Formule electronice și circuite grafice. Formule electronice și diagrame grafice ale structurii straturilor electronice de atomi. Număr cuantic magnetic m l
Structura electronică a unui atom poate fi arătată printr-o formulă electronică și o diagramă grafică electronică. În formulele electronice, nivelurile de energie și subnivelele sunt scrise secvențial în ordinea umplerii lor și a numărului total de electroni din sublivel. În acest caz, starea unui electron individual, în special numerele sale cuantice magnetice și rotative, nu este reflectată în formula electronică. În circuitele electron-grafice, fiecare electron este „complet vizibil”, adică. acesta poate fi caracterizat prin toate cele patru numere cuantice. Circuitele grafice electronice sunt de obicei date pentru electroni externi.
Exemplul 1 Scrieți formula electronică de fluor, exprimați starea electronilor externi prin diagrama electron-grafică. Câți electroni neperecheți în atomul acestui element?
Decizie. Numărul atomic de fluor este de nouă, prin urmare, există nouă electroni în atomul său. În conformitate cu principiul celei mai mici energii, folosind orez. 7 și ținând cont de consecințele principiului Pauli, notăm formula electronică a fluorului: 1s 2 2s 2 2p 5. Pentru electronii externi (al doilea nivel de energie), compunem o diagramă electron-grafică (Fig. 8), din care rezultă că în atomul de fluor există un electron nepereche.
Fig. 8. Diagrama electronico-grafică a electronilor de valență a unui atom de fluor
Exemplul 2Realizați diagrame electronice ale stărilor posibile ale atomului de azot. Care dintre ele reflectă starea normală și care reflectă starea excitată?
Decizie.Formula electronică a azotului este 1s 2 s 2 2p 3, formula electronilor externi este 2s 2 2p 3. Nivelul 2p este incomplet de atunci numărul de electroni de pe acesta este mai mic de șase. Variantele posibile ale distribuției a trei electroni pe subnivelul 2p sunt prezentate în Fig. 9.
Fig. 9. Diagrame electronico-grafice ale stărilor posibile ale nivelului 2p din atomul de azot.
Valoarea maximă (în valoare absolută) de rotație (3/2) corespunde stărilor 1 și 2, prin urmare, acestea sunt principalele, iar restul sunt excitate.
Exemplul 3Determinați numerele cuantice care determină starea ultimului electron din atomul de vanadiu?
Decizie. Numărul de vanadiu atomic Z \u003d 23, prin urmare, formula electronică completă a elementului: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d3. Diagrama electron-grafică a electronilor externi (4s 2 3d 3) este următoarea (Fig. 10):
Fig. 10. Diagrama electronico-grafică a electronilor de valență a atomului de vanadiu
Numărul principal cuantic al ultimului electron este n \u003d 3 (al treilea nivel de energie), orbital l \u003d 2 (subnivelul d). Numărul cuantic magnetic pentru fiecare dintre cei trei electroni d este diferit: pentru primul este –2, pentru al doilea –1, pentru al treilea - 0. Numărul cuantic de spin pentru toți cei trei electroni este același: m s \u003d + 1/2. Astfel, starea ultimului electron din atomul de vanadiu este caracterizată de numere cuantice: n \u003d 3; l\u003d 2; m este 0; m s \u003d + 1/2.
7. electroni perechi și neperecheți
Electronii care umplu orbitali în perechi sunt numiți împerecheat iar electronii singuri sunt numiți nepereche. Electronii neperecheți asigură o legătură chimică între un atom și alți atomi. Prezența electronilor neperecheți este stabilită experimental prin studierea proprietăților magnetice. Substanțe cu electroni neperecheți paramagnetic(sunt trase într-un câmp magnetic datorită interacțiunii rotilor de electroni, ca magneții elementari, cu un câmp magnetic extern). Substanțe care au doar electroni împerecheți, diamagnetic(câmpul magnetic extern nu le afectează). Electronii neperecheți sunt localizați doar pe nivelul energiei externe a atomului, iar numărul lor poate fi determinat prin schema sa electronică.
Exemplul 4Determinați numărul de electroni neperecheți în atomul de sulf.
Decizie. Numărul atomic de sulf este Z \u003d 16, prin urmare, formula electronică completă a elementului este: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Diagrama electron-grafică a electronilor externi este următoarea (Fig. 11).
Fig. 11. Diagrama electronico-grafică a electronilor de valență a atomului de sulf
Din diagrama electronico-grafică rezultă că în atomul de sulf există doi electroni neperecați.
