Mga electronic formula at graphic diagram. Ang mga electronic formula at graphic na diagram ng istraktura ng mga elektronikong layer ng mga atoms. Magnetic dami ng dami ng m l
Ang elektronikong istraktura ng atom ay maaaring maipakita ng isang electronic formula at isang electronic-graphic diagram. Sa mga elektronikong formula, ang mga antas ng enerhiya at mga sublevel ay sunud-sunod na nakasulat sa pagkakasunud-sunod ng kanilang pagpuno at ang kabuuang bilang ng mga electron sa sublevel. Sa kasong ito, ang estado ng isang indibidwal na elektron, lalo na ang mga magnetic at spin number na numero, ay hindi makikita sa electronic formula. Sa mga elektronikong graphic circuit, ang bawat elektron ay "nakikita" nang buo; maaari itong mailalarawan sa lahat ng apat na numero ng dami. Karaniwang ibinibigay ang mga electronic graphic circuit na para sa mga panlabas na elektron.
Halimbawa 1. Isulat ang elektronikong pormula ng fluorine, ipahayag ang estado ng mga panlabas na elektron na may diagram na electronic graphic. Gaano karaming mga hindi bayad na elektron ang mayroong isang atom ng elementong ito?
Desisyon. Ang atomic number ng fluorine ay siyam, samakatuwid, mayroong siyam na mga electron sa atom nito. Alinsunod sa prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya, gamit ang igos. 7 at isinasaalang-alang ang mga kahihinatnan ng prinsipyo ng Pauli, isinusulat namin ang elektronikong pormula ng fluorine: 1s 2 2s 2 2p 5. Para sa mga panlabas na elektron (ang pangalawang antas ng enerhiya) gumuhit kami ng isang diagram na electronic-graphic (Fig. 8), mula sa kung saan sinusundan nito na mayroong isang hindi bayad na elektron sa fluorine atom.
Fig. 8. Electronic-graphic diagram ng valence electrons ng isang fluorine atom
Halimbawa 2.Gumuhit ng mga elektronikong diagram ng mga posibleng estado ng atom atom. Alin sa kanila ang sumasalamin sa normal na estado, at alin - natutuwa?
Desisyon.Ang electronic formula ng nitrogen ay 1s 2 s 2 2p 3, ang formula para sa mga panlabas na elektron ay 2s 2 2p 3. Hindi kumpleto ang sublevel 2p dahil ang bilang ng mga electron sa ito ay mas mababa sa anim. Ang mga posibleng variant ng pamamahagi ng tatlong mga electron sa 2p-sublevel ay ipinapakita sa Fig. siyam.
Fig. 9. Elektronikong graphic na graphic ng mga posibleng estado ng 2p-sublevel sa nitrogen atom.
Ang maximum (sa ganap na halaga) na halaga ng paikutin (3/2) ay tumutugma sa mga estado ng 1 at 2, samakatuwid, sila ay lupa, at ang natitira ay nasasabik.
Halimbawa 3.Alamin ang mga numero ng kabuuan na matukoy ang estado ng huling elektron sa atom ng vanadium?
Desisyon. Ang atomic na bilang ng vanadium ay Z \u003d 23, samakatuwid, ang buong electronic formula ng elemento ay: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3. Ang electronic-graphic scheme ng mga panlabas na elektron (4s 2 3d 3) ay ang mga sumusunod (Larawan 10):
Fig. 10. Electronic-graphic na diagram ng valence electrons ng atom ng vanadium
Pangunahing numero ng dami ng huling huling elektron n \u003d 3 (ikatlong antas ng enerhiya), orbital l \u003d 2 (sublevel d). Ang magnetic number ng dami para sa bawat isa sa tatlong d-elektron ay naiiba: para sa una ito ay -2, para sa pangalawang –1, para sa pangatlo - 0. Ang numero ng pag-ikot ng dami para sa lahat ng tatlong mga electron ay pareho: m s \u003d + 1/2. Kaya, ang estado ng huling elektron sa atom ng vanadium ay nailalarawan sa pamamagitan ng mga numero ng dami: n \u003d 3; l\u003d 2; m \u003d 0; m s \u003d + 1/2.
7. Nagpares at walang bayad na mga elektron
Ang mga electron na pinupuno ang mga orbit sa pares ay tinatawag ipares at isang solong elektron ang tinawag walang bayad... Ang mga walang bayad na elektron ay nagbibigay ng isang bono ng kemikal sa pagitan ng isang atom at iba pang mga atomo. Ang pagkakaroon ng mga hindi bayad na elektron ay itinatag ng eksperimento sa pamamagitan ng pag-aaral ng mga magnetic properties. Mga sangkap na may mga hindi bayad na elektron paramagnetic(ay iginuhit sa isang magnetic field dahil sa pakikipag-ugnay ng mga spins ng mga electron, bilang elementong magneto, na may isang panlabas na magnetic field). Mga sangkap na may lamang na mga nakapares na mga electron diamagnetic(ang panlabas na magnetic field ay hindi kumikilos sa kanila). Ang mga walang bayad na elektron ay matatagpuan lamang sa panlabas na antas ng enerhiya ng atom at ang kanilang bilang ay maaaring matukoy ng electronic-graphic scheme nito.
Halimbawa 4.Alamin ang bilang ng mga hindi bayad na elektron sa isang asupre na atom.
Desisyon. Ang atomic na bilang ng asupre ay Z \u003d 16, samakatuwid, ang buong electronic formula ng elemento ay: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Ang electronic-graphic scheme ng mga panlabas na elektron ay ang mga sumusunod (Larawan 11).
Fig. 11. Electronic-graphic na diagram ng valence electrons ng atom na asupre
Mula sa electronic diagram ay sumusunod na ang atom ng asupre ay may dalawang hindi bayad na mga electron.
Ito ay nakasulat sa anyo ng mga tinatawag na electronic formula. Sa mga elektronikong formula, ang mga titik s, p, d, f ay nagpapahiwatig ng mga sublevel ng enerhiya ng mga elektron; ang mga numero sa harap ng mga titik ay nagpapahiwatig ng antas ng enerhiya kung saan matatagpuan ang ibinigay na elektron, at ang index sa tuktok na kanan ay nagpapahiwatig ng bilang ng mga electron sa sublevel na ito. Upang mabuo ang electronic formula ng isang atom ng anumang elemento, sapat na malaman ang bilang ng elementong ito sa pana-panahong talahanayan at tuparin ang mga pangunahing probisyon na namamahala sa pamamahagi ng mga electron sa atom.
