба нэмэх тэмдэгтэй (молекул дахь метал ба түүнээс дээш электро эерэг элементийн хувьд) эсвэл хасах тэмдэг бүхий стохиометрийн валенттэй тэнцүү байна.
1. Энгийн бодисын хувьд элементүүдийн исэлдэлтийн байдал тэг болно.
2. Бүх найрлага дахь фторын исэлдэлтийн төлөв -1 байна. Үлдсэн галогенүүд (хлор, бром, иод) нь метал, устөрөгч болон бусад олон электро эерэг элементүүд нь -1-ийн исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг боловч илүү их электроник элементүүдтэй нэгдлүүдэд эерэг исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг.
3. Нэгдлүүд дэх хүчилтөрөгч нь исэлдэлтийн төлөвтэй -2; үл хамаарах зүйл бол устөрөгчийн хэт исэл Н 2 О 2 ба түүний үүсэл (Na 2 O 2, BaO 2 гэх мэт) бөгөөд хүчилтөрөгч нь исэлдэлтийн төлөвтэй -1, хүчилтөрөгчийн фтор OF 2, хүчилтөрөгчийн исэлдэлт +2 байдаг.
4. Шүлтлэг элементүүд (Li, Na, K, г.м.) ба Хугацааны хүснэгтийн хоёрдугаар бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд (Be, Mg, Ca гэх мэт) үргэлж бүлгийн тоотой тэнцүү исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг, тухайлбал +1 ба +2 гэсэн үг. ….
5. Талийгаас бусад гуравдахь бүлгийн бүх элементүүд бүлгийн тоотой тэнцүү тогтмол исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг. +3.
6. Элементийн хамгийн их исэлдэлтийн төлөв нь үечилсэн системийн бүлгийн тоотой тэнцүү бөгөөд хамгийн бага нь ялгаа нь: бүлгийн дугаар - 8. Жишээлбэл, азотын хамгийн их исэлдэлтийн төлөв (энэ нь тавдугаар бүлэгт оршдог) +5 (азотын хүчил ба түүний давслаг) -д хамгийн бага нь байна. -3 (аммиак ба аммонийн давс).
7. Нийлмэл дэх элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв байдал нь бие биенээ цуцалдаг бөгөөд ингэснээр молекул эсвэл бүх төвийг сахисан томъёоны нэгж дэх бүх атомуудын нийлбэр нь тэг, ионы хувьд - түүний цэнэг юм.
Эдгээр дүрмийг нэгдэл дэх элементийн үл мэдэгдэх исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлох, үлдсэн хэсгийн исэлдэлтийн төлөвийг мэддэг бол, олон элементийн нэгдлүүдийг бүрдүүлэхэд ашиглаж болно.
Исэлдэлтийн зэрэг (исэлдэлтийн тоо,) — исэлдэлт, бууралт ба улаан ислийн урвалын үйл явцыг бүртгэхэд туслах нөхцөлт утга.
Үзэл баримтлал исэлдэлтийн төлөв нь үзэл баримтлалын оронд органик хими ихэвчлэн ашиглагддаг валент…. Атомын исэлдэлтийн төлөв нь атомыг холбосон цахилгаан цэнэгийн тоон утгатай тэнцүү бөгөөд уг холболтыг үүсгэдэг электрон хосууд илүү их цахилгаан энерги бүхий атомуудад бүрэн чиглэсэн байдаг (өөрөөр хэлбэл нэгдэл нь зөвхөн ионуудаас бүрддэг гэж үзье).
Исэлдэлтийн төлөв нь төвийг сахисан атом болгон багасгахын тулд эерэг ион руу залгах ёстой электрон тоотой таарч, эсвэл сөрөг ионоос гаргаж аваад төвийг сахисан атом руу исэлдүүлвэл:
Al 3+ + 3e - → Al
S 2− → S + 2e - (S 2− - 2e - → S)
Атомын электрон бүрхүүлийн бүтцээс хамаардаг элементүүдийн шинж чанар нь үечилсэн хүснэгтийн үе ба бүлгүүдэд өөр өөр байдаг. Хэд хэдэн аналог элементүүдийн дотор электрон бүтэц нь ижил төстэй, гэхдээ ижил төстэй биш тул бүлгийн нэг элементээс нөгөөд шилжихдээ шинж чанаруудын энгийн давталтыг ажигладаггүй боловч тэдгээрийн тогтмол өөрчлөлтийг илүү их эсвэл бага илэрхийлдэг.
Элементийн химийн шинж чанар нь түүний атом электроныг алдах эсвэл олж авах чадвартай холбоотой юм. Энэ чадварыг иончлолын энерги ба электроны холболтын хэмжигдэхүүнээр хэмждэг.
Иончлолын энерги (Е ба) t \u003d 0 үед хийн фаз дахь атомаас электроныг салгаж, бүрэн арилгахад шаардагдах энергийн хамгийн бага хэмжээ юм.
