Radija grafiskā formula. Elementa elektroniskā formula

Algoritms elementa elektroniskās formulas sastādīšanai:

1. Nosakiet elektronu skaitu atomā, izmantojot ķīmisko elementu periodisko tabulu D.I. Mendeļejevs.

2. Izmantojot perioda numuru, kurā atrodas elements, nosaka enerģijas līmeņu skaitu; elektronu skaits pēdējā elektroniskajā līmenī atbilst grupas numuram.

3. Sadaliet līmeņus apakšlīmeņos un orbitālēs un piepildiet tos ar elektroniem saskaņā ar orbitāļu aizpildīšanas noteikumiem:

Jāatceras, ka pirmajā līmenī ir ne vairāk kā 2 elektroni 1s 2, otrajā - ne vairāk kā 8 (divi s un seši r: 2s 2 2p 6), trešajā - ne vairāk kā 18 (divi s, seši lpp, un desmit d: 3s 2 3p 6 3d 10).

Galvenais kvantu skaitlis n jābūt minimālam.
Vispirms jāaizpilda s- apakšlīmenis, tad р-, d- b f- apakšlīmeņi.
Elektroni aizpilda orbitāles orbitāļu enerģijas pieauguma secībā (Kļečkovska likums).
Apakšlīmenī elektroni vispirms pa vienam ieņem brīvās orbitāles un tikai pēc tam veido pārus (Hunda likums).
Vienā orbitālē nevar būt vairāk par diviem elektroniem (Pauli princips).

Piemēri.

1. Izveidosim slāpekļa elektronisko formulu. IN periodiskā tabula slāpeklis atrodas 7.

2. Izveidosim argona elektronisko formulu. Argons ir 18. numurs periodiskajā tabulā.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Izveidosim hroma elektronisko formulu. Hroms ir 24. numurs periodiskajā tabulā.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Cinka enerģijas diagramma.

4. Izveidosim elektronisku formulu cinkam. Cinks ir 30. numurs periodiskajā tabulā.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Lūdzu, ņemiet vērā, ka daļa no elektroniskās formulas, proti, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, ir argona elektroniskā formula.

Cinka elektronisko formulu var attēlot šādi:

Šveices fiziķis V. Pauli 1925. gadā konstatēja, ka atomā vienā orbitālē var atrasties ne vairāk kā divi elektroni ar pretējiem (pretparalēliem) spiniem (tulkojumā no angļu valodas "spindle"), tas ir, ar tādām īpašībām, kuras var būt tradicionāli. iztēlojās sevi kā elektrona griešanos ap savu iedomāto asi: pulksteņrādītāja virzienā vai pretēji pulksteņrādītāja virzienam. Šo principu sauc par Pauli principu.

Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc par nesapārotu, ja ir divi, tad tie ir pārī savienoti elektroni, tas ir, elektroni ar pretējiem spiniem.

5. attēlā parādīta diagramma par enerģijas līmeņu sadalījumu apakšlīmeņos.

S-Orbital, kā jūs jau zināt, ir sfēriska forma. Ūdeņraža atoma elektrons (s = 1) atrodas šajā orbitālē un ir nesapārots. Tāpēc tā elektroniskā formula jeb elektroniskā konfigurācija tiks uzrakstīta šādi: 1s 1. Elektroniskajās formulās enerģijas līmeņa numurs tiek norādīts ar skaitli pirms burta (1 ...), Latīņu burts apzīmē apakšlīmeni (orbitāles veidu), un skaitlis, kas ir rakstīts burta augšējā labajā stūrī (kā eksponents), parāda elektronu skaitu apakšlīmenī.

Hēlija atomam He, kuram vienā s-orbitālē ir divi pārī savienoti elektroni, šī formula ir: 1s 2.

Hēlija atoma elektronu apvalks ir pilnīgs un ļoti stabils. Hēlijs ir cēlgāze.

Otrajā enerģijas līmenī (n = 2) ir četras orbitāles: viena s un trīs p. Otrā līmeņa s-orbitāles (2s-orbitāles) elektroniem ir lielāka enerģija, jo tie atrodas lielākā attālumā no kodola nekā 1s-orbitāles elektroniem (n = 2).

Kopumā katrai n vērtībai ir viena s-orbitāle, bet ar atbilstošu elektronu enerģijas padevi uz tās un līdz ar to ar atbilstošu diametru, kas pieaug, palielinoties n vērtībai.

R-Orbital ir hanteles vai trīsdimensiju astoņnieka forma. Visas trīs p-orbitāles atrodas atomā savstarpēji perpendikulāri gar telpiskajām koordinātām, kas novilktas caur atoma kodolu. Vēlreiz jāuzsver, ka katram enerģijas līmenim (elektroniskajam slānim), sākot no n = 2, ir trīs p-orbitāles. Palielinoties n vērtībai, elektroni aizņem p-orbitāles, kas atrodas lielos attālumos no kodola un ir vērstas pa x, y, z asīm.