Se înregistrează sub forma așa-numitelor formule electronice. În formule electronice, literele s, p, d, f semnifică subnivelele de energie ale electronilor; numerele din fața literelor indică nivelul de energie în care se află electronul dat, iar indicele din dreapta sus este numărul de electroni din acest nivel. Pentru a compila formula electronică a atomului oricărui element, este suficient să cunoaștem numărul acestui element în sistemul periodic și să îndeplinim dispozițiile de bază care guvernează distribuția electronilor în atom.
Structura învelișului de electroni al unui atom poate fi de asemenea descrisă ca o diagramă a aranjamentului electronilor în celulele energetice.
Pentru atomii de fier, o astfel de schemă are următoarea formă:
În această diagramă, respectarea regulii Gund este clar vizibilă. În subnivelul Zd, numărul maxim de celule (patru) este umplut cu electroni neperecheți. Imaginea structurii învelișului de electroni în atom sub formă de formule electronice și sub formă de scheme nu reflectă în mod clar proprietățile de undă ale electronului.
Formularea legii periodice modificatăDA. Mendeleev : proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, depind periodic de greutățile atomice ale elementelor.
Formularea modernă a Legii periodice: proprietățile elementelor, precum și formele și proprietățile compușilor lor depind periodic de mărimea încărcăturii nucleului atomilor lor.
Astfel, o sarcină nucleară pozitivă (mai degrabă decât masa atomică) s-a dovedit a fi un argument mai precis, de care depind proprietățile elementelor și compușii lor
Valenţă- acesta este numărul de legături chimice prin care un atom este legat de altul.
Valența unui atom este determinată de numărul de electroni neperecheți și de prezența la nivel extern a orbitalelor atomice libere. Structura nivelurilor energetice externe ale atomilor elementelor chimice determină în principal proprietățile atomilor lor. Prin urmare, aceste niveluri sunt numite valență. Electronii acestor niveluri și uneori chiar și ale nivelurilor exterioare pot participa la formarea legăturilor chimice. Astfel de electroni se mai numesc valență.
Valență stoichiometricăelement chimic - acesta este numărul de echivalenți pe care un atom dat îi poate atașa singur sau este numărul de echivalenți într-un atom.
Echivalenții sunt determinați de numărul de atomi de hidrogen atașați sau substituiți, astfel încât valența stoechiometrică este egală cu numărul de atomi de hidrogen cu care interacționează acest atom. Dar nu toate elementele interacționează liber, ci practic toate cu oxigenul, astfel încât valența stoechiometrică poate fi definită ca numărul dublat de atomi de oxigen atașați.
De exemplu, valența stoechiometrică a sulfului în hidrogen sulfurat H 2 S este 2, în oxidul SO 2 - 4, în oxidul SO 3 -6.
Atunci când se determină valența stoechiometrică a unui element conform formulei binare a compusului, trebuie să se ghideze regula: valența totală a tuturor atomilor unui element ar trebui să fie egală cu valența totală a tuturor atomilor unui alt element.
Stare de oxidarede asemenea caracterizează compoziția substanței și este egală cu valența stoechiometrică cu un semn plus (pentru un metal sau mai mult element electropozitiv din moleculă) sau minus.
1. În substanțe simple, starea de oxidare a elementelor este zero.
2. Gradul de oxidare a fluorului în toți compușii este -1. Restul halogenilor (clor, brom, iod) cu metale, hidrogen și alte elemente mai electropozitive au și o stare de oxidare de -1, dar în compușii cu mai multe elemente electronegative au stări de oxidare pozitive.
3. Oxigenul în compuși are o stare de oxidare de -2; o excepție sunt peroxidul de hidrogen H 2 O 2 și derivații săi (Na2O2, BaO2 etc.), în care oxigenul are o stare de oxidare de -1, precum și fluorura de oxigen OF 2, a cărei stare de oxidare a oxigenului este +2.
4. Elementele alcaline (Li, Na, K etc.) și elementele subgrupului principal al celui de-al doilea grup al sistemului periodic (Be, Mg, Ca etc.) au întotdeauna o stare de oxidare egală cu numărul grupului, adică +1 și +2, respectiv .
5. Toate elementele grupului al treilea, cu excepția taliei, au o stare de oxidare constantă egală cu numărul grupului, adică +3.
6. Cea mai mare stare de oxidare a unui element este egală cu numărul grupului din sistemul periodic, iar cea mai mică este diferența: grupa nr. -3 (în săruri de amoniac și amoniu).
7. Stările de oxidare ale elementelor din compus se anulează reciproc, astfel încât suma lor pentru toți atomii din moleculă sau unitate neutră de formulă să fie zero, iar pentru ion, încărcarea sa.