Ang istraktura ng electron shell ng isang atom ay maaari ding mailarawan bilang isang diagram ng pamamahagi ng mga electron sa mga cells ng enerhiya.
Para sa mga iron atoms, ang ganitong pamamaraan ay ang mga sumusunod:
Ang diagram na ito ay malinaw na nagpapakita ng katuparan ng tuntunin ng Gund. Sa 3d-sublevel, ang maximum na bilang ng mga cell (apat) ay puno ng mga hindi bayad na elektron. Ang imahe ng istraktura ng shell ng elektron sa atom sa anyo ng mga electronic formula at sa anyo ng mga diagram ay hindi malinaw na sumasalamin sa mga pag-aari ng alon ng elektron.
Ang mga salita ng pana-panahong batas bilang susuganOO. Mendeleev : ang mga katangian ng mga simpleng katawan, pati na rin ang mga hugis at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay pana-panahong nakasalalay sa halaga ng mga atomic na timbang ng mga elemento.
Modernong pagbabalangkas ng Batas sa Panahon: ang mga katangian ng mga elemento, pati na rin ang mga form at katangian ng kanilang mga compound, ay pana-panahong umaasa sa kadakilaan ng singil ng nucleus ng kanilang mga atoms.
Kaya, ang positibong singil ng nucleus (at hindi ang atomic mass) ay naging isang mas tumpak na argumento kung saan nakasalalay ang mga katangian ng mga elemento at kanilang mga compound.
Valence- ito ang bilang ng mga bono ng kemikal na kung saan ang isang atom ay naiugnay sa isa pa.
Ang mga kakayahan ng valence ng isang atom ay natutukoy ng bilang ng mga hindi bayad na mga electron at ang pagkakaroon ng mga libreng orbital ng atom sa panlabas na antas. Ang istraktura ng mga panlabas na antas ng enerhiya ng mga atom ng mga elemento ng kemikal at tinutukoy ang pangunahing katangian ng kanilang mga atoms. Samakatuwid, ang mga antas na ito ay tinatawag na mga antas ng valence. Ang mga elektron ng mga antas na ito, at kung minsan ng mga pre-panlabas na antas, ay maaaring makilahok sa pagbuo ng mga bono ng kemikal. Ang ganitong mga electron ay tinatawag ding valence electrons.
Stoichiometric valenceelemento ng kemikal - ito ang bilang ng mga katumbas na maaaring ilakip ng isang ibinigay na atom sa sarili nito, o ang bilang ng mga katumbas sa isang atom.
Ang mga katumbas ay tinutukoy ng bilang ng mga nakakabit o nahalili na mga atomo ng hydrogen, samakatuwid ang valentiko ng stoichiometric ay katumbas ng bilang ng mga atom ng hydrogen na kung saan nakikipag-ugnay ang isang naibigay na atom. Ngunit hindi lahat ng mga elemento ay malayang nakikipag-ugnay, ngunit halos lahat ng mga ito ay may oxygen, samakatuwid ang stoichiometric valence ay maaaring tinukoy bilang ang doble na bilang ng mga nakakabit na mga atomo ng oxygen.
Halimbawa, ang stoichiometric valence ng asupre sa hydrogen sulfide H 2 S ay katumbas ng 2, sa oxide KAYA 2 - 4, sa oxide KAYA 3 -6.
Kapag tinukoy ang stoichiometric valence ng isang elemento alinsunod sa pormula ng isang binary compound, ang isa ay dapat magabayan ng panuntunan: ang kabuuang valence ng lahat ng mga atom ng isang elemento ay dapat na pantay-pantay sa kabuuang valence ng lahat ng mga atom ng ibang elemento.
Estado ng oksihenasyondin kinikilala ang komposisyon ng isang sangkap at katumbas ng stoichiometric valence na may plus sign (para sa isang metal o higit pang elemento ng electropositive sa isang molekula) o minus.
1. Sa mga simpleng sangkap, ang estado ng oksihenasyon ng mga elemento ay zero.
2. Ang estado ng oksihenasyon ng fluorine sa lahat ng mga compound ay -1. Ang natitirang mga halogens (klorin, bromine, yodo) na may mga metal, hydrogen at iba pang mga elemento ng electropositive ay mayroon ding isang oksihenasyon na estado ng -1, ngunit sa mga compound na may mas maraming electronegative element, mayroon silang mga positibong estado ng oksihenasyon.
3. Ang oxygen sa mga compound ay may isang estado ng oksihenasyon ng -2; ang pagbubukod ay ang hydrogen peroxide H 2 O 2 at ang mga derivatives nito (Na 2 O 2, BaO 2, atbp., kung saan ang oxygen ay mayroong isang oksihenasyon ng estado -1, pati na rin ang oxygen fluoride NG 2, ang oksihenasyon ng estado ng oxygen na kung saan ay +2.
4. Ang mga elemento ng alkalina (Li, Na, K, atbp.) At mga elemento ng pangunahing subgroup ng ikalawang pangkat ng talahanayan ng Panahon (Be, Mg, Ca, atbp) ay palaging mayroong estado ng oksihenasyon na katumbas ng bilang ng pangkat, iyon ay, +1 at +2, ayon sa pagkakabanggit. ...
5. Ang lahat ng mga elemento ng pangatlong pangkat, maliban sa thallium, ay may isang palaging estado ng oksihenasyon na katumbas ng bilang ng pangkat, i.e. +3.
6. Ang pinakamataas na estado ng oksihenasyon ng isang elemento ay katumbas ng bilang ng pangkat ng Sistema ng Panahon, at ang pinakamababa ay ang pagkakaiba: bilang ng pangkat - 8. Halimbawa, ang pinakamataas na estado ng oksihenasyon ng nitrogen (matatagpuan ito sa ikalimang pangkat) ay +5 (sa nitric acid at mga asin), at ang pinakamababa ay -3 (sa mga ammonia at ammonium salts).