К атомыг эерэг цэнэгтэй ион болгон хувиргаж чөлөөлөгдсөн электрон руу кинетик энергийг шилжүүлэхгүйгээр: E + Ei \u003d E + + e-. Иончлолын энерги нь эерэг утга бөгөөд шүлтлэг металлын атомын хувьд хамгийн бага, язгууртны (инерцийн) хийн атомуудад хамгийн өндөр утгатай байдаг.
Электрон хамаарал (Ee) электрон нь хийн фаз дахь атомыг T \u003d 0-д хавсаргасан үед ялгарсан эсвэл шингээгдсэн энерги юм
Атомыг сөрөг цэнэгтэй ион болгон хувиргаж кинетик энергийг бөөмс рүү шилжүүлэх замаар:
Э + э- \u003d э- + ээ.
Галогенууд, ялангуяа фтор (Ee \u003d -328 кДж / моль) нь электроны хамгийн их хамааралтай байдаг.
Ei ба Ee-ийн утгууд нэг молод ноогдох киложоулд (кЖ / моль) эсвэл нэг атомын электрон вольт (eV) -ээр илэрхийлэгдэнэ.
Химийн холболтын электронуудыг өөр хооронд нь шилжүүлэх чадвартай, өөрийгөө тойрсон электрон нягтралыг нэмэгдүүлэх чадварыг нэрлэдэг цахилгаан эрчим хүч.
Энэхүү ойлголтыг шинжлэх ухаанд Л.Паулинг нэвтрүүлсэн. Цахилгаан эрчим хүчthe тэмдгээр тэмдэглэгдсэн ба химийн бонд үүссэн үед электроныг хавсаргах хандлагыг тодорхойлдог.
Р.Маликений хэлснээр атомын цахилгаан энерги нь иончлолын энергийн хагас нийлбэр ба чөлөөт атомын электронын холболтыг ÷ \u003d (Ee + Ei) / 2 гэж тооцдог.
Хэсэг хугацаанд атомын цөмийн цэнэг нэмэгдсэнээр иончлолын энерги ба электрегат чанар нэмэгдэх ерөнхий хандлага байдаг бөгөөд бүлгийн хувьд эдгээр утга нь элементийн дарааллын тоо нэмэгдэх тусам буурдаг.
Энэ нь олон хүчин зүйлээс, ялангуяа элементийн валент байдлын төлөв, түүний орж буй нэгдэл хэлбэр, хөрш зэргэлдээ атомуудын тоо, төрлөөс хамаардаг тул цахилгаан эрчим хүчний тогтмол утгыг элементэд холбож болохгүй гэдгийг онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй.
Атом ба ионы цацраг. Атом ба ионы хэмжээг электрон бүрхүүлийн хэмжээгээр тодорхойлно. Квантын механик ойлголтуудын дагуу электрон бүрхүүл нь хатуу тогтоосон хил хязгааргүй байдаг. Тиймээс чөлөөт атом эсвэл ионы радиусыг авч болно гадаад электрон үүлний нягтралын хамгийн их максимум байрлалаас онолын хувьд тооцоолсон зайг. Энэ зайг тойрог замын радиус гэж нэрлэдэг. Практикт туршилтын мэдээллээс тооцоолсон нэгдэл дэх атом ба ионы радиусын утгыг ихэвчлэн ашигладаг. Энэ тохиолдолд ковалент ба атомын металлын цацрагийн хооронд ялгаа бий болно.
Атом ба ионы цацрагийн элементийн цөмийн цэнэгээс хамаарах ба үе үе…. Атомын тоо нэмэгдэх тусам радиус буурах хандлагатай байдаг. Хамгийн их бууралт нь жижиг үеүүдийн элементүүдэд ердийн шинж чанартай байдаг, учир нь тэдгээрийн гадаад электрон түвшин дүүрчээ. D- ба f-элементүүдийн гэр бүлд ихээхэн хугацаа өнгөрөхөд энэ өөрчлөлт нь бага байх болно, учир нь тэдгээрийн дотор электрон бөглөх нь гаднах өмнөх давхаргад тохиолддог. Дэд бүлэгт ижил төрлийн атом ба ионуудын цацраг ерөнхийдөө нэмэгддэг.
Тогтмол хүснэгтийг жишээ жишээ Хэвтээ (зүүнээс баруун тийш), босоо байдлаар (бүлэгт, жишээлбэл, дээрээс доош) ажиглагдах элементүүдийн шинж чанарт янз бүрийн давтамжтай байдлын илрэл, жишээ нь. атомын зарим шинж чанар ихсэх эсвэл багасах боловч үе үе хэвээр байна.
Зүүнээс баруун тийш (→) үед элементүүдийн исэлдүүлэгч ба металл бус шинж чанарууд нэмэгдэж, буурах ба метал шинж чанар буурдаг. Тиймээс 3-р үеийн бүх элементүүдээс натри нь хамгийн идэвхтэй металл бөгөөд хамгийн хүчтэй бууруулагч бодис бөгөөд хлор нь хамгийн хүчтэй исэлдүүлэгч бодис болно.