Aceste reguli pot fi utilizate pentru a determina starea de oxidare necunoscută a unui element dintr-un compus, dacă starea de oxidare a celorlalți este cunoscută și pentru a formula compuși cu mai multe elemente.
Stare de oxidare (numărul oxidativ) — valoare condițională auxiliară pentru înregistrarea proceselor de reacție de oxidare, reducere și redox.
Conceptul stare de oxidare adesea folosit în chimia anorganică în locul conceptului valenţă. Starea de oxidare a unui atom este egală cu valoarea numerică a sarcinii electrice atribuite atomului sub presupunerea că perechile de electroni care realizează legătura sunt părtinitoare complet către atomi electronegativi (adică pe ipoteza că compusul este format doar din ioni).
Starea de oxidare corespunde numărului de electroni care trebuie atașați la un ion pozitiv pentru a-l readuce la un atom neutru sau a fi îndepărtat de un ion negativ pentru a-l oxida la un atom neutru:
Al 3+ + 3e - → Al
S 2− → S + 2e - (S 2− - 2e - → S)
Proprietățile elementelor, în funcție de structura învelișului de electroni al atomului, variază de-a lungul perioadelor și grupurilor sistemului periodic. Deoarece structurile electronice dintr-o serie de elemente analogice sunt doar similare, dar nu identice, la trecerea de la un element dintr-un grup la altul, ele nu observă o repetare simplă a proprietăților, ci schimbarea lor regulată mai mult sau mai puțin distinctă.
Natura chimică a elementului se datorează capacității atomului său de a pierde sau dobândi electroni. Această abilitate este cuantificată prin valorile energiilor de ionizare și afinitatea electronilor.
Energia de ionizare (E și) numită cantitatea minimă de energie necesară pentru separarea și îndepărtarea completă a unui electron dintr-un atom în faza de gaz la T \u003d 0
K fără a transfera energie cinetică la electronul eliberat cu transformarea atomului într-un ion încărcat pozitiv: E + Ei \u003d E + + e-. Energia de ionizare este o valoare pozitivă și are cele mai mici valori pentru atomii de metale alcaline și cea mai mare pentru atomii de gaze nobile (inerte).
Afinitatea electronilor (ee)) este energia eliberată sau absorbită când un electron este atașat de un atom în faza gazului la T \u003d 0
K cu transformarea unui atom într-un ion încărcat negativ fără a transfera energie cinetică într-o particulă:
E + e- \u003d E- + Ee.
Halogenii, în special fluorul (Ee \u003d -328 kJ / mol), au cea mai mare afinitate de electroni.
Valorile Ei și Ee sunt exprimate în kilojoule pe mol (kJ / mol) sau în volți de electroni pe atom (eV).
Se numește capacitatea unui atom legat de a deplasa electronii legăturilor chimice către el însuși, crescând densitatea electronilor lângă el electronegativitate.
Acest concept în știință a fost introdus de L. Pauling. electronegativitateeste indicat prin simbolul ÷ și caracterizează tendința unui atom dat de a atașa electroni atunci când formează o legătură chimică.
Conform lui R. Maliken, electronegativitatea unui atom este estimată prin jumătatea sumei energiilor de ionizare și a afinităților electronice ale atomilor liberi ÷ \u003d (Ee + Eи) / 2
În perioade, se observă o tendință generală în creșterea energiei de ionizare și electronegativitate cu o creștere a încărcăturii nucleului atomic, în grupuri, aceste cantități scad odată cu creșterea numărului de serie al elementului.
Trebuie subliniat faptul că o valoare constantă a electronegativității nu poate fi atribuită unui element, deoarece depinde de mulți factori, în special, de starea de valență a elementului, de tipul de compus în care intră, de numărul și tipul de atomi vecini.
Razele atomice și ionice. Mărimile atomilor și ionilor sunt determinate de dimensiunile învelișului de electroni. Conform conceptelor mecanice cuantice, carcasa electronilor nu are limite strict definite. Prin urmare, poate fi luată raza unui atom sau ion liber distanța calculată teoretic de la nucleu la poziția densității maxime principale a norilor de electroni externi. Această distanță se numește raza orbitală. În practică, sunt utilizate de obicei valorile razelor atomilor și ionilor din compuși, calculate pe baza datelor experimentale. În acest caz, se disting razele covalente și metalice ale atomilor.
Dependența razelor atomice și ionice de sarcina nucleului unui atom al unui element este periodică. În perioade, pe măsură ce numărul atomic crește, razele tind să scadă. Cea mai mare scădere este tipică pentru elementele de perioade mici, deoarece acestea completează nivelul electronic extern. În perioadele mari din familiile de elemente d și f, această schimbare este mai puțin drastică, deoarece umplerea lor de electroni are loc în pre-predicator. În subgrupuri, în general, raza atomilor și ionilor de același tip cresc.