Otrā perioda elementiem (n = 2) vispirms tiek aizpildīta viena b-orbitāle un pēc tam trīs p-orbitāles. Elektroniskā formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektrons ir brīvāk saistīts ar atoma kodolu, tāpēc litija atoms var viegli no tā atteikties (kā atceraties, šo procesu sauc par oksidāciju), pārvēršoties par Li+ jonu.

Berilija atomā Be 0 ceturtais elektrons atrodas arī 2s orbitālē: 1s 2 2s 2. Berilija atoma divi ārējie elektroni ir viegli atdalāmi - Be 0 tiek oksidēts Be 2+ katjonā.

Bora atomā piektais elektrons aizņem 2p orbitāli: 1s 2 2s 2 2p 1. Tālāk C, N, O, E atomi tiek piepildīti ar 2p orbitālēm, kas beidzas ar cēlgāzes neonu: 1s 2 2s 2 2p 6.

Trešā perioda elementiem tiek aizpildītas attiecīgi Sv un Sr orbitāles. Piecas trešā līmeņa d-orbitāles paliek brīvas:

Dažreiz diagrammās, kas attēlo elektronu sadalījumu atomos, ir norādīts tikai elektronu skaits katrā enerģijas līmenī, tas ir, ir uzrakstītas saīsinātas atomu elektroniskās formulas ķīmiskie elementi, atšķirībā no iepriekš norādītajām pilnajām elektroniskajām formulām.

Liela perioda elementiem (ceturtais un piektais) pirmie divi elektroni aizņem attiecīgi 4. un 5. orbitāli: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Sākot no katra galvenā perioda trešā elementa, nākamie desmit elektroni ieies attiecīgi iepriekšējās 3d un 4d orbitālēs (sānu apakšgrupu elementiem): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Parasti, kad ir aizpildīts iepriekšējais d-apakšlīmenis, sāks pildīties ārējais (attiecīgi 4p- un 5p-) p-apakšlīmenis.

Lielu periodu elementiem - sestajam un nepilnīgajam septītajam - elektroniskie līmeņi un apakšlīmeņi parasti ir piepildīti ar elektroniem: pirmie divi elektroni nonāks ārējā β-apakšlīmenī: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; nākamais elektrons (Na un Ac) uz iepriekšējo (p-apakšlīmenis: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 un 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Tad nākamie 14 elektroni nonāks trešajā ārējā enerģijas līmenī attiecīgi lantanīdu un aktinīdu 4f un 5f orbitālē.

Tad atkal sāks veidoties otrais ārējais enerģijas līmenis (d-apakšlīmenis): sānu apakšgrupu elementiem: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - un, visbeidzot, tikai pēc tam, kad pašreizējais līmenis ir pilnībā piepildīts ar desmit elektroniem, ārējais p-apakšlīmenis atkal tiks aizpildīts:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Ļoti bieži atomu elektronisko apvalku struktūra tiek attēlota, izmantojot enerģijas vai kvantu šūnas - tiek rakstītas tā saucamās grafiskās elektroniskās formulas. Šim apzīmējumam izmanto šādu apzīmējumu: katru kvantu šūnu apzīmē šūna, kas atbilst vienai orbitālei; Katrs elektrons ir norādīts ar bultiņu, kas atbilst griešanās virzienam. Rakstot grafisko elektronisko formulu, jāatceras divi noteikumi: Pauli princips, saskaņā ar kuru šūnā (orbitālē) var būt ne vairāk kā divi elektroni, bet ar pretparalēliem spiniem un F.Hunda likums, saskaņā ar kuru elektroni aizņem brīvās šūnas (orbitāles) un atrodas Sākumā tās ir pa vienai un tām ir vienāda griešanās vērtība, un tikai tad tās sapārojas, bet spini būs pretēji vērsti pēc Pauli principa.

Noslēgumā vēlreiz aplūkosim elementu atomu elektronisko konfigurāciju attēlošanu atbilstoši D.I. Mendeļejeva sistēmas periodiem. Shēmas elektroniskā struktūra atomi parāda elektronu sadalījumu pa elektroniskajiem slāņiem (enerģijas līmeņiem).

Hēlija atomā pirmais elektronu slānis ir pilnīgs – tajā ir 2 elektroni.

Ūdeņradis un hēlijs ir s-elementi, šo atomu s-orbitāle ir piepildīta ar elektroniem.

Otrā perioda elementi

Visiem otrā perioda elementiem pirmais elektronu slānis ir piepildīts un elektroni aizpilda otrā elektronu slāņa e- un p-orbitāles saskaņā ar mazākās enerģijas principu (vispirms s- un pēc tam p) un Pauli un Huda noteikumi (2. tabula).

Neona atomā otrais elektronu slānis ir pabeigts - tajā ir 8 elektroni.