7. Ang mga oksihenasyon ay nagsasaad ng mga elemento sa compound na kanselahin ang bawat isa upang ang kanilang kabuuan para sa lahat ng mga atom sa isang molekula o isang neutral na yunit ng formula ay zero, at para sa isang ion - ang singil nito.
Ang mga patakarang ito ay maaaring magamit upang matukoy ang hindi kilalang estado ng oksihenasyon ng isang elemento sa isang tambalan, kung ang mga estado ng oksihenasyon ng iba pa ay kilala, at upang mabuo ang mga sangkap na maraming elemento.
Degree ng oksihenasyon (bilang ng oxidative,) — pantulong na kondisyong pantulong para sa pagrekord ng mga proseso ng oksihenasyon, pagbawas at reaksyon ng redox.
Konsepto estado ng oksihenasyon ay madalas na ginagamit sa hindi organikong kimika sa halip na ang konsepto lakas ng loob... Ang estado ng oksihenasyon ng isang atom ay katumbas ng numerical na halaga ng singil ng kuryente na maiugnay sa atom, na ipinapalagay na ang mga pares ng elektron na gumagawa ng bono ay ganap na bias sa higit pang mga electronegative atoms (iyon ay, sa pag-aakalang ang compound ay binubuo lamang ng mga ion).
Ang estado ng oksihenasyon ay tumutugma sa bilang ng mga elektron na dapat na nakadikit sa isang positibong ion upang mabawasan ito sa isang neutral na atom, o ibawas mula sa isang negatibong ion upang i-oxidize ito sa isang neutral na atom:
Al 3+ + 3e - → Al
S 2− → S + 2e - (S 2− - 2e - → S)
Ang mga katangian ng mga elemento, na nakasalalay sa istraktura ng shell ng elektron ng atom, ay nag-iiba-iba ayon sa mga panahon at grupo ng mga pana-panahong sistema. Dahil sa isang bilang ng mga magkatulad na elemento ang mga elektronikong istruktura ay magkatulad lamang, ngunit hindi magkapareho, kung gayon kapag pumasa mula sa isang elemento sa isang grupo patungo sa isa pa, hindi nila napapansin ang hindi isang simpleng pag-uulit ng mga katangian, ngunit ang kanilang higit pa o mas malinaw na ipinahayag na regular na pagbabago.
Ang kemikal na likas na katangian ng isang elemento ay dahil sa kakayahan ng atom nito na mawala o makakuha ng mga electron. Ang kakayahang ito ay sinusukat ng mga halaga ng energies ng ionization at kaakibat ng elektron.
Enerhiya ng ionization (E at) ay ang pinakamababang halaga ng enerhiya na kinakailangan para sa detatsment at kumpletong pag-alis ng isang elektron mula sa isang atom sa phase ng gas sa T \u003d 0
K nang hindi inililipat ang kinetic energy sa liberated electron na may pagbabagong-anyo ng atom sa isang positibong sisingilin na ion: E + Ei \u003d E + + e-. Ang enerhiya ng ionization ay isang positibong halaga at may pinakamababang halaga para sa mga alkali na metal atoms ang pinakamataas para sa mga marangal (mabibigat na) mga atomo ng gas.
Pagkakaugnay ng elektron (Ee) ang enerhiya na pinakawalan o hinihigop kapag ang isang elektron ay nakakabit sa isang atom sa phase ng gas sa T \u003d 0
K sa pagbabagong-anyo ng isang atom sa isang negatibong sisingilin na ion nang hindi naglilipat ng kinetic energy sa butil:
E + e- \u003d E- + Ee.
Ang mga Halogens, lalo na ang fluorine (Ee \u003d -328 kJ / mol), ay mayroong maximum na pagkakaugnay ng elektron.
Ang mga halaga ng E at Ee ay ipinahayag sa kilojoules bawat taling (kJ / mol) o sa mga electron volts bawat atom (eV).
Ang kakayahan ng isang nakatali na atom upang ilipat ang mga electron ng mga bono ng kemikal sa sarili nito, ang pagtaas ng density ng elektron sa paligid mismo ay tinatawag electronegativity.
Ang konsepto na ito ay ipinakilala sa agham ni L. Pauling. Elektronegoryana tinaglay ng simbolo ÷ at nailalarawan ang ugali ng isang naibigay na atom upang maglagay ng mga electron kapag bumubuo ito ng isang bono ng kemikal.
Ayon kay R. Maliken, ang electronegativity ng isang atom ay tinatantya ng kalahating-kabuuan ng energies ng ionization at ang kaugnayan ng elektron ng mga libreng atom ÷ \u003d (Ee + Ei) / 2
Sa mga panahon, mayroong isang pangkalahatang pagkahilig patungo sa pagtaas ng enerhiya ng ionization at elektronegatividad na may pagtaas sa singil ng atomic nucleus; sa mga grupo, ang mga halagang ito ay bumababa nang may pagtaas sa bilang ng bilang ng elemento.
Dapat itong bigyang-diin na ang isang elemento ay hindi maaaring italaga ng isang palaging halaga ng electronegativity, dahil nakasalalay ito sa maraming mga kadahilanan, lalo na sa estado ng valence, ang uri ng tambalang pinapasok nito, ang bilang at uri ng mga kalapit na atomo.
Atomic at ionic radii. Ang mga sukat ng mga atoms at ion ay natutukoy ng laki ng shell ng elektron. Ayon sa mga konsepto ng quantum mechanical, ang shell ng elektron ay walang mahigpit na tinukoy na mga hangganan. Samakatuwid, ang radius ng isang libreng atom o ion ay maaaring makuha bilang teoretikal na kinakalkula ang layo mula sa core hanggang sa posisyon ng pangunahing maximum ng density ng mga panlabas na ulap ng elektron. Ang distansya na ito ay tinatawag na orbital radius. Sa pagsasagawa, ang mga halaga ng radii ng mga atoms at ions sa mga compound, na kinakalkula mula sa data ng pang-eksperimentong, ay karaniwang ginagamit. Sa kasong ito, ang covalent at metallic radii ng mga atoms ay nakikilala.