Sistemul periodic al elementelor este un exemplu clar de manifestare a diferitelor tipuri de periodicitate în proprietățile elementelor, care se observă pe orizontală (în perioada de la stânga la dreapta), pe verticală (într-un grup, de exemplu, de sus în jos), în diagonală, adică. o anumită proprietate a atomului crește sau scade, dar periodicitatea este păstrată.
În perioada de la stânga la dreapta (→), proprietățile oxidative și nemetalice ale elementelor cresc, în timp ce proprietățile de reducere și de metal scad. Deci, din toate cele trei elemente din perioada, sodiul va fi cel mai activ metal și cel mai puternic agent reducător, iar clorul cel mai puternic agent oxidant.
Legătură chimică- aceasta este o conexiune reciprocă a atomilor dintr-o moleculă sau o rețea de cristal, ca urmare a acțiunii forțelor electrice de atracție între atomi.
Aceasta este interacțiunea tuturor electronilor și a tuturor nucleelor, ceea ce duce la formarea unui sistem poliatomic stabil (radical, ion molecular, moleculă, cristal).
Lipirea chimică este realizată de electroni de valență. Conform conceptelor moderne, legătura chimică are o natură electronică, dar este implementată în moduri diferite. Prin urmare, există trei tipuri principale de legături chimice: covalent, ionic, metalÎntre molecule apare legătură de hidrogen și apar interacțiuni van der Waals.
Principalele caracteristici ale lipiciilor chimice includ:
- lungimea legăturii - aceasta este distanța internucleară dintre atomii legați chimic.
Depinde de natura atomilor care interacționează și de multiplicitatea legăturii. Odată cu creșterea multiplicității, lungimea legăturii scade și, în consecință, puterea acesteia crește;
- multiplicitatea legăturii - este determinată de numărul de perechi de electroni care conectează doi atomi. Odată cu multiplicitatea crescândă, energia de legare crește;
- unghiul de comunicare- unghiul dintre liniile drepte imaginare care trec prin nucleele a doi atomi vecini interconectați chimic;
Energia obligațiunilor E CB - aceasta este energia care este eliberată în timpul formării acestei legături și este cheltuită pentru ruperea ei, kJ / mol.
Legătură covalentă - O legătură chimică formată prin socializarea unei perechi de electroni cu doi atomi.
Explicația legăturii chimice prin apariția perechilor de electroni obișnuiți între atomi a stat la baza teoriei spinului valenței, a cărei unealtă este metoda legăturii de valență (MVS) , descoperită de Lewis în 1916. Pentru descrierea cuantic-mecanică a legăturii chimice și a structurii moleculelor, se folosește o altă metodă - metoda orbitalelor moleculare (MMO) .
Metoda obligațiunilor de valență
Principiile de bază ale formării de legături chimice în MVS
1. Se formează o legătură chimică datorită electronilor de valență (neperecheți).
2. Electronii cu rotiri antiparalele aparținând a doi atomi diferiți devin comune.
3. O legătură chimică se formează numai dacă, atunci când doi sau mai mulți atomi se apropie, energia totală a sistemului scade.
4. Principalele forțe care acționează în moleculă sunt de origine electrică Coulomb.
5. Cu cât este mai puternică conexiunea, cu atât mai mult se suprapun norii de electroni care interacționează.
Există două mecanisme pentru formarea legăturilor covalente:
Mecanism de schimb. Legătura este formată prin socializarea electronilor de valență a doi atomi neutri. Fiecare atom dă un electron nepereche unei perechi de electroni comune:
Fig. 7. Mecanismul de schimb pentru formarea de legături covalente: și - nepolare; b - polar
Mecanismul donator-acceptor. Un atom (donator) furnizează o pereche de electroni, iar un alt atom (acceptor) furnizează o orbitală gratuită pentru această pereche.
compuşi educatprin mecanismul donator-acceptor, se raportează la compuși complecși
 |
Fig. 8. Mecanismul donator-acceptor pentru formarea legăturilor covalente
Legătura covalentă are anumite caracteristici.