Химийн бонд- нь молекул дахь атомуудын харилцан холболт юм болор сүлжээ, таталцлын цахилгаан хүчний атомуудын хоорондох үйл ажиллагааны үр дүнд.
Энэ бол бүх электрон болон бүх цөмүүдийн харилцан үйлчлэл бөгөөд тогтвортой, полиатомийн систем (радикал, молекулын ион, молекул, болор) үүсэхэд хүргэдэг.
Химийн холболтыг валентт электроноор гүйцэтгэдэг. Орчин үеийн үзэл баримтлалын дагуу химийн холбоо нь цахим шинж чанартай боловч үүнийг янз бүрийн аргаар явуулдаг. Тиймээс гурван үндсэн химийн бонд байдаг. ковалент, ион, металлМолекулуудын хооронд байдаг устөрөгчийн холбоо, тохиолддог ван дер Ваалсын харилцан үйлчлэл.
Химийн бондын үндсэн шинж чанарууд нь дараахь зүйлийг агуулдаг.
- бондын урт - энэ бол химийн холбосон атомуудын хоорондын зай юм.
Энэ нь харилцан үйлчлэх атомын шинж чанар, холболтын үржлээс хамаарна. Үржлийн хэмжээ нэмэгдэх тусам бондын урт багасч, улмаар түүний хүч чадал нэмэгдэх болно;
- холболтын үржвэрийг хоёр атомыг холбосон электрон хосын тоогоор тодорхойлно. Үржих тусам хүлээх энерги нэмэгддэг;
- холболтын өнцөг- хоёр химийн харилцан хөрш зэргэлдээ атомын цөмүүдээр дамждаг төсөөллийн шулуун шугамын хоорондох өнцөг;
Холбох энерги E CB - энэ бонд үүсэх явцад ялгарч буй энерги бөгөөд түүнийг таслахад зарцуулагддаг, кДж / моль.
Ковалент бонд - Хоёр атом бүхий хос электроныг хуваалцах замаар үүссэн химийн холбоо.
Химийн холболтын тайлбар нь атомуудын хоорондох нийтлэг электрон хосын харагдах байдал нь валентины онолын онолыг үндэслэн байгуулжээ. валентийн бондын арга (MVS) Льюисийн 1916 онд нээсэн. Химийн холбоо ба молекулын бүтцийн тоон механик тайлбарыг молекулын тойрог замын арга (MMO) .
Валентын бондын арга
MFM-ийн дагуу химийн бонд үүсэх үндсэн зарчим:
1. Химийн холбоо нь валентт (салаагүй) электронуудаар үүсдэг.
2. Хоёр өөр атомын хараат бус эргэлт бүхий электронууд түгээмэл болдог.
3. Хоёр ба түүнээс дээш атомууд хоорондоо ойртох үед системийн нийт энерги буурч байвал химийн холбоо үүснэ.
4. Молекулд ажилладаг үндсэн хүч нь цахилгаан, Кулон гаралтай байдаг.
5. Бонд илүү хүчтэй байх тусам харилцан үйлчлэх электрон үүлүүд давхцдаг.
Ковалент холбоо үүсэх хоёр механизм байдаг:
Биржийн механизм. Бонд нь хоёр төвийг сахисан атомын валентт электронуудыг нийгэмшүүлэх замаар үүсдэг. Бүх атомууд нэг нийтлэг электрон хосын нэг электроныг өгдөг:
Зураг: 7. Ковалент бонд үүсэх солилцооны механизм: ба - туйлгүй; б - туйл
Донор-хүлээн авагч механизм. Нэг атом (хандивлагч) нь электрон хосыг өгдөг, нөгөө атом (хүлээн авагч) нь энэ хосын чөлөөт тойрог замыг хангадаг.
Холболт, боловсролтойхүлээн авагч-механизмын тусламжаар лавлана уу нарийн төвөгтэй нэгдлүүд
 |
Зураг: 8. Ковалент бонд үүсэх донор-хүлээн авагч механизм
Ковалент холбоо нь тодорхой шинж чанартай байдаг.