Ang pag-asa ng atomic at ionic radii sa singil ng nucleus ng isang atom ng isang elemento at pana-panahon... Sa mga panahon habang tumataas ang bilang ng atom, ang radii ay may posibilidad na bumaba. Ang pinakamalaking pagbawas ay tipikal para sa mga elemento ng maliit na panahon, dahil ang kanilang panlabas na antas ng electronic ay napuno. Sa malalaking panahon sa mga pamilya ng mga elemento ng d at f, ang pagbabagong ito ay hindi gaanong bigla, dahil sa kanila ang pagpuno ng mga electron ay nangyayari sa pre-panlabas na layer. Sa mga subgroup, ang radii ng mga atoms at ions ng parehong uri ay karaniwang tataas.
Ang pana-panahong talahanayan ng mga elemento ay isang malinaw na halimbawa ng pagpapakita ng iba't ibang uri ng periodicity sa mga katangian ng mga elemento, na kung saan ay sinusunod nang pahalang (sa panahon mula kaliwa hanggang kanan), nang patayo (sa isang pangkat, halimbawa, mula sa itaas hanggang sa ibaba), diagonally, i.e. ang ilang mga pag-aari ng atom ay nagdaragdag o bumababa, ngunit ang pagiging regular ay nananatili.
Sa panahon mula kaliwa hanggang kanan (→), ang pag-oxidizing at hindi metal na mga katangian ng mga elemento ay tumataas, habang ang pagbawas at mga katangian ng metal ay bumababa. Kaya, sa lahat ng mga elemento ng ika-3 yugto, ang sodium ay ang pinaka-aktibong metal at ang pinakamalakas na pagbabawas ng ahente, at ang klorin ang magiging pinakamalakas na ahente ng oxidizing.
Kemikal na dumidikit- ito ay ang pagkakaugnay ng mga atomo sa isang molekula, o kristal na sala-sala, bilang isang resulta ng pagkilos sa pagitan ng mga atomo ng mga puwersa ng kuryente.
Ito ang pakikipag-ugnay ng lahat ng mga electron at lahat ng nuclei, na humahantong sa pagbuo ng isang matatag, polyatomic system (radikal, molekular na ion, molekula, kristal).
Ang bono ng kemikal ay isinasagawa ng mga elektron ng valence. Ayon sa mga modernong konsepto, ang isang bono ng kemikal ay isang elektronikong kalikasan, ngunit isinasagawa ito sa iba't ibang paraan. Samakatuwid, mayroong tatlong pangunahing uri ng mga bono ng kemikal: covalent, ionic, metalSa pagitan ng mga molekula mayroong hydrogen bond, at nangyari pakikipag-ugnay sa van der Waals.
Ang mga pangunahing katangian ng bono ng kemikal ay kinabibilangan ng:
- haba ng bono - ito ang distansya ng internuclear sa pagitan ng mga atom na nakagapos ng mga kemikal.
Ito ay nakasalalay sa likas na katangian ng mga nakikipag-ugnay na mga atomo at sa pagdami ng bono. Sa isang pagtaas sa pagdami, ang haba ng bono ay bumababa, at, dahil dito, ang lakas ay tumataas;
- ang pagdami ng bono - ay tinutukoy ng bilang ng mga pares ng elektron na nagkokonekta sa dalawang atomo. Habang tumataas ang pagdami, tumataas ang nagbubuklod na enerhiya;
- anggulo ng koneksyon- ang anggulo sa pagitan ng mga haka-haka na tuwid na linya na dumadaan sa nuclei ng dalawang magkakaugnay na mga magkakasamang atom;
Binding enerhiya E CB - ito ang enerhiya na inilabas sa pagbuo ng bond na ito at ginugol sa paglabag nito, kJ / mol.
Covalent bond - Isang bono ng kemikal na nabuo sa pamamagitan ng pagbabahagi ng isang pares ng mga electron na may dalawang mga atomo.
Ang paliwanag ng bono ng kemikal sa pamamagitan ng paglitaw ng mga karaniwang pares ng elektron sa pagitan ng mga atom ay nabuo ang batayan ng pag-ikot na teorya ng valence, ang instrumento na kung saan ay paraan ng valence bond (MVS) natuklasan ni Lewis noong 1916. Para sa paglalarawan ng quantum-mechanical ng bono ng kemikal at ang istraktura ng mga molekula, ginagamit ang isa pang pamamaraan - molekular na orbital na pamamaraan (MMO) .
Pamamaraan ng bono ng Valence
Ang mga pangunahing prinsipyo ng pagbuo ng isang bono ng kemikal ayon sa MFM:
1. Ang isang bono ng kemikal ay nabuo ng valence (walang bayad) na mga electron.
2. Ang mga electron na may antiparallel spins na kabilang sa dalawang magkakaibang mga atom ay nagiging pangkaraniwan.
3. Ang isang bono ng kemikal ay nabuo lamang kung, kapag ang dalawa o higit pang mga atomo ay lumalapit sa bawat isa, bumababa ang kabuuang enerhiya ng system.
4. Ang pangunahing puwersa na kumikilos sa molekula ay de-koryenteng, mula sa Coulomb.
5. Ang bono ay mas malakas, mas maraming magkakalakip na mga ulap ng elektron na umaapaw.
Mayroong dalawang mga mekanismo para sa pagbuo ng isang covalent bond:
Mekanismo ng pagpapalit. Ang bono ay nabuo sa pamamagitan ng pakikisalamuha sa mga valence electrons ng dalawang neutral na atom. Ang bawat atom ay nagbibigay ng isang hindi bayad na elektron sa isang karaniwang pares na elektron:
Fig. 7. Exchange mekanismo ng pagbuo ng covalent bond: at - di-polar; b - polar
Ang mekanismo ng donor-acceptor. Ang isang atom (donor) ay nagbibigay ng isang pares ng elektron, at isa pang atom (acceptor) ay nagbibigay ng isang libreng orbital para sa pares na ito.
Mga koneksyon, edukadosa pamamagitan ng mekanismo ng donor-acceptor, sumangguni sa mga kumplikadong compound
 |
Fig. 8. Ang mekanismo ng donor-acceptor ng pagbuo ng covalent bond form
Ang bond covalent ay may ilang mga katangian.