2. tabula Otrā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve

Tabulas beigas. 2

Li, Be ir b elementi.

B, C, N, O, F, Ne ir p-elementi, šiem atomiem ir p-orbitāles, kas piepildītas ar elektroniem.

Trešā perioda elementi

Trešā perioda elementu atomiem tiek aizpildīts pirmais un otrais elektroniskais slānis, tātad tiek aizpildīts trešais elektroniskais slānis, kurā elektroni var aizņemt 3s, 3p un 3d apakšlīmeni (3.tabula).

3. tabula Trešā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve

Magnija atoms pabeidz savu 3s elektronu orbitāli. Na un Mg ir s-elementi.

Argona atoma ārējā slānī (trešais elektronu slānis) ir 8 elektroni. Kā ārējais slānis tas ir pilnīgs, bet kopumā trešajā elektronu slānī, kā jau zināms, var būt 18 elektroni, kas nozīmē, ka trešā perioda elementiem ir neaizpildītas 3d orbitāles.

Visi elementi no Al līdz Ar ir p-elementi. S- un p-elementi veido galvenās periodiskās tabulas apakšgrupas.

Kālija un kalcija atomos parādās ceturtais elektronu slānis, un tiek aizpildīts 4s apakšlīmenis (4. tabula), jo tam ir zemāka enerģija nekā 3d apakšlīmenim. Lai vienkāršotu ceturtā perioda elementu atomu grafiskās elektroniskās formulas: 1) apzīmēsim argona parasto grafisko elektronisko formulu šādi:
Ar;

2) mēs neattēlosim apakšlīmeņus, kas nav aizpildīti šajos atomos.

4. tabula Ceturtā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve

K, Ca - s-elementi, kas iekļauti galvenajās apakšgrupās. Atomos no Sc līdz Zn 3. apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem. Tie ir Zy elementi. Tie ir iekļauti sekundārajās apakšgrupās, to tālākais elektroniskais slānis ir aizpildīts, un tie tiek klasificēti kā pārejas elementi.

Pievērsiet uzmanību hroma un vara atomu elektronisko apvalku struktūrai. Tajos ir viena elektrona “atteice” no 4. līdz 3. apakšlīmenim, kas izskaidrojams ar iegūto elektronisko konfigurāciju Zd 5 un Zd 10 lielāku enerģijas stabilitāti:

Cinka atomā ir pabeigts trešais elektronu slānis - tajā ir aizpildīti visi 3s, 3p un 3d apakšlīmeņi, kopā ar 18 elektroniem.

Elementos, kas seko cinkam, turpina aizpildīt ceturto elektronu slāni, 4p apakšlīmeni: Elementi no Ga līdz Kr ir p-elementi.

Kriptona atomam ir ārējais slānis (ceturtais), kas ir pilnīgs un kurā ir 8 elektroni. Bet kopumā ceturtajā elektronu slānī, kā zināms, var būt 32 elektroni; kriptona atomam joprojām ir neaizpildīti 4d un 4f apakšlīmeņi.

Piektā perioda elementiem apakšlīmeņus aizpilda šādā secībā: 5s-> 4d -> 5p. Un ir arī izņēmumi, kas saistīti ar elektronu “atteici” 41 Nb, 42 MO utt.

Sestajā un septītajā periodā parādās elementi, tas ir, elementi, kuros tiek aizpildīti attiecīgi trešā ārējā elektroniskā slāņa 4f- un 5f-apakšlīmeņi.

4f elementus sauc par lantanīdiem.

5f elementus sauc par aktinīdiem.

Elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secība sestā perioda elementu atomos: 55 Сs un 56 Ва - 6s elementi;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elements; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl— 86 Rn—6p elementi. Bet arī šeit ir elementi, kuros tiek “pārkāpta” elektronu orbitāļu piepildīšanas secība, kas, piemēram, ir saistīta ar lielāku enerģijas stabilitāti pusi un pilnībā aizpildītu f apakšlīmeņu, tas ir, nf 7 un nf 14. .

Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem pēdējais, visi elementi, kā jūs jau sapratāt, ir sadalīti četrās elektronu saimēs jeb blokos (7. att.).

1) s-Elements; atoma ārējā līmeņa b-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; s-elementi ietver ūdeņradi, hēliju un I un II grupas galveno apakšgrupu elementus;

2) p-elementi; atoma ārējā līmeņa p-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; p elementi ietver III-VIII grupas galveno apakšgrupu elementus;

3) d-elementi; atoma pirms-ārējā līmeņa d-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; d-elementi ietver I-VIII grupu sekundāro apakšgrupu elementus, tas ir, spraudņu elementi lielu periodu desmitgadēs, kas atrodas starp s- un p-elementiem. Tos sauc arī par pārejas elementiem;

4) f-elementi, atoma trešā ārējā līmeņa f-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; tajos ietilpst lantanīdi un aktinīdi.