Тогтвортой байдал - тодорхой тооны ковалент бонд байгуулах атомын өмч. Бонд ханасан тул молекулууд тодорхой бүтэцтэй байдаг.
|
Шууд чиглэл - т …. д., бонд нь электрон үүлний хамгийн их давхцах чиглэлд үүсдэг . Бонд үүсгэдэг атомуудын төвүүдийг холбосон шугамтай харьцуулахад дараахь байдлаар ялгагдана: σ ба π (9-р зураг): σ-бонд - харилцан үйлчлэх атомуудын төвүүдийг холбосон шугамын дагуу давхцаж үүссэн; А π-бонд гэдэг нь атомын цөмийг холбосон перпендикуляр шугамын тэнхлэгийн чиглэлд үүсдэг бонд юм. Бондын чиглэл нь молекулуудын орон зайн бүтцийг, өөрөөр хэлбэл тэдгээрийн геометрийн хэлбэрийг тодорхойлдог. Эрлийзжүүлэх - энэ нь тойрог замын илүү үр дүнтэй давхцаж хүрэхийн тулд ковалент бонд үүсэх явцад зарим тойрог хэлбэрийн өөрчлөлт юм. Эрлийз орбиталаас электронуудын оролцоотойгоор үүссэн химийн холбоо нь илүү олон давхцал тул гибрид бус s ба p орбиталуудаас электронууд оролцсонтой харьцуулахад илүү хүчтэй байдаг. Эрлийзжүүлэлтийн дараах төрлүүд байдаг (Зураг 10, Хүснэгт 31). |
эрлийзжүүлэх - нэг s-тойрог зам ба нэг p-тойрог зам нь хоёр ижил төстэй "эрлийз" тойрог замд хувирдаг бөгөөд тэнхлэгийн хоорондох өнцөг нь 180 ° байна. С-эрлийзжүүлэлт хийх молекулууд нь шугаман геометртэй байдаг (BeCl 2).sp 2-шингэнжүүлэх - нэг s-тойрог зам ба хоёр p-тойрог зам нь гурван ижил "эрлийз" тойрог замд хувирдаг бөгөөд тэнхлэгийн хоорондох өнцөг нь 120 ° байна. 2-фибризаци хийх молекулууд нь хавтгай геометртэй байдаг (BF 3, AlCl 3).
sp 3-эрлийзжүүлэх - нэг s-тойрог зам ба гурван p-орбитал нь дөрвөн ижил "эрлийз" тойрог замд хувирдаг бөгөөд тэнхлэгийн хоорондох өнцөг нь 109 ° 28 "байна. 3-р цайруулалтыг гүйцэтгэдэг молекулууд тетраэдр геометртэй байдаг (CH 4) , NH 3).
Зураг: 10. Валентийн тойрог замын эрлийзжүүлэлтийн төрлүүд. а - sp- валентийн тойрог замыг гибриджуулах; б - sp 2 -валентийн тойрог замыг эрлийзжүүлэх; дотор - sp 3-валентийн тойрог замын гибридизаци
Атомын цахим тохиргоог зөв дүрслэхийн тулд та дараахь асуултанд хариулах хэрэгтэй: 1. Атом дахь электрон нийт тоог хэрхэн тодорхойлох вэ? 2. Түвшин, дэд тойрог дахь электронуудын хамгийн их тоо хэд вэ? 3. Дэд ба тойрог замыг дүүргэх дараалал юу вэ? 3
Цахим тохиргоо (жишээлбэл, устөрөгчийн атом) 1. Электрон бүтцийн диаграмм Атомын цахим бүтцийн диаграммд электронуудын тархалтыг энергийн түвшингээр харуулсан болно 2. Цахим томъёо 1s 1, энд s нь дэд хэсгийн тодорхойлолт; 1 - электрон тоо Атомын электрон томъёо нь электронуудын энергийн дэд хэсгүүдийн дээгүүр тархсан байдлыг харуулна. 3. Электрон-график томъёо Атомын электрон-график томъёонууд нь электронуудын тойрог зам ба электронуудын спираль дагуух тархалтыг харуулна.