Katatagan - ang pag-aari ng mga atomo upang mabuo ang isang mahigpit na tinukoy na bilang ng mga covalent bond. Dahil sa saturation ng mga bono, ang mga molekula ay may isang tiyak na komposisyon.
|
Pagdirekta - t ... e., nabuo ang bono sa direksyon ng maximum na overlap ng mga ulap ng elektron . Kaugnay ng linya na nagkokonekta sa mga sentro ng mga atoms na bumubuo ng bono, mayroong: σ at π (Fig. 9): bond-bond - nabuo sa pamamagitan ng pag-overlay ng AO kasama ang linya na nagkokonekta sa mga sentro ng pakikipag-ugnay ng mga atomo; Ang isang bond-bond ay isang bono na nagmula sa direksyon ng axis ng patayo na linya na nagkokonekta sa nuclei ng isang atom. Ang direktwalidad ng bono ay tumutukoy sa spatial na istraktura ng mga molekula, iyon ay, ang kanilang geometric na hugis. Hybridization - ito ay isang pagbabago sa hugis ng ilang mga orbital sa panahon ng pagbuo ng isang covalent bond upang makamit ang mas epektibong pag-overlay ng mga orbit. Ang bono ng kemikal na nabuo kasama ang pakikilahok ng mga electron ng mga hybrid na orbit ay mas malakas kaysa sa bono na may pakikilahok ng mga electron ng non-hybrid s at p orbitals, dahil mayroong mas maraming overlap. Mayroong mga sumusunod na uri ng hybridization (Fig. 10, Talahanayan 31): |
sp-hybridization - ang isang s-orbital at isang p-orbital turn sa dalawang magkatulad na orbital na "hybrid", ang anggulo sa pagitan ng mga axes na kung saan ay 180 °. Ang mga molekula kung saan isinasagawa ang sp-hybridization ay may isang guhit na geometry (BeCl 2).sp 2 -pamamahalan - ang isang s-orbital at dalawang p-orbitals ay nagiging tatlong magkatulad na orbital na "hybrid", ang anggulo sa pagitan ng mga axes na kung saan ay katumbas ng 120 °. Ang mga molekula kung saan isinasagawa ang sp 2 -hybridization ay may isang flat geometry (BF 3, AlCl 3).
sp 3-pag-hybridization - ang isang s-orbital at tatlong p-orbitals ay nagbabago sa apat na magkatulad na orbital na "hybrid", ang anggulo sa pagitan ng mga axes na kung saan ay ang 109 ° 28.. , NH 3).
Fig. 10. Mga uri ng mga hybridisasyon ng mga orbit ng valence: a - sp-hindi pinalalaki ang mga orbitals ng valence; b - sp 2 -hybridization ng valence orbitals; sa - sp 3-hybridization ng valbit orbitals
Upang mailarawan nang tama ang mga elektronikong pagsasaayos ng mga atom, kailangan mong sagutin ang mga sumusunod na katanungan: 1. Paano matukoy ang kabuuang bilang ng mga electron sa isang atom? 2. Ano ang maximum na bilang ng mga electron sa mga antas, mga sublevel? 3. Ano ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga sublevel at orbitals? 3
Elektronikong mga pagsasaayos (halimbawa, ang hydrogen atom) 1. Diagram ng electronic na istraktura Ang diagram ng electronic na istraktura ng mga atom ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga elektron sa pamamagitan ng mga antas ng enerhiya 2. Electronic formula 1s 1, kung saan ang pagtatalaga ng sublevel; 1 - ang bilang ng mga electron Ang elektronikong mga formula ng mga atom ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron sa mga sublevel ng enerhiya 3. Ang electronic-graphic formula Ang electronic-graphical na mga pormula ng mga atom ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron sa mga orbitals at mga spins ng mga electron 4
2. Gumawa ng elektronikong pormula ng aluminyo gamit ang sample. Ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga antas ng enerhiya sa atom. Ang 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 1 6 Ang aluminyo ay may 13 elektron Ang 1s sublevel ay napuno muna sa isang atom.Maaari itong magkaroon ng isang maximum na 2 elektron, markahan ang mga ito at ibawas ang mga ito mula sa kabuuang bilang ng mga electron. Ito ay nananatiling upang mapaunlakan ang 11 elektron. Ang susunod na 2s sublevel ay napuno, maaari itong magkaroon ng 2 elektron. Ito ay nananatiling upang mapaunlakan ang 9 na mga electron. Ang susunod na 2p sublevel ay napuno, maaari itong magkaroon ng 6 na mga electron. Susunod, pinupunan namin ang sublevel ng 3s .. Naabot namin ang 3p sublevel, maaaring mayroong maximum na 6 na mga electron, ngunit 1 na lamang ang natitira, at inilalagay namin ito. 1s \u003d Al s2s2s 2p2p 3p - 2 \u003d - 6 \u003d - 2 \u003d 9 3 1
3. Alamin kung maayos ang mga antas ng enerhiya. Kung ang mga antas ay nasa pagkakasunud-sunod, pagkatapos ay iwanan ang mga ito. Kung ang mga antas ay wala sa pagkakasunud-sunod, muling isulat ang mga ito sa pataas na pagkakasunud-sunod. Hindi. Ang mga 4s at 3d sublevel ay wala sa pagkakasunud-sunod. Kinakailangan na muling isulat at ayusin ang mga ito habang sila ay lumalaki. 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
Mga panuntunan para sa pagguhit ng isang diagram na electronic-graphic Ang bawat sublevel ay may isang tiyak na bilang ng mga orbital.Ang bawat orbital ay maaaring maglaman ng hindi hihigit sa dalawang elektron.Kung mayroong dalawang elektron sa isang orbital, kung gayon dapat silang magkaroon ng iba't ibang mga pag-ikot (mga arrow point sa iba't ibang direksyon). 8 s p d f Nagsisimula kami sa pagguhit ng isang elektronikong diagram