1. Kas notiktu, ja Pauli princips netiktu ievērots?

2. Kas notiktu, ja Hunda noteikums netiktu ievērots?

3. Izveidot šādu ķīmisko elementu atomu elektroniskās struktūras diagrammas, elektroniskās formulas un grafiskās elektroniskās formulas: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Uzrakstiet elektronisko formulu elementam #110, izmantojot atbilstošo cēlgāzes simbolu.

5. Kas ir elektronu “dip”? Sniedziet piemērus elementiem, kuros šī parādība tiek novērota, pierakstiet to elektroniskās formulas.

6. Kā tiek noteikta ķīmiskā elementa piederība noteiktai elektronisko saimei?

7. Salīdziniet sēra atoma elektroniskās un grafiskās elektroniskās formulas. Kuras papildu informāciju vai pēdējā formula satur?

Atoma elektroniskā konfigurācija ir formula, kas parāda elektronu izvietojumu atomā pa līmeņiem un apakšlīmeņiem. Izpētot rakstu, uzzināsiet, kur un kā atrodas elektroni, iepazīsieties ar kvantu skaitļiem un varēsiet konstruēt atoma elektronisko konfigurāciju pēc tā skaita raksta beigās ir elementu tabula.

Kāpēc pētīt elementu elektronisko konfigurāciju?

Atomi ir kā konstrukcijas komplekts: ir noteikts skaits detaļu, tās atšķiras viena no otras, bet divas viena veida daļas ir absolūti vienādas. Bet šis konstrukcijas komplekts ir daudz interesantāks par plastmasas, un lūk, kāpēc. Konfigurācija mainās atkarībā no tā, kurš atrodas tuvumā. Piemēram, skābeklis blakus ūdeņradim Varbūt

pārvēršas ūdenī, nātrija tuvumā pārvēršas gāzē, un dzelzs tuvumā pilnībā pārvērš rūsā.

Lai atbildētu uz jautājumu, kāpēc tas notiek, un prognozētu atoma uzvedību blakus citam, ir jāizpēta elektroniskā konfigurācija, kas tiks apspriesta tālāk.

Cik elektronu ir atomā?

Atoms sastāv no kodola un elektroniem, kas rotē ap to, kodols sastāv no protoniem un neitroniem. Neitrālā stāvoklī katram atomam ir tāds pats elektronu skaits kā protonu skaits tā kodolā. Protonu skaitu apzīmē ar elementa atomu skaitu, piemēram, sēram ir 16 protoni - periodiskās tabulas 16. elements. Zeltā ir 79 protoni - 79. periodiskās tabulas elements. Attiecīgi sēram neitrālā stāvoklī ir 16 elektroni, bet zeltā ir 79 elektroni.

Kur meklēt elektronu?
Novērojot elektronu uzvedību, tika iegūti noteikti modeļi, tie ir aprakstīti ar kvantu skaitļiem, kopā ir četri:
Galvenais kvantu skaitlis
Orbitālais kvantu skaitlis

Magnētiskais kvantu skaitlis

Tālāk vārda orbīta vietā izmantosim terminu “orbitāle” ir aptuveni elektrona viļņu funkcija, tā ir apgabals, kurā elektrons pavada 90% sava laika.

N - līmenis
L - apvalks
M l - orbitālais skaitlis
M s - pirmais vai otrais elektrons orbitālē

Orbitālais kvantu skaitlis l

Elektronu mākoņa izpētes rezultātā tika konstatēts, ka atkarībā no enerģijas līmenis, mākonim ir četras pamatformas: bumba, hantele un divas citas sarežģītākas formas.

Enerģijas pieauguma secībā šīs formas sauc par s-, p-, d- un f-apvalku.
Katram no šiem apvalkiem var būt 1 (uz s), 3 (uz p), 5 (uz d) un 7 (uz f) orbitāles. Orbitālais kvantu skaitlis ir apvalks, kurā atrodas orbitāles. Orbitālajam kvantu skaitlim s, p, d un f orbitālēm ir attiecīgi 0, 1, 2 vai 3.
Uz s-čaulas ir viena orbitāle (L=0) - divi elektroni
Uz p-čaulas (L=1) atrodas trīs orbitāles – seši elektroni

Uz d-čaulas (L=2) ir piecas orbitāles – desmit elektroni

Uz f-čaulas (L=3) atrodas septiņas orbitāles – četrpadsmit elektroni

Magnētiskais kvantu skaitlis m l

Uz p-čaulas ir trīs orbitāles, tās apzīmē ar cipariem no -L līdz +L, tas ir, p-čaulai (L=1) ir orbitāles “-1”, “0” un “1”. .
Magnētisko kvantu skaitli apzīmē ar burtu m l.

Korpusa iekšpusē elektroniem ir vieglāk atrasties dažādās orbitālēs, tāpēc pirmie elektroni katrā orbitālē aizpilda vienu, un pēc tam katrai tiek pievienots elektronu pāris.