Saturability - proprietatea atomilor de a forma un număr strict definit de legături covalente. Datorită saturației legăturilor, moleculele au o anumită compoziție.
|
Orientare - t . e. conexiunea se formează în direcția suprapunerii maxime a norilor electronici . În ceea ce privește linia care leagă centrii atomilor care formează legătura, ei disting: σ și π (Fig. 9): legătura σ se formează prin suprapunerea AO de-a lungul liniei care leagă centrele de atomi în interacțiune; O legătură π este o legătură care apare în direcția axei liniei perpendiculare care leagă nucleul unui atom. Orientarea legăturii determină structura spațială a moleculelor, adică forma geometrică a acestora. Hibridizare - aceasta este o modificare a formei unor orbitali în timpul formării unei legături covalente pentru a obține suprapunerea mai eficientă a orbitalelor. Legătura chimică formată cu participarea electronilor la orbitalele hibride este mai puternică decât legătura cu participarea electronilor a s-i-orbitalilor ne-hibrizi, deoarece se produce mai multe suprapuneri. Se disting următoarele tipuri de hibridizare (Fig. 10, Tabelul 31): |
hibridizare sp - un s-orbital și un p-orbital se transformă în două orbitale „hibride” identice, unghiul dintre axe fiind egal cu 180 °. Moleculele în care se realizează hibridizarea sp au o geometrie liniară (BeCl 2).hibridizarea sp 2 - un orbital s și două p-orbitalele se transformă în trei orbitale „hibride” identice, unghiul dintre axe fiind de 120 °. Moleculele în care se realizează hibridizarea sp2 au o geometrie plană (BF3, AlCl3).
sp 3-hibridizare - o s-orbitală și trei p-orbitale se transformă în patru orbitale "hibride" identice, unghiul dintre axe fiind de 109 ° 28 ". Moleculele în care se realizează hibridizarea sp 3 au o geometrie tetraedrică (CH 4 , NH 3).
Fig. 10. Tipuri de hibridizare a orbitalelor valenței: a - spHibridizarea orbitalelor valenței; b - sp 2 -hibridizarea orbitalelor de valență; la - sp 3-hibridizarea orbitalelor valenței
Pentru a reprezenta corect configurațiile electronice ale atomilor, trebuie să răspundeți la întrebări: 1. Cum să determinați numărul total de electroni dintr-un atom? 2. Care este numărul maxim de electroni la niveluri, subnivele? 3. Care este ordinea de umplere a sublivelor și orbitalelor? 3
Configurații electronice (folosind exemplul unui atom de hidrogen) 1. Schema structurii electronice Structura electronică a atomilor arată distribuția electronilor pe nivelurile de energie 2. Formula electronică 1s 1, unde s este denumirea sub-nivel; 1 - numărul de electroni Formulele electronice ale atomilor arată distribuția electronilor pe subnivelele de energie 3. Formula electron-grafică Formulele electron-grafice ale atomilor arată distribuția electronilor în orbitali și rotiri electronice 4
2. Folosind proba, compuneți formula electronică de aluminiu.Procedura pentru umplerea nivelurilor de energie într-un atom. 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 1 6 Aluminiul are 13 electroni. Primul dintr-un atom este umplut sub 1 nivel. Poate avea maximum 2 electroni, marcați-i și scădea din numărul total de electroni. Rămâne să plasați 11 electroni. Următorul nivel de 2 secunde este umplut, poate avea 2 electroni. Rămâne să plasați 9 electroni. Următorul nivel de 2p este umplut, poate avea 6 electroni. În continuare, completați sublivelul 3. Am ajuns la subnivelul 3p, pot exista maxim 6 electroni pe el, dar rămâne doar 1, îl punem. 1s \u003d Al s2s2s 2p2p 3p - 2 \u003d - 6 \u003d - 2 \u003d 9 3 1
3. Determinați: nivelurile de energie sunt în ordine? Dacă nivelurile sunt în ordine, lăsați-le în pace. Dacă nivelurile nu sunt în ordine, atunci rescrie-le, aranjate în ordine crescătoare. Nu. 4s și sublivele 3d sunt în afara ordinului. Este necesar să le rescrieți și să le aranjați pe măsură ce cresc. 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
Reguli pentru alcătuirea unei diagrame electronico-grafice Fiecare subnivel are un anumit număr de orbitale Pe fiecare orbital, nu pot exista mai mult de doi electroni.Dacă există doi electroni pe orbital, atunci ei trebuie să aibă o rotire diferită (săgețile arată în direcții diferite). 8 s p d f Noțiuni introductive Compilarea unui grafic electronic