2. Хөнгөн цагааны цахим томъёог дээжийн үндсэн дээр бүрдүүлэх. 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 1 6 Хөнгөн цагаан нь 13 электронтой. 1s дэд тойрог нь эхлээд атом дотор дүүрсэн бөгөөд хамгийн ихдээ 2 электрон байж, тэдгээрийг тэмдэглэж, нийт электрон тооноос хасах боломжтой. Энэ нь 11 электроныг байрлуулахад үлддэг. Дараагийн 2s дэд хэсгийг дүүргэсэн бол энэ нь 2 электронтой байж болно. Энэ нь 9 электроныг байрлуулахад үлддэг. Дараагийн 2p дэд дэд дүүргэгдсэн бөгөөд энэ нь 6 электронтой байх боломжтой. Дараа нь, бид 3s sublevel-ийг бөглөнө үү, 3p sublevel-д хүрэв, дээд тал нь 6 электрон байж болно, гэхдээ зөвхөн 1 нь үлдсэн бөгөөд бид үүнийг байрлуулна. 1s \u003d Al s2s2s 2p2p 3p - 2 \u003d - 6 \u003d - 2 \u003d 9 3 1
3. Эрчим хүчний түвшин дарааллаар байгаа эсэхийг тодорхойлох. Хэрэв түвшин нь эмх цэгцтэй бол түүнийгээ орхи. Хэрэв түвшин нь эмх цэгцгүй байвал түүнийг дээшлэх дарааллаар дахин бичнэ үү. Тийм биш. 4, 3d дэд хэсгүүд захиалгагүй байна. Өсөх тусам тэдгээрийг дахин бичиж, цэгцлэх шаардлагатай байна. 7 Cr 24 1s 2 2p62p6 3s 2 4s 2 3p 6 3d 4 2s22s2 1s 2 2p62p6 3s 2 4s 2 3p 6 3d 4 2s22s2
Цахим диаграм зурах дүрэм Дэд хэсэг бүр тодорхой тооны тойрог замтай байдаг. Орбитал бүрт хоёроос дээш тооны электрон агуулагдах боломжгүй. Хэрэв тойрог замд хоёр электрон байдаг бол тэдгээр нь өөр өөр эргэлттэй байх ёстой (сум өөр чиглэлд чиглэсэн). 8 s p d f Бид электрон диаграм зурж эхлэв
5. Газарзүйн аялал Хугацааны хүснэгтийн аль бүлэгт химийн элементүүд байгааг, атомын электрон томъёог хүснэгтийн эхний баганад өг. Зөв хариултанд тохирсон үсэг нь тухайн улсын нэрийг өгнө. 10 JAMAICA IIIIIIIVVVIVII бүлгийн цахим томъёо 1s 2 2s 1 YAGLRKAO 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 VISNPDM 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 EFTZYAO 1s 2 2s 2 2p 4 GRISIK 1s 2 2s 2 2p 6 3s 4s 1 ХАМГААЛАХ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ANDLOZHL
Атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц нь химийн чухал үүрэг гүйцэтгэдэг химийн шинж чанар бодисууд. Тодорхой тойрог зам дахь электроны хөдөлгөөний хамгийн чухал шинж чанар нь түүний цөмтэй холбосон энерги юм. Атом дахь электронууд тодорхой энергиэр ялгаатай байдаг бөгөөд туршилтуудаас харахад зарим нь цөмд илүү хүчтэй татагддаг бол зарим нь илүү сул байдаг. Энэ нь электронууд цөмөөс алслагдсан байдлаар тайлбарлагдана. Электронууд цөмд ойртох тусам тэдгээрийн цөмтэй холбоо их байх боловч энерги бага хадгалагдана. Атомын цөмөөс зай гарах тусам электроныг бөөм рүү татах хүч багасч, энергийн нөөц нэмэгдэнэ. Ингэснээр электрон давхаргууд атомын электрон бүрхүүлд үүсдэг. Ижил төстэй энерги утгатай электронууд нэг электрон давхарга буюу энергийн түвшинг бүрдүүлдэг. Атом дахь электронуудын энерги ба энергийн түвшинг n үндсэн квант тоогоор тодорхойлдог бөгөөд 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. бүхэл тооны утгыг авна. N-ийн утга их байх тусам атом дахь электрон энерги их байх болно. Нэг эсвэл өөр энергийн түвшинд байж болох электронуудын хамгийн их тоог дараахь томъёогоор тодорхойлно.
Энд N - түвшин дэх электронуудын хамгийн их тоо;
n нь энергийн түвшний тоо.
Эхний бүрхүүлд хоёроос илүүгүй электрон байрладаг, хоёр дахь нь наймаас ихгүй, гурав дахь нь 18-аас ихгүй, дөрөвдүгээрт 32-аас илүүгүй байх нь тогтоогдсон. Бид илүү хол бүрхүүлийг бөглөх талаар авч үзэхгүй. Гадаад энергийн түвшинд наймгаас илүү электрон байж болохгүй гэдгийг мэддэг бөгөөд үүнийг бүрэн гэж нэрлэдэг. Хамгийн их тооны электрон агуулаагүй электрон давхаргыг бүрэн бус гэж нэрлэдэг.
Атомын электрон бүрхүүлийн гаднах энергийн түвшинд байгаа электронуудын тоо нь үндсэн дэд бүлгүүдийн химийн элементүүдийн бүлгийн тоотой тэнцүү байна.
Өмнө дурьдсанчлан электрон нь тойрог замд байдаггүй, харин тойрог замд ордог бөгөөд замгүй байдаг.
Өгөгдсөн электроныг олох хамгийн их магадлалтай байдаг цөмийн эргэн тойронд энэ электроныг тойрог зам буюу электрон үүл гэдэг.
Орбиталь буюу дэд хэсгүүд гэж нэрлэдэг тул тэд өөр өөр хэлбэртэй байж болох бөгөөд тэдгээрийн тоо түвшингийн тоотой таарч байгаа боловч дөрөвнээс хэтрэхгүй байна. Эхний эрчим хүчний түвшин нь нэг дэд тойрог (ууд), хоёр дахь нь хоёр (s, p), гуравдугаарт гурван (s, p, d) гэх мэт. Ижил түвшний өөр өөр дэд давхаргын электронууд нь электрон үүлний янз бүрийн хэлбэртэй байдаг: бөмбөрцөг (ууд), дамббелл хэлбэртэй (p), илүү нарийн төвөгтэй тохиргоо (d) ба (f). Эрдэмтэд бөмбөрцөг атомын тойрог замыг дуудахыг зөвшөөрөв ийн-орбитал. Энэ нь хамгийн тогтвортой бөгөөд цөмд нэлээд ойрхон байрладаг.