Apsveriet d-shell:

D-apvalks atbilst vērtībai L=2, tas ir, piecas orbitāles (-2,-1,0,1 un 2), pirmie pieci elektroni aizpilda apvalku, ņemot vērtības M l =-2, M l = -1, M l = 0, M l = 1, M l = 2.

Griezuma kvantu skaitlis m s Spins ir elektrona griešanās virziens ap savu asi, ir divi virzieni, tāpēc spina kvantu skaitlim ir divas vērtības: +1/2 un -1/2. Vienā enerģijas apakšlīmenī var būt tikai divi elektroni ar pretējiem spiniem. Griezuma kvantu skaitlis ir apzīmēts ar m s Galvenais kvantu skaitlis n Galvenais kvantu skaitlis ir enerģijas līmenis piešobrīd

ir zināmi septiņi enerģijas līmeņi, no kuriem katrs ir norādīts

Tātad jebkuru elektronu var aprakstīt ar četriem kvantu skaitļiem, šo skaitļu kombinācija ir unikāla katrai elektrona pozīcijai, ņemam pirmo elektronu, zemākais enerģijas līmenis ir N = 1, pirmajā līmenī ir viens apvalks, pirmajam apvalkam jebkurā līmenī ir bumbiņas forma (s -shell), t.i. L=0, magnētiskajam kvantu skaitlim var būt tikai viena vērtība, M l =0 un spins būs vienāds ar +1/2.

Ja ņemam piekto elektronu (lai kurā atomā tas būtu), tad galvenie kvantu skaitļi tam būs: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc par nesapārotu, ja ir divi, tad tie ir pārī savienoti elektroni, tas ir, elektroni ar pretējiem spiniem.

5. attēlā parādīta diagramma par enerģijas līmeņu sadalījumu apakšlīmeņos.

>> Ķīmija: ķīmisko elementu atomu elektroniskās konfigurācijas

Hēlija atomam He, kuram vienā s-orbitālē ir divi pārī savienoti elektroni, šī formula ir: 1s 2.

S-orbitālei, kā jūs jau zināt, ir sfēriska forma. Ūdeņraža atoma elektrons (s = 1) atrodas šajā orbitālē un nav savienots pārī. Tāpēc tā elektroniskā formula jeb elektroniskā konfigurācija tiks uzrakstīta šādi: 1s 1. Elektroniskajās formulās enerģijas līmeņa skaitlis ir norādīts ar skaitli, kas atrodas pirms burta (1 ...), latīņu burts norāda apakšlīmeni (orbitāles veidu), un skaitlis, kas ir rakstīts augšējā labajā stūrī. burts (kā eksponents), parāda elektronu skaitu apakšlīmenī.

Kopumā katrai n vērtībai ir viena s-orbitāle, bet ar atbilstošu elektronu enerģijas padevi uz tās un līdz ar to ar atbilstošu diametru, kas pieaug, palielinoties n vērtībai.

Hēlija atoma elektronu apvalks ir pilnīgs un ļoti stabils. Hēlijs ir cēlgāze.

P-Orbital ir hanteles vai trīsdimensiju astoņnieka forma. Visas trīs p-orbitāles atrodas atomā savstarpēji perpendikulāri gar telpiskajām koordinātām, kas novilktas caur atoma kodolu. Vēlreiz jāuzsver, ka katram enerģijas līmenim (elektroniskajam slānim), sākot no n = 2, ir trīs p-orbitāles. Palielinoties n vērtībai, elektroni aizņem p-orbitāles, kas atrodas lielos attālumos no kodola un ir vērstas pa x, y, z asīm.

Bora atomā piektais elektrons aizņem 2p orbitāli: 1s 2 2s 2 2p 1. Tālāk C, N, O, E atomi tiek piepildīti ar 2p orbitālēm, kas beidzas ar cēlgāzes neonu: 1s 2 2s 2 2p 6.

Trešā perioda elementiem tiek aizpildītas attiecīgi Sv un Sr orbitāles. Piecas trešā līmeņa d-orbitāles paliek brīvas:

Berilija atomā Be 0 ceturtais elektrons atrodas arī 2s orbitālē: 1s 2 2s 2. Berilija atoma divi ārējie elektroni viegli atdalās - Be 0 tiek oksidēts Be 2+ katjonā.

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.

Lielu periodu elementiem - sestajam un nepilnīgajam septītajam - elektroniskie līmeņi un apakšlīmeņi ir piepildīti ar elektroniem, kā likums, šādi: pirmie divi elektroni nonāks ārējā b apakšlīmenī: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; nākamais elektrons (Na un Ac) uz iepriekšējo (p-apakšlīmenis: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 un 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Tad nākamie 14 elektroni nonāks trešajā ārējā enerģijas līmenī attiecīgi lantanīdu un aktinīdu 4f un 5f orbitālē.