5. Călătorie geografică Determinați în ce grupuri ale sistemului periodic sunt elemente chimice ale căror formule electronice ale atomilor sunt date în prima coloană a tabelului. Literele corespunzătoare răspunsurilor corecte vor da un nume țării. 10 JAMAICA Formule electronice ale grupului IIIIIIIVVVIVII 1s 2 2s 1 JAGLCAO 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 VISNPDM 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 EFTSNAO 1s 2 2s 2 2p 4 GRISYK 1s 2 2s 2 2p 6 3s 4s 1 KUERMIP 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ANDLOJ
Structura cojilor de electroni ai atomilor are un rol important pentru chimie, ei determinând proprietățile chimice ale substanțelor. Cea mai importantă caracteristică a mișcării unui electron pe un anumit orbital este energia legării acestuia la nucleu. Electronii dintr-un atom diferă într-o anumită energie și, așa cum arată experimentele, unii sunt atrași mai puternic de nucleu, alții sunt mai slabi. Acest lucru se explică prin îndepărtarea electronilor din nucleu. Cu cât electronii sunt mai apropiați de nucleu, cu atât este mai mare conexiunea lor cu nucleul, dar cu atât este mai mică rezerva de energie. Pe măsură ce vă îndepărtați de nucleul atomului, forța de atracție a electronului spre nucleu scade, iar rezerva de energie crește. Astfel, straturile electronice sunt formate în carcasa electronilor unui atom. Electronii cu valori energetice apropiate formează un singur strat de electroni sau un nivel de energie. Energia electronilor din atom și nivelul energiei este determinată de numărul cuantic principal n și ia valori întregi 1, 2, 3, 4, 5, 6 și 7. Cu cât este mai mare valoarea lui n, cu atât energia electronilor este mai mare. Numărul maxim de electroni care poate fi la unul sau alt nivel de energie este determinat de formula:
Unde N este numărul maxim de electroni pe nivel;
n este numărul nivelului de energie.
S-a stabilit că nu mai mult de doi electroni sunt localizați pe prima carcasă, nu mai mult de opt pe a doua, nu mai mult de 18 pe a treia, nu mai mult de 32 pe a patra. Nu vom lua în considerare umplerea cochiliei mai îndepărtate. Se știe că la nivelul energiei externe nu pot exista mai mult de opt electroni, se numește complet. Straturile electronice care nu conțin numărul maxim de electroni sunt numite incomplete.
Numărul de electroni la nivelul energiei externe a carcasei electronilor unui atom este egal cu numărul grupului pentru elementele chimice ale subgrupurilor principale.
După cum am menționat anterior, electronul nu se mișcă în orbită, ci în orbită și nu are nicio traiectorie.
Spațiul din jurul nucleului, unde este cel mai probabil prezența unui electron dat, se numește orbital al acestui electron, sau nor de electroni.
Orbitalii, sau sublivele, cum sunt și ele numite, pot avea forme diferite, iar numărul lor corespunde numărului de nivel, dar nu depășește patru. Primul nivel de energie are un subnivel (e), al doilea - doi (s, p), al treilea - trei (s, p, d) etc. Electronii cu niveluri diferite ale aceluiași nivel au o formă diferită a norului de electroni: sferice (s), în formă de gantere (p) și configurație mai complexă (d) și (f). Oamenii de știință au fost de acord să numească orbitalul atomic sferic sorbital. Este cel mai stabil și este situat destul de aproape de miez.
Cu cât energia electronului este mai mare în atom, cu atât se rotește mai repede, cu atât se întinde zona șederii sale și, în sfârșit, se transformă într-o gantere p-orbital:
Un nor electronic de această formă poate ocupa trei poziții în atom de-a lungul axelor de coordonate ale spațiului x, y și z. Acest lucru este ușor de explicat: la urma urmei, toți electronii sunt încărcați negativ, astfel încât norii de electroni se resping reciproc și tind să fie localizați cât mai departe unul de celălalt.
Asa de, ppot exista trei orbitale. Energia lor, desigur, este aceeași, dar locația lor în spațiu este diferită.
Realizați o diagramă a umplerii secvențiale a nivelurilor de energie cu electroni
Acum putem face o diagramă a structurii cojilor de electroni ai atomilor:
1. Determinăm numărul total de electroni pe carcasă prin numărul de serie al elementului.
2. Determinăm numărul nivelurilor de energie din carcasa electronilor. Numărul acestora este egal cu numărul perioadei din tabelul lui D. I. Mendeleev, în care se află elementul.