Атом дахь электроны энерги хэдий чинээ хурдан эргэлдэнэ, түүний оршин суух талбай улам бүр сунаж, эцэст нь энэ нь дамббелл болж хувирдаг p-орбитал:
Ийм хэлбэрийн электрон үүл нь орон зайн координатын тэнхлэгийн дагуу атом дотор гурван байрлалыг эзэлж чаддаг х, у ба я…. Үүнийг амархан тайлбарладаг: Эцсийн эцэст бүх электронууд сөрөг цэнэгтэй байдаг тул электрон үүлүүд бие биенээ няцаах бөгөөд бие биенээсээ аль болох хол байрлах хандлагатай байдаг.
Тиймээс, p-орбитал нь гурван байж болно. Тэдний энерги мэдээж ижил боловч сансарт байрлах байршил нь өөр юм.
Эрчим хүчний түвшинг электроноор дараалан дүүргэх диаграммыг зур
Одоо бид атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийн диаграммыг зурж болно.
1. Бүрхүүл дээрх нийт электронуудын тоог элементийн дэс дарааллаар тодорхойл.
2. Электрон бүрхүүл дэх энергийн түвшинг тодорхойл. Тэдний тоо нь элемент байрладаг Д.И.Менделеевийн хүснэгтийн үеийн тоотой тэнцүү юм.
3. Эрчим хүчний түвшин тус бүрийн электрон тоог тодорхойл.
4. Араб тоонуудыг ашиглан түвшинг тодорхойлж, тойрог замыг s ба p үсгээр тэмдэглэнэ, энэ тойрог замын электронуудын тоо араб тоогоор үсэгний баруун дээд хэсэгт бид атомын бүтцийг илүү бүрэн цахим томъёогоор дүрсэлсэн болно. Эрдэмтэд атомын тойрог замуудыг энергийн бүдүүвч дээр дөрвөлжин эс гэж тодорхойлохыг зөвшөөрөв.
Дээр ийннэг атомын тойрог зам байж болно
болон бусад pгурав нь дэд түвшнийх байх магадлалтай -
(гурван координатын тэнхлэгийн дагуу):
Орбиталууд г.- ба е-Атом дахь хоёр давталт таван ба долоон байж болно.
Устөрөгчийн атомын цөм нь +1 цэнэгтэй байдаг тул зөвхөн нэг электрон энергийн түвшинд цөмөө тойрон хөдөлдөг. Устөрөгчийн атомын цахим тохиргоог бичье
Химийн элементийн атомын бүтэц ба түүний шинж чанаруудын хоорондын холболтыг бий болгохын тулд өөр хэдэн химийн элементүүдийг авч үзье.
Устөрөгчийн дараахь элемент бол гелий юм. Гелий атомын цөм нь +2 цэнэгтэй байдаг тул гелий атом нь энергийн эхний түвшинд хоёр электрон агуулдаг.
Эхний эрчим хүчний түвшинд хоёроос илүү электрон байж болохгүй тул бүрэн дууссан гэж үзнэ.
№3 эс нь лити юм. Лити цөм нь +3 цэнэгтэй байдаг тул литийн атом нь гурван электронтой байдаг. Тэдгээрийн хоёр нь эхний энергийн түвшинд, гурав дахь электрон нь хоёр дахь энергийн түвшинг дүүргэж эхэлдэг. Нэгдүгээрт, эхний түвшний s-тойрог зам, дараа нь хоёрдугаар түвшний s-тойрог зам. Хоёрдахь түвшний электрон нь бусад хоёртой харьцуулахад цөмд илүү сул байдаг.
Нүүрстөрөгчийн атомын хувьд гурван боломжтой схемүүд электрон-график томъёоны дагуу цахим бүрхүүл бөглөх.
Атом спектрийн дүн шинжилгээ нь сүүлийн схем зөв болохыг харуулж байна. Энэхүү дүрмийг ашиглан азотын атомын электрон бүтцийн диаграммыг зурахад хэцүү биш юм.
Энэ схем 1s22s22p3 томъёонд нийцнэ. Дараа нь электроныг 2p тойрог замд хосоороо байрлуулж эхэлнэ. Хоёр дахь үеийн үлдсэн атомуудын электрон томъёо:
Неон атом дээр энергийн хоёр дахь түвшинг дүүргэж, элементүүдийн системийн хоёр дахь үеийг барих ажил дуусна.