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Noslēgumā vēlreiz aplūkosim elementu atomu elektronisko konfigurāciju rādīšanu atbilstoši D.I. Mendeļejeva sistēmas periodiem. Atomu elektroniskās struktūras diagrammas parāda elektronu sadalījumu pa elektroniskajiem slāņiem (enerģijas līmeņiem).

Hēlija atomā pirmais elektronu slānis ir pilnīgs – tajā ir 2 elektroni.

Ūdeņradis un hēlijs ir s-elementi, šo atomu s-orbitāle ir piepildīta ar elektroniem.

Otrā perioda elementi

Neona atomā otrais elektronu slānis ir pabeigts - tajā ir 8 elektroni.

2. tabula Otrā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve

Tabulas beigas. 2

Li, Be - b-elementi.

B, C, N, O, F, Ne ir p-elementi, šiem atomiem ir p-orbitāles, kas piepildītas ar elektroniem.

Trešā perioda elementi

3. tabula Trešā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve

Magnija atoms pabeidz savu 3s elektronu orbitāli. Na un Mg-s-elementi.

Visi elementi no Al līdz Ar ir p-elementi. S- un p-elementi veido galvenās periodiskās tabulas apakšgrupas.

2) mēs neattēlosim apakšlīmeņus, kas nav aizpildīti šajos atomos.

4. tabula Ceturtā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve

Cinka atomā ir pabeigts trešais elektronu slānis - tajā ir aizpildīti visi apakšlīmeņi 3s, 3p un 3d, kopā ar 18 elektroniem.

Elementos, kas seko cinkam, ceturtais elektronu slānis, 4p-apakšlīmenis, turpina piepildīties: Elementi no Ga līdz Kr ir p-elementi.

Piektā perioda elementiem apakšlīmeņus aizpilda šādā secībā: 5s-> 4d -> 5p. Un ir arī izņēmumi, kas saistīti ar elektronu “atteici” 41 Nb, 42 MO utt.

Sestajā un septītajā periodā parādās elementi, tas ir, elementi, kuros tiek aizpildīti attiecīgi trešā ārējā elektroniskā slāņa 4f- un 5f-apakšlīmeņi.

4f elementus sauc par lantanīdiem.

5f elementus sauc par aktinīdiem.

Elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secība sestā perioda elementu atomos: 55 Сs un 56 Ва - 6s elementi;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elements; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementi. Bet arī šeit ir elementi, kuros tiek “pārkāpta” elektronu orbitāļu piepildīšanas secība, kas, piemēram, ir saistīta ar lielāku enerģijas stabilitāti pusi un pilnībā aizpildītu f apakšlīmeņu, tas ir, nf 7 un nf 14. .

Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem pēdējais, visi elementi, kā jūs jau sapratāt, ir sadalīti četrās elektronu saimēs jeb blokos (7. att.).

1) s-Elements; atoma ārējā līmeņa b-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; s-elementi ietver ūdeņradi, hēliju un I un II grupas galveno apakšgrupu elementus;

2) p-elementi; atoma ārējā līmeņa p-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; p elementi ietver III-VIII grupas galveno apakšgrupu elementus;

4) f-elementi, atoma trešā ārējā līmeņa f-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; tajos ietilpst lantanīdi un aktinīdi.

1. Kas notiktu, ja Pauli princips netiktu ievērots?

2. Kas notiktu, ja Hunda noteikums netiktu ievērots?

3. Izveidot šādu ķīmisko elementu atomu elektroniskās struktūras diagrammas, elektroniskās formulas un grafiskās elektroniskās formulas: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Uzrakstiet elektronisko formulu elementam #110, izmantojot atbilstošo cēlgāzes simbolu.

Nodarbības saturs nodarbību piezīmes atbalsta ietvarstundu prezentācijas paātrināšanas metodes interaktīvās tehnoloģijas Prakse uzdevumi un vingrinājumi pašpārbaudes darbnīcas, apmācības, gadījumi, uzdevumi mājasdarbi diskusijas jautājumi retoriski jautājumi no studentiem Ilustrācijas audio, video klipi un multivide fotogrāfijas, attēli, grafikas, tabulas, diagrammas, humors, anekdotes, joki, komiksi, līdzības, teicieni, krustvārdu mīklas, citāti Papildinājumi tēzes raksti triki zinātkārajiem bērnu gultiņas mācību grāmatas pamata un papildu terminu vārdnīca citi Mācību grāmatu un stundu pilnveidošanakļūdu labošana mācību grāmatā fragmenta atjaunināšana mācību grāmatā, inovācijas elementi stundā, novecojušo zināšanu aizstāšana ar jaunām Tikai skolotājiem ideālas nodarbības kalendārais plāns gadam metodiskie ieteikumi diskusiju programmas Integrētās nodarbības

Tas ir uzrakstīts tā saukto elektronisko formulu veidā. Elektroniskajās formulās burti s, p, d, f apzīmē elektronu enerģijas apakšlīmeņus; Cipari burtu priekšā norāda enerģijas līmeni, kurā atrodas konkrētais elektrons, un indekss augšējā labajā stūrī ir elektronu skaits noteiktā apakšlīmenī. Lai sastādītu jebkura elementa atoma elektronisko formulu, pietiek zināt skaitli šī elementa periodiskajā tabulā un izpilda pamatnoteikumus, kas regulē elektronu sadalījumu atomā.