5. Paglalakbay sa heograpiya Alamin kung aling mga grupo ng pana-panahong talahanayan ang mga elemento ng kemikal, ang mga elektronikong pormula ng mga atomo ay ibinibigay sa unang haligi ng talahanayan. Ang mga titik na naaayon sa tamang sagot ay magbibigay ng pangalan ng bansa. 10 JAMAICA Elektronikong mga pormula ng Pangkat IIIIIIIVVVIVII 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 3 2p 6 3s 4s 1 COOPERMIP 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ANDLOZHL
Ang istraktura ng mga elektronikong shell ng atoms ay may mahalagang papel sa kimika, tinutukoy ang mga katangian ng kemikal ng mga sangkap. Ang pinakamahalagang katangian ng paggalaw ng isang elektron sa isang tiyak na orbital ay ang enerhiya ng bono nito kasama ang nucleus. Ang mga electron sa atom ay naiiba sa isang tiyak na enerhiya, at, tulad ng ipinapakita ng mga eksperimento, ang ilan ay naaakit sa nucleus nang mas malakas, habang ang iba ay mahina. Ipinaliwanag ito sa pamamagitan ng remoteness ng mga electron mula sa nucleus. Ang mas malapit sa mga electron ay sa nucleus, mas malaki ang kanilang koneksyon sa nucleus, ngunit ang mas kaunting enerhiya ay nakaimbak. Habang ang distansya mula sa nucleus ng atom ay nagdaragdag, ang lakas ng pang-akit ng elektron hanggang sa nucleus ay bumababa, at ang pagtaas ng reserbang enerhiya. Ito ay kung paano nabuo ang mga electronic layer sa electron shell ng isang atom. Ang mga electron na may katulad na mga halaga ng enerhiya ay bumubuo ng isang solong layer ng elektron, o antas ng enerhiya. Ang enerhiya ng mga electron sa isang atom at antas ng enerhiya ay tinutukoy ng pangunahing bilang ng dami ng n at tumatagal ng mga halaga ng integer 1, 2, 3, 4, 5, 6 at 7. Ang mas malaki ang halaga ng n, mas maraming enerhiya ng elektron sa atom. Ang maximum na bilang ng mga electron na maaaring nasa isa o ibang antas ng enerhiya ay natutukoy ng formula:
Kung saan ang N ang pinakamataas na bilang ng mga electron sa antas;
n ay ang bilang ng antas ng enerhiya.
Itinatag na hindi hihigit sa dalawang mga electron ang matatagpuan sa unang shell, hindi hihigit sa walo sa pangalawa, hindi hihigit sa 18 sa ikatlo, at hindi hihigit sa 32 sa ikaapat.Hindi namin isaalang-alang ang pagpuno ng higit na malayong mga shell. Alam na hindi hihigit sa walong mga electron ang maaaring nasa panlabas na antas ng enerhiya, tinatawag itong kumpleto. Ang mga electronic layer na hindi naglalaman ng maximum na bilang ng mga electron ay tinatawag na hindi kumpleto.
Ang bilang ng mga elektron sa panlabas na antas ng enerhiya ng shell ng elektron ng isang atom ay katumbas ng bilang ng pangkat para sa mga elemento ng kemikal ng pangunahing mga subgroup.
Tulad ng sinabi nang mas maaga, ang elektron ay hindi gumagalaw sa isang orbit, ngunit sa isang orbital at walang tilapon.
Ang puwang sa paligid ng nucleus, kung saan malamang na makahanap ng isang naibigay na elektron, ay tinatawag na orbital ng elektron na iyon, o ulap ng elektron.
Ang mga orbit, o mga sublevel, na tinawag din, ay maaaring magkaroon ng iba't ibang mga hugis, at ang kanilang numero ay tumutugma sa numero ng antas, ngunit hindi lalampas sa apat. Ang unang antas ng enerhiya ay may isang sublevel (s), ang pangalawa ay may dalawang (s, p), ang pangatlo ay may tatlong (s, p, d), atbp. Ang mga electron ng iba't ibang mga sublevel ng parehong antas ay may magkakaibang mga hugis ng cloud electron: spherical (s), dumbbell-shaped (p), at mas kumplikadong mga pagsasaayos (d) at (f). Pumayag ang mga siyentipiko na tawagan ang isang spherical atomic orbital s-orbital. Ito ang pinaka matatag at matatagpuan malapit sa core.
Ang mas maraming enerhiya ng isang elektron sa isang atom, mas mabilis itong umiikot, mas maraming lugar ng tirahan nito ay nakaunat, at, sa wakas, lumiliko ito sa isang dumbbell p-orbital:
Ang isang ulap ng elektron ng hugis na ito ay maaaring maghawak ng tatlong mga posisyon sa isang atom kasama ang mga koordinetong axes ng espasyo x, y at z... Madali itong ipinaliwanag: pagkatapos ng lahat, ang lahat ng mga electron ay negatibong sisingilin, kaya ang mga ulap ng elektron ay nagtatanggal sa bawat isa at may posibilidad na matatagpuan sa malayo sa bawat isa hangga't maaari.
Kaya, p-Ang mga ospital ay maaaring tatlo. Ang kanilang enerhiya, siyempre, ay pareho, ngunit ang kanilang lokasyon sa espasyo ay naiiba.
Gumawa ng isang diagram ng sunud-sunod na pagpuno ng mga antas ng enerhiya na may mga elektron
Ngayon ay maaari naming gumuhit ng isang diagram ng istraktura ng mga elektronikong shell ng atoms:
1. Alamin ang kabuuang bilang ng mga electron sa shell sa pamamagitan ng ordinal number ng elemento.
2. Alamin ang bilang ng mga antas ng enerhiya sa shell ng elektron. Ang kanilang bilang ay katumbas ng bilang ng panahon sa talahanayan ng DI Mendeleev, kung saan matatagpuan ang elemento.