Литийн химийн тэмдгийг давтамжийн хүснэгтээс олоорой, литээс неон не хүртэлх атомын цөмийн цэнэг аяндаа нэмэгддэг. Хоёрдахь давхаргыг аажмаар электроноор дүүргэдэг. Хоёрдахь давхарга дээрх электронуудын тоо нэмэгдэх тусам элементүүдийн метал шинж чанар аажмаар суларч, тэдгээрийг металл бус зүйлээр солино.
Гурав дахь үе нь хоёрдохтой адилаар хоёр элементээс (Na, Mg) эхэлдэг бөгөөд үүнд электронууд нь гаднах электрон давхаргын s-дэд хэсэгт байрладаг. Дараа нь зургаан элемент (Al-ээс Ar хүртэл) дагаж, гаднах электрон давхаргын p-дэд давхаргыг үүсгэдэг. Хоёр ба гуравдугаар үеүүдийн харгалзах элементүүдийн гаднах электрон давхаргын бүтэц ижил төстэй болж хувирдаг. Өөрөөр хэлбэл цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр атомын гаднах давхаргын электрон бүтэц үе үе давтагддаг. Хэрэв элементүүд гадаад энергийн түвшинг ижил төстэй зохион байгуулалттай бол тэдгээр элементүүдийн шинж чанарууд ижил төстэй байна. Жишээлбэл, аргон ба неон тус бүр нь гаднах түвшинд найман электрон агуулдаг тул инерцтэй, өөрөөр хэлбэл химийн урвалд бараг орохгүй. Чөлөөт хэлбэрээр аргон ба неон нь монатомийн молекултай хий юм.
Лити, натри, калийн атомууд гаднах түвшинд нэг электрон агуулдаг бөгөөд ижил төстэй шинж чанартай байдаг тул тэдгээрийг үечилсэн системийн ижил бүлэгт байрлуулна.
III. Дүгнэлт.
1. Цөмийн цэнэгийг нэмэгдүүлэх дарааллаар зохион байгуулагдсан химийн элементүүдийн шинж чанарууд үе үе давтагддаг тул элементүүдийн атомын гаднах энергийн түвшингийн бүтцийг үе үе давтдаг.
2. Нэг үе дэх химийн элементүүдийн шинж чанаруудын жигд өөрчлөлтийг гадаад энергийн түвшинд аажмаар электрон тоо нэмэгдэж байгаатай холбон тайлбарлаж болно.
3. Нэг гэр бүлд хамаарах химийн элементүүдийн шинж чанаруудын ижил төстэй шалтгаан нь тэдний атомын гадаад энергийн түвшний ижил бүтэцтэй байдаг.
Атомын цахим тохиргоо нь атом дахь электронуудын зохион байгуулалтыг түвшин ба дэд давхаргаар нь харуулсан томъёо юм. Өгүүллийг судалсны дараа та электронууд хаана, хэрхэн байрлаж байгааг олж мэдэх, тоон тоонуудтай танилцаж, атомын электрон тохируулгыг тоогоор нь тохируулах боломжтой болно, өгүүллийн төгсгөлд элементүүдийн хүснэгт байна.
Элементүүдийн цахим тохиргоог яагаад судлах ёстой вэ?
Атомыг бүтээгчийн хувьд: тийм ээ тодорхой хэмжээний эд анги, тэдгээр нь бие биенээсээ ялгаатай боловч ижил төрлийн хоёр хэсэг нь яг ижил юм. Гэхдээ энэ барилгачин нь хуванцараас хамаагүй илүү сонирхолтой бөгөөд яагаад ийм байгаа юм. Ойролцоох байршил нь ойр байгаагаас хамааран тохиргоо өөрчлөгдөнө. Жишээлбэл, устөрөгчийн хажууд байдаг хүчилтөрөгч чадна ус руу, натрийн хажууд хийн, төмрийн хажууд байх нь зэв болж хувирдаг. Яагаад ийм зүйл болж байна вэ гэсэн асуултад хариулж, өөр атомын хажуугийн атомын зан чанарыг урьдчилан таамаглахын тулд цахим тохиргоог судлах шаардлагатай бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно.
Атомд хичнээн электрон байдаг вэ?
Атом нь цөм ба түүний эргэн тойрон эргэлддэг электронуудаас, цөм нь протон ба нейтроноос бүрдэнэ. Төвийг сахисан төлөвт атом бүр цөм дэхь протонтой ижил тооны электронтой байдаг. Протонуудын тоог элементийн дэс дугаараар тогтоосон, жишээлбэл, хүхэр нь 16 протонтой байна - үечилсэн системийн 16 дахь элемент. Алт нь 79 протонтой бөгөөд энэ нь хүснэгтийн 79 дэх элемент юм. Үүний дагуу хүхрийн хувьд төвийг сахисан төлөвт 16 электрон, алтаар бол 79 электрон байдаг.
Электроныг хаанаас олох вэ?