Atomu elektronu apvalka struktūru var attēlot arī diagrammas veidā par elektronu izvietojumu enerģijas šūnās.

Dzelzs atomiem šai shēmai ir šāda forma:

Šī diagramma skaidri parāda Hunda noteikuma īstenošanu. 3D apakšlīmenī maksimālais šūnu skaits (četras) ir piepildīts ar nepāra elektroniem. Elektronu čaulas struktūras attēls atomā elektronisku formulu un diagrammu veidā skaidri neatspoguļo elektrona viļņu īpašības.

Periodiskā likuma redakcija ar grozījumiem JĀ. Mendeļejevs : ir vienkāršu ķermeņu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības periodiska atkarība elementu atomu svara vērtības.

Mūsdienīgs formulējums periodiskais likums : elementu īpašības, kā arī to savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no to atomu kodola lādiņa lieluma.

Tādējādi kodola pozitīvais lādiņš (nē atomu masa) izrādījās precīzāks arguments, no kura atkarīgas elementu un to savienojumu īpašības

Valence- Tas ir ķīmisko saišu skaits, ar kurām viens atoms ir savienots ar otru.
Atoma valences spējas nosaka nepāra elektronu skaits un brīvo atomu orbitāļu klātbūtne ārējā līmenī. Ķīmisko elementu atomu ārējo enerģijas līmeņu struktūra galvenokārt nosaka to atomu īpašības. Tāpēc šos līmeņus sauc par valences līmeņiem. Šo līmeņu un dažkārt arī pirms-ārējo līmeņu elektroni var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā. Šādus elektronus sauc arī par valences elektroniem.

Stehiometriskā valenceķīmiskais elements - tas ir ekvivalentu skaits, ko dotais atoms var piesaistīt sev, vai ekvivalentu skaits atomā.

Ekvivalentus nosaka piesaistīto vai aizvietoto ūdeņraža atomu skaits, tāpēc stehiometriskā valence ir vienāda ar ūdeņraža atomu skaitu, ar kuriem dotais atoms mijiedarbojas. Bet ne visi elementi mijiedarbojas brīvi, bet gandrīz visi mijiedarbojas ar skābekli, tāpēc stehiometrisko valenci var definēt kā divreiz lielāku pievienoto skābekļa atomu skaitu.

Piemēram, sēra stehiometriskā valence sērūdeņražā H 2 S ir 2, oksīdā SO 2 - 4, oksīdā SO 3 -6.

Nosakot elementa stehiometrisko valenci, izmantojot bināra savienojuma formulu, jāvadās pēc noteikuma: viena elementa visu atomu kopējai valencei jābūt vienādai ar cita elementa visu atomu kopējo valenci.

Oksidācijas stāvoklis Arī raksturo vielas sastāvu un ir vienāds ar stehiometrisko valenci ar plus zīmi (metālam vai elektropozitīvākam elementam molekulā) vai mīnusu.

1. B vienkāršas vielas elementu oksidācijas pakāpe ir nulle.

2. Fluora oksidācijas pakāpe visos savienojumos ir -1. Atlikušajiem halogēniem (hlors, broms, jods) ar metāliem, ūdeņradi un citiem elektropozitīvākiem elementiem arī oksidācijas pakāpe ir -1, bet savienojumos ar vairāk elektronegatīviem elementiem tiem ir pozitīvas vērtības oksidācijas stāvokļi.

3. Savienojumos esošajam skābeklim oksidācijas pakāpe ir -2; izņēmums ir ūdeņraža peroksīds H 2 O 2 un tā atvasinājumi (Na 2 O 2, BaO 2 u.c., kuros skābekļa oksidācijas pakāpe ir -1, kā arī skābekļa fluorīds OF 2, kurā skābekļa oksidācijas pakāpe ir +2.

4. Sārma elementiem (Li, Na, K u.c.) un periodiskās sistēmas otrās grupas galvenās apakšgrupas elementiem (Be, Mg, Ca u.c.) vienmēr ir oksidācijas pakāpe, kas vienāda ar grupas numuru, ka ir, attiecīgi +1 un +2 .

5. Visiem trešās grupas elementiem, izņemot talliju, ir nemainīga pakāpe oksidācija, kas vienāda ar grupas numuru, t.i. +3.