3. Alamin ang bilang ng mga elektron sa bawat antas ng enerhiya.
4. Paggamit ng mga numerong Arabe upang italaga ang antas at hinirang ang mga orbit na may mga titik s at p, at ang bilang ng mga electron ng orbital na ito na may isang numeral na Arabe sa kanang itaas na itaas ng letra, inilalarawan namin ang istraktura ng mga atomo na may mas kumpletong mga electronic formula. Sumang-ayon ang mga siyentipiko na magtalaga ng bawat orbital ng atom bilang isang cell ng dami - isang parisukat sa diagram ng enerhiya:
Sa s- maaaring mayroong isang atom na orbital sa sublevel
ngunit sa p- maaaring mayroong tatlong sa kanila sub-level -
(ayon sa tatlong coordinate axes):
Mga orbit d- at f-sublevels sa isang atom ay maaaring maging lima at pitong, ayon sa pagkakabanggit:
Ang nucleus ng isang hydrogen atom ay may singil ng +1, kaya isang elektron lamang ang gumagalaw sa paligid ng nucleus nito sa isang solong antas ng enerhiya. Isulat natin ang elektronikong pagsasaayos ng hydrogen atom
Upang makapagtatag ng isang koneksyon sa pagitan ng istraktura ng isang atom ng isang elemento ng kemikal at mga katangian nito, isaalang-alang ang ilang higit pang mga elemento ng kemikal.
Ang susunod na elemento sa likod ng hydrogen ay helium. Ang nucleus ng isang helium atom ay may singil ng +2, kaya ang isang helium atom ay naglalaman ng dalawang elektron sa unang antas ng enerhiya:
Dahil maaaring hindi hihigit sa dalawang elektron sa unang antas ng enerhiya, ito ay itinuturing na kumpleto.
Ang Cell # 3 ay lithium. Ang lithium nucleus ay may singil ng +3, samakatuwid, ang lithium atom ay may tatlong elektron. Ang dalawa sa mga ito ay nasa unang antas ng enerhiya, at ang ikatlong elektron ay nagsisimula upang punan ang pangalawang antas ng enerhiya. Una, ang s-orbital ng unang antas ay napuno, kung gayon ang s-orbital ng pangalawang antas. Ang isang elektron sa ikalawang antas ay mas mahina na nakasalalay sa nucleus kaysa sa iba pang dalawa.
Para sa isang carbon atom, posible na ipalagay ang tatlong posibleng mga scheme para sa pagpuno ng mga elektronikong shell na alinsunod sa mga elektronikong graphic na formula.
Ang pagtatasa ng atomic spectrum ay nagpapakita na ang huling pamamaraan ay tama. Gamit ang panuntunang ito, hindi mahirap gumuhit ng isang diagram ng electronic na istraktura para sa atom na nitrogen:
Ang pamamaraan na ito ay tumutugma sa formula 1s22s22p3. Pagkatapos ay nagsisimula ang pares ng paglalagay ng mga electron sa 2p orbitals. Ang mga electronic na formula ng natitirang mga atom ng ikalawang panahon:
Sa neon atom, ang pagpuno ng pangalawang antas ng enerhiya ay nagtatapos, at ang pagtatayo ng ikalawang panahon ng sistema ng mga elemento ay nakumpleto.
Hanapin ang kemikal na tanda ng lithium sa pana-panahong talahanayan; mula sa lithium hanggang neon Ne, ang singil ng atomic nuclei ay natural na nagdaragdag. Ang pangalawang layer ay unti-unting napuno ng mga electron. Sa isang pagtaas ng bilang ng mga electron sa pangalawang layer, ang mga metal na katangian ng mga elemento ay unti-unting humina at pinalitan ng mga hindi metal.
Ang ikatlong panahon, tulad ng pangalawa, ay nagsisimula sa dalawang elemento (Na, Mg), kung saan matatagpuan ang mga electron sa s-sublevel ng panlabas na layer ng elektron. Pagkatapos ay sumunod ang anim na elemento (mula sa Al hanggang Ar), kung saan nabuo ang p-sublevel ng panlabas na layer ng elektron. Ang istraktura ng panlabas na layer ng elektron ng mga kaukulang elemento ng pangalawa at pangatlong yugto ay lumilitaw na magkapareho. Sa madaling salita, na may pagtaas sa singil ng nukleyar, ang elektronikong istraktura ng panlabas na mga layer ng mga atom ay pana-panahong paulit-ulit. Kung ang mga elemento ay magkatulad na inayos ang mga antas ng panlabas na enerhiya, kung gayon ang mga katangian ng mga elementong ito ay magkatulad. Halimbawa, ang bawat isa sa argon at neon ay naglalaman ng walong mga electron sa panlabas na antas, at samakatuwid sila ay hindi gumagalaw, iyon ay, bahagya silang pumasok sa mga reaksyon ng kemikal. Sa libreng form, ang argon at neon ay mga gas na mayroong mga molekomikong molekula.
Ang mga atomo ng lithium, sodium at potasa bawat isa ay naglalaman ng isang elektron sa panlabas na antas at may magkatulad na mga katangian, kaya inilalagay ang mga ito sa parehong pangkat ng pana-panahong sistema.
III. Konklusyon.
1. Ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal, na nakaayos sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng singil ng nuklear, ay pana-panahong paulit-ulit, dahil ang istraktura ng mga panlabas na antas ng enerhiya ng mga atomo ng mga elemento ay pana-panahong paulit-ulit.
2. Ang isang maayos na pagbabago sa mga katangian ng mga elemento ng kemikal sa loob ng isang panahon ay maaaring maipaliwanag sa pamamagitan ng isang unti-unting pagtaas sa bilang ng mga elektron sa panlabas na antas ng enerhiya.
3. Ang dahilan para sa pagkakapareho ng mga katangian ng mga elemento ng kemikal na kabilang sa parehong pamilya ay namamalagi sa magkaparehong istraktura ng mga panlabas na antas ng enerhiya ng kanilang mga atoms.
Ang pagsasaayos ng electronic ng atom ay isang pormula na nagpapakita ng pag-aayos ng mga electron sa isang atom sa pamamagitan ng mga antas at sublevels. Matapos pag-aralan ang artikulo, malalaman mo kung saan at kung saan matatagpuan ang mga electron, makilala ang mga numero ng dami at magagawang magtayo ng elektronikong pagsasaayos ng isang atom sa pamamagitan ng bilang nito, sa dulo ng artikulo mayroong isang talahanayan ng mga elemento.
Bakit pag-aralan ang elektronikong pagsasaayos ng mga elemento?