Электроны зан авирыг ажигласнаар тодорхой хэв маягийг гаргаж авсан бөгөөд тэдгээрийг тоон тоогоор дүрсэлсэн байдаг бөгөөд эдгээрийн дөрөв нь байдаг.
- Үндсэн квант тоо
- Орбитал квант тоо
- Соронзон квант тоо
- Ээрэх квант тоо
Орбитал
Цааш нь тойрог зам гэдэг үгийг бид "тойрог зам" гэсэн нэр томъёог ашиглах болно. Орбитал нь электроны долгионы функц, ойролцоогоор энэ нь электрон цаг хугацааны 90% -ийг зарцуулдаг газар юм.
N - түвшин
L - бүрхүүл
M l - тойрог замын тоо
M s - тойрог замын эхний эсвэл хоёр дахь электрон
Орбитал квант тоо l
Электрон үүлний судалгааны үр дүнд энерги түвшингээс хамааран үүл нь бөмбөг, дамббелл болон бусад хоёр илүү төвөгтэй гэсэн 4 үндсэн хэлбэрийг авдаг болохыг тогтоов. Эрчим хүчийг нэмэгдүүлэхийн тулд эдгээр хэлбэрүүдийг s-, p-, d-, f-бүрхүүл гэж нэрлэдэг. Эдгээр бүрхүүл бүр нь 1 (ийн хувьд), 3 (p), 5 (d), 7 (f) тойрог замтай байж болно. Орбитын квант тоо нь тойрог замд байрладаг бүрхүүл юм. S, p, d ба f-тойрог замын тойрог замын квант тоо нь 0,1,2 эсвэл 3 утгуудыг тус тус авна.
S-бүрхүүл дээр нэг тойрог зам (L \u003d 0) - хоёр электрон
P-бүрхүүл нь гурван тойрог замтай (L \u003d 1) - зургаан электрон
D бүрхүүл нь таван тойрог замтай (L \u003d 2) - арван электрон
F-бүрхүүл нь долоон тойрог замтай (L \u003d 3) - арван дөрвөн электрон
Соронзон квант тоо m l
P-бүрхүүл дээр гурван тойрог зам байдаг, тэдгээрийг -L-ээс L хүртэлх тоогоор тэмдэглэсэн байдаг, p-бүрхүүлийн хувьд (L \u003d 1) "-1", "0" ба "1" тойрог замууд байдаг. Соронзон квант тоог m l үсэгээр тэмдэглэнэ.
Бүрхүүлийн дотор электронууд өөр өөр тойрог замд байрлах нь илүү хялбар байдаг тул эхний электронууд тойрог зам бүрт нэгийг нь дүүргэж, дараа нь тус бүрийг нь хосоор нь холбодог.
D бүрхүүлийг авч үзье.
d-бүрхүүл L \u003d 2, өөрөөр хэлбэл таван тойрог замын (-2, -1,0,1 ба 2) утгатай тохирч байвал эхний таван электрон нь M l \u003d -2, M l \u003d -1, M l \u003d 0 гэсэн утгыг авч бүрхүүлийг дүүргэдэг. , M l \u003d 1, M l \u003d 2 байна.
Ээрэх квант тоо m s
Ээрэх гэдэг нь электроныг тэнхлэгээ тойрон эргэлддэг чиглэл, хоёр чиглэлтэй тул ээрэх квант тоо нь хоёр утгатай: +1/2 ба -1/2. Нэг энергийн дэд энерги нь зөвхөн эсрэг электрон эргэлт бүхий хоёр электроныг агуулж болно. Ээрэх квант дугаарыг m s-ээр тэмдэглэнэ
Үндсэн квант тоо n
Үндсэн квант тоо нь энергийн түвшин бөгөөд одоогоор энергийн долоон түвшин байдаг бөгөөд эдгээрийг тус бүр нь арабаар тэмдэглэсэн байдаг: 1,2,3, ... 7. Түвшин бүрийн бүрхүүлийн тоо нь түвшингийн тоотой тэнцүү: эхний түвшинд нэг бүрхүүл, хоёр дахь хоёр гэх мэт.
Электрон тоо
Тэгэхээр ямар ч электроныг дөрвөн квант тоогоор дүрсэлж болно. Эдгээр тоонуудын хослол нь электронуудын байрлал бүрт өвөрмөц, эхний электроныг авна, энергийн энерги хамгийн бага нь N \u003d 1, нэг бүрхүүл нь эхний түвшинд байрладаг, ямар ч түвшинд анхны бүрхүүл нь бөмбөг хэлбэртэй байдаг -селл), ж.нь. L \u003d 0 бол соронзон квант тоо нь зөвхөн нэг утгыг авах боломжтой, M l \u003d 0 бөгөөд эргэлт нь +1/2 болно. Хэрэв бид тав дахь электроныг (энэ нь ямар ч атом дотор байгаа бол) авах юм бол түүний гол квантын тоо нь: N \u003d 2, L \u003d 1, M \u003d -1, ээрэх 1/2 болно.