3. Determinăm numărul de electroni la fiecare nivel de energie.
4. Folosind cifrele arabe pentru a indica nivelul și desemnarea orbitalelor cu literele s și p, precum și numărul de electroni ai acestui orbital cu cifra arabă din dreapta sus deasupra literei, reprezentăm structura atomilor prin formule electronice mai complete. Oamenii de știință au fost de acord să desemneze fiecare orbital atomic cu o celulă cuantică - un pătrat din diagrama energetică:
Pe s- un orbital atomic poate fi sub-nivel
dar mai departe p-sub nivelul poate exista deja trei -
(în conformitate cu cele trei axe de coordonate):
orbitali d- și fSubnivelul unui atom poate fi deja de cinci și respectiv șapte:
Nucleul unui atom de hidrogen are o sarcină de +1, astfel încât un singur electron se mișcă în jurul nucleului său la un singur nivel de energie. Scriem configurația electronică a atomului de hidrogen
Pentru a stabili relația dintre structura atomului unui element chimic și proprietățile acestuia, avem în vedere alte câteva elemente chimice.
Următorul element de heliu este hidrogenul. Nucleul unui atom de heliu are o sarcină de +2, prin urmare, atomul de heliu conține doi electroni la primul nivel de energie:
Deoarece nu mai mult de doi electroni pot fi la primul nivel de energie, este considerat complet.
Elementul nr. 3 este litiu. Nucleul de litiu are o sarcină de +3, prin urmare, există trei electroni în atomul de litiu. Două dintre ele sunt la primul nivel de energie, iar al treilea electron începe să umple al doilea nivel de energie. Mai întâi se umple s-orbitalul primului nivel, apoi s-orbitalul celui de-al doilea nivel. Un electron situat la al doilea nivel este mai puțin legat de nucleu decât celelalte două.
Pentru un atom de carbon, putem presupune deja trei scheme posibile de umplere a cojilor de electroni în conformitate cu formulele electronice-grafice:
Analiza spectrului atomic arată că ultima schemă este corectă. Utilizând această regulă, este ușor să întocmiți o diagramă a structurii electronice pentru atomul de azot:
Această schemă corespunde formulei 1s22s22p3. Apoi începe aranjamentul în perechi de electroni pe orbite de 2p. Formule electronice ale atomilor rămași din a doua perioadă:
La atomul de neon se finalizează umplerea celui de-al doilea nivel de energie și se finalizează construcția celei de-a doua perioade a sistemului de elemente.
Găsiți semnul chimic al litiului în sistemul periodic; încărcătura nucleelor \u200b\u200batomice crește în mod natural de la litiu la neon Ne. Al doilea strat este umplut treptat cu electroni. Odată cu creșterea numărului de electroni din al doilea strat, proprietățile metalice ale elementelor slăbesc treptat și sunt înlocuite cu cele nemetalice.
A treia perioadă, la fel ca cea de-a doua, începe cu două elemente (Na, Mg), în care electronii sunt situați pe subnivelul s al stratului electronic exterior. Apoi urmează șase elemente (de la Al la Ar), în care se formează sub-nivelul sub p al stratului electronic exterior. Structura stratului electronic exterior al elementelor corespunzătoare din a doua și a treia perioadă este similară. Cu alte cuvinte, cu o creștere a încărcăturii nucleului, structura electronică a straturilor exterioare ale atomilor este repetată periodic. Dacă elementele au aranjat niveluri de energie externe în mod similar, atunci proprietățile acestor elemente sunt similare. De exemplu, argonul și neonul conțin fiecare opt electroni la nivel extern și, prin urmare, sunt inerți, adică aproape nu intră în reacții chimice. În formă liberă, argonul și neonul sunt gaze care au molecule monatomice.
Atomii de litiu, sodiu și potasiu conțin la nivel extern un electron și au proprietăți similare, astfel încât sunt plasați în același grup al sistemului periodic.
III. Constatări.
1. Proprietățile elementelor chimice dispuse în ordinea creșterii încărcării nucleare se repetă periodic, deoarece structura nivelurilor de energie externe ale atomilor elementelor se repetă periodic.
2. Schimbarea lină a proprietăților elementelor chimice într-o perioadă poate fi explicată printr-o creștere treptată a numărului de electroni la nivelul energiei externe.
3. Motivul similarității proprietăților elementelor chimice aparținând aceleiași familii este aceeași structură a nivelurilor de energie externe ale atomilor lor.
Configurație electronică cu atom este o formulă care arată dispunerea electronilor într-un atom pe niveluri și subnivele. După studierea articolului, veți afla unde și cum sunt localizați electronii, faceți cunoștință cu numerele cuantice și puteți construi o configurație electronică a unui atom după numărul său; la sfârșitul articolului se află un tabel de elemente.
De ce studiați configurația electronică a elementelor?