Ang mga Atoms bilang isang tagabuo: mayroong isang tiyak na bilang ng mga bahagi, naiiba sila sa bawat isa, ngunit ang dalawang bahagi ng parehong uri ay magkapareho. Ngunit ang tagapagtayo na ito ay mas kawili-wili kaysa sa isang plastik at narito kung bakit. Nagbabago ang pagsasaayos depende sa kung sino ang malapit. Halimbawa, ang oxygen sa tabi ng hydrogen maaari maging tubig, sa tabi ng sodium sa gas, at pagiging katabi ng bakal na ganap na nagiging kalawang. Upang masagot ang tanong kung bakit nangyayari ito at upang mahulaan ang pag-uugali ng isang atom sa tabi ng isa pa, kinakailangan upang pag-aralan ang elektronikong pagsasaayos, na tatalakayin sa ibaba.
Ilan ang mga electron sa isang atom?
Ang isang atom ay binubuo ng isang nucleus at elektron na umiikot sa paligid nito; ang nucleus ay binubuo ng mga proton at neutron. Sa isang neutral na estado, ang bawat atom ay may parehong bilang ng mga electron bilang ang bilang ng mga proton sa nucleus nito. Ang bilang ng mga proton ay itinalaga ng ordinal na bilang ng elemento, halimbawa, asupre, ay may 16 proton - ang ika-16 elemento ng pana-panahong sistema. Ang ginto ay may 79 na mga proton - ika-79 elemento ng pana-panahong talahanayan. Alinsunod dito, mayroong 16 na mga electron sa neutral na estado sa asupre, at 79 elektron sa ginto.
Saan maghanap ng elektron?
Ang pagmamasid sa pag-uugali ng elektron, ang ilang mga regularidad ay nakuha, inilarawan sila ng mga numero ng dami, mayroong apat sa mga ito:
- Pangunahing Numero ng Dami
- Orbital na dami ng dami
- Magnetic dami ng dami
- Ang dami ng dami ng paikutin
Orbital
Karagdagan, sa halip ng salitang orbit, gagamitin namin ang salitang "orbital", ang orbital ay ang pag-andar ng alon ng elektron, halos ito ay ang lugar kung saan ang elektron ay gumugugol ng 90% ng oras.
N - antas
L - shell
M l - orbital number
M s - ang una o pangalawang elektron sa orbital
Orbital dami ng l
Bilang resulta ng pag-aaral ng electron cloud, natagpuan na depende sa antas ng enerhiya, ang ulap ay tumatagal ng apat na pangunahing mga form: isang bola, dumbbells at iba pang dalawa, mas kumplikado. Sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya, ang mga hugis na ito ay tinatawag na s-, p-, d-, at f-shell. Ang bawat isa sa mga shell ay maaaring maglaman ng 1 (para sa), 3 (para sa p), 5 (para sa d) at 7 (para sa f) orbitals. Ang orbital quantum number ay ang shell na naglalaman ng mga orbit. Ang orbital dami ng dami para sa s, p, d, at f-orbitals ay tumatagal sa mga halagang 0,1,2 o 3, ayon sa pagkakabanggit.
Sa s-shell, isang orbital (L \u003d 0) - dalawang elektron
Ang p-shell ay may tatlong orbital (L \u003d 1) - anim na mga electron
Ang d-shell ay may limang orbitals (L \u003d 2) - sampung mga electron
Ang f shell ay may pitong orbitals (L \u003d 3) - labing-apat na mga electron
Magnetic dami ng dami ng m l
Mayroong tatlong mga orbit sa p-shell, ang mga ito ay ipinapahiwatig ng mga numero mula -L hanggang + L, iyon ay, para sa p-shell (L \u003d 1) mayroong mga orbitals "-1", "0" at "1". Ang magnetic na dami ng dami ay ipinapahiwatig ng titik m l.
Sa loob ng shell, mas madali para sa mga electron na matatagpuan sa iba't ibang mga orbit, kaya ang mga unang elektron ay pumupuno ng isa para sa bawat orbital, at pagkatapos ay isang pares nito ay nakadikit sa bawat isa.
Isaalang-alang ang isang d-shell:
Ang d-shell ay tumutugma sa halaga L \u003d 2, iyon ay, limang orbital (-2, -1,0,1 at 2), ang unang limang elektron ay pinupuno ang shell na kumukuha ng mga halaga M l \u003d -2, M l \u003d -1, M l \u003d 0 , M l \u003d 1, M l \u003d 2.
Paikutin ang bilang ng dami ng m s
Ang paikutin ay ang direksyon ng pag-ikot ng isang elektron sa paligid ng axis nito, mayroong dalawang direksyon, kaya ang numero ng pag-ikot ng dami ay may dalawang halaga: +1/2 at -1/2. Ang isang enerhiya sublevel ay maaaring maglaman ng dalawang electron lamang na may kabaligtaran spins. Ang numero ng iikot na dami ay ipinapahiwatig ng m s
Pangunahing numero ng dami ng n
Ang pangunahing bilang ng kabuuan ay ang antas ng enerhiya, sa ngayon ay may pitong antas ng enerhiya, ang bawat isa ay ipinapahiwatig ng isang Arabong numero: 1,2,3, ... 7. Ang bilang ng mga shell sa bawat antas ay katumbas ng bilang ng antas: sa unang antas ng isang shell, sa pangalawang dalawa, atbp.
Numero ng elektron
Kaya, ang anumang elektron ay maaaring inilarawan ng apat na numero ng dami, ang isang kumbinasyon ng mga bilang na ito ay natatangi para sa bawat posisyon ng elektron, kunin ang unang elektron, ang pinakamababang antas ng enerhiya ay N \u003d 1, ang isang shell ay matatagpuan sa unang antas, ang unang shell sa anumang antas ay may hugis ng isang bola (s -shell), i.e. L \u003d 0, ang magnetic number number ay maaaring tumagal ng isang halaga lamang, M l \u003d 0 at ang spin ay magiging +1/2. Kung kukuha tayo ng ikalimang elektron (sa anumang atom nito), kung gayon ang pangunahing mga numero ng dami para dito ay: N \u003d 2, L \u003d 1, M \u003d -1, paikutin 1/2.