Atomi ca proiectant: există un anumit număr de părți, diferă între ele, dar două părți ale aceluiași tip sunt absolut identice. Dar acest designer este mult mai interesant decât plasticul și tocmai de aceea. Configurația se schimbă în funcție de cine este în apropiere. De exemplu, oxigenul lângă hidrogen poate sa transformați-vă în apă, lângă sodiu în gaz și fiind lângă fier, îl transformă complet în rugină. Pentru a răspunde la întrebarea de ce se întâmplă acest lucru și pentru a prezice comportamentul atomului de lângă altul, este necesar să studiem configurația electronică, despre care vom discuta mai jos.
Câți electroni sunt într-un atom?
Un atom este format dintr-un nucleu și electroni care se rotesc în jurul lui, nucleul este format din protoni și neutroni. În stare neutră, fiecare atom are un număr de electroni egal cu numărul de protoni din nucleul său. Numărul de protoni este indicat de numărul de serie al elementului, de exemplu, sulf; are 16 protoni - al 16-lea element al sistemului periodic. Aurul are 79 de protoni - al 79-lea element al tabelului periodic. În consecință, există 16 electroni în sulf în stare neutră și 79 electroni în aur.
Unde să cauți un electron?
Observând comportamentul electronului, s-au dedus anumite legi, sunt descrise prin numere cuantice, există patru în total:
- Numărul principal cuantic
- Număr orbital cuantic
- Număr cuantic magnetic
- Număr cuantic rotativ
orbital
Mai departe, în loc de cuvântul orbită, vom folosi termenul „orbital”, orbital este funcția de undă a electronului, aproximativ - aceasta este zona în care electronul petrece 90% din timp.
Nivel N
L - coajă
M l - număr orbital
M s - primul sau al doilea electron în orbită
Număr orbital cuantic l
În urma studiului cloud-ului electronic, am constatat că, în funcție de nivelul de energie, norul ia patru forme principale: o bilă, gantere și alte două, mai complexe. În ordinea creșterii energiei, aceste forme sunt denumite coaja s-, p-, d- și f. Pe fiecare dintre aceste cochilii pot exista 1 (pe s), 3 (pe p), 5 (pe d) și 7 (pe f) orbitale. Numărul orbital cuantic este cochilia pe care se află orbitalii. Numărul orbital cuantic pentru s, p, d și f-orbitalele, ia valorile de 0.1.2 sau 3.
Pe coaja s, un orbital (L \u003d 0) - doi electroni
Trei orbitali pe carcasa p (L \u003d 1) - șase electroni
Cinci orbitale pe carcasa d (L \u003d 2) - zece electroni
Pe f-shell, șapte orbitale (L \u003d 3) - paisprezece electroni
Număr cuantic magnetic m l
Există trei orbitale pe p-shell, ele sunt indicate cu cifre de la -L, la + L, adică pentru p-shell (L \u003d 1) există orbitale "-1", "0" și "1". Numărul magnetic cuantic este notat cu litera m l.
În interiorul învelișului, este mai ușor pentru electroni să fie localizați în orbite diferite, astfel că primii electroni umplu unul pentru fiecare orbital, iar apoi perechea sa se unește cu fiecare.
Luați în considerare d-shell:
coaja d corespunde valorii L \u003d 2, adică a cinci orbitale (-2, -1,0,1 și 2), primii cinci electroni umplu carcasa luând valorile M l \u003d -2, M l \u003d -1, M l \u003d 0 , M l \u003d 1, M l \u003d 2.
Număr spin cuantic m s
Spin este direcția de rotație a electronului în jurul axei sale, există două direcții, deci numărul cuantic de spin are două valori: +1/2 și -1/2. Pe un subnivel de energie, pot exista doi electroni cu doar rotiri opuse. Numărul cuantic de spin este notat cu m s
Numărul principal cuantic n
Numărul principal cuantic este nivelul energetic, în momentul în care sunt cunoscute șapte niveluri de energie, fiecare este indicat prin cifra arabă: 1,2,3, ... 7. Numărul de cochilii de la fiecare nivel este egal cu numărul de nivel: la primul nivel, o coajă, la a doua două etc.
Numărul de electroni
Deci, orice electron poate fi descris prin patru numere cuantice, combinația acestor numere este unică pentru fiecare poziție a electronului, ia primul electron, cel mai mic nivel de energie este N \u003d 1, o coajă este situată la primul nivel, prima coajă la orice nivel are forma unei bile (s) coajă), adică L \u003d 0, numărul cuantic magnetic poate lua o singură valoare, M l \u003d 0 și rotirea va fi +1/2. Dacă luăm al cincilea electron (în orice atom este), atunci numerele cuantice principale pentru acesta vor fi: N \u003d 2, L \u003d 1, M \u003d -1, spin 1/2.