6. Augstākais elementa oksidācijas līmenis ir vienāds ar Periodiskās sistēmas grupas numuru, un zemākais ir atšķirība: grupas numurs - 8. Piemēram, slāpekļa augstākais oksidācijas pakāpe (tas atrodas piektajā grupā) ir +5 (collas slāpekļskābe un tā sāļos), un zemākais ir -3 (amonjakā un amonija sāļos).

7. Savienojuma elementu oksidācijas pakāpes izslēdz viens otru tā, ka to summa visiem molekulas vai neitrālas formulas vienības atomiem ir nulle, bet jonam tā lādiņš.

Šos noteikumus var izmantot, lai noteiktu savienojuma elementa nezināmo oksidācijas pakāpi, ja ir zināmi pārējo elementu oksidācijas pakāpes, un lai izveidotu formulas daudzelementu savienojumiem.

Oksidācijas stāvoklis (oksidācijas numurs) — parasts palīglielums oksidācijas, reducēšanas un redoksreakciju procesu reģistrēšanai.

Koncepcija oksidācijas stāvoklis bieži lieto neorganiskajā ķīmijā jēdziena vietā valence. Atoma oksidācijas pakāpe ir vienāda ar skaitlisko vērtību elektriskais lādiņš, kas piešķirts atomam, pieņemot, ka savienojošie elektronu pāri ir pilnībā novirzīti uz vairāk elektronnegatīviem atomiem (tas ir, pieņemot, ka savienojums sastāv tikai no joniem).

Oksidācijas skaitlis atbilst elektronu skaitam, kas jāpievieno pozitīvajam jonam, lai to reduktu par neitrālu atomu, vai jāatņem no negatīvā jona, lai to oksidētu par neitrālu atomu:

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

Elementu īpašības atkarībā no atoma elektronu apvalka struktūras atšķiras atkarībā no periodiskās sistēmas periodiem un grupām. Tā kā virknē analogo elementu elektroniskās struktūras ir tikai līdzīgas, bet ne identiskas, tad, pārejot no viena elementa grupā uz citu, tiem tiek novērota nevis vienkārša īpašību atkārtošanās, bet gan vairāk vai mazāk skaidri izteikta dabiskā maiņa. .

Elementa ķīmisko raksturu nosaka tā atoma spēja zaudēt vai iegūt elektronus. Šo spēju kvantitatīvi nosaka jonizācijas enerģijas un elektronu afinitātes vērtības.

Jonizācijas enerģija (E un) sauca minimālais daudzums atdalīšanai nepieciešamā enerģija un pilnīga noņemšana elektrons no atoma gāzes fāzē pie T = 0

K bez pārneses uz atbrīvoto elektronu kinētiskā enerģija ar atoma pārvēršanos par pozitīvi lādētu jonu: E + Ei = E+ + e-. Jonizācijas enerģija ir pozitīvs daudzums un ir mazākās vērtības pie atomiem sārmu metāli un lielākais cēlgāzu (inerto) gāzu atomiem.

Elektronu afinitāte (Ee) ir enerģija, kas atbrīvota vai absorbēta, kad atomam gāzes fāzē pievieno elektronu pie T = 0

K ar atoma pārveidošanu par negatīvi lādētu jonu, nenododot daļiņai kinētisko enerģiju:

E + e- = E- + Ee.

Halogēniem, īpaši fluoram, ir maksimālā elektronu afinitāte (Ee = -328 kJ/mol).

Ei un Ee vērtības ir izteiktas kilodžoulos uz molu (kJ/mol) vai elektronvoltos uz atomu (eV).

Saistītā atoma spēju novirzīt ķīmisko saišu elektronus pret sevi, palielinot elektronu blīvumu ap sevi sauc. elektronegativitāte.

Šo jēdzienu zinātnē ieviesa L. Paulings. Elektronegativitāteapzīmē ar simbolu ÷ un raksturo dotā atoma tendenci pievienot elektronus, kad tas veido ķīmisko saiti.

Pēc R. Malikena teiktā, atoma elektronegativitāti aprēķina uz pusi no brīvo atomu jonizācijas enerģiju un elektronu afinitātes summas = (Ee + Ei)/2

Periodos ir vērojama vispārēja tendence palielināties jonizācijas enerģijai un elektronegativitātei, palielinoties atoma kodola lādiņam grupās; sērijas numurs elementi samazinās.

Jāuzsver, ka elementam nevar piešķirt nemainīgu elektronegativitātes vērtību, jo tā ir atkarīga no daudziem faktoriem, jo īpaši no elementa valences stāvokļa, savienojuma veida, kurā tas ir iekļauts, un blakus esošo atomu skaita un veida. .

Atomu un jonu rādiusi. Atomu un jonu izmērus nosaka elektronu apvalka izmēri. Saskaņā ar kvantu mehāniskajiem jēdzieniem elektronu apvalkam nav stingri noteiktas robežas. Tāpēc brīva atoma vai jona rādiusu var uzskatīt par teorētiski aprēķinātais attālums no kodola līdz ārējo elektronu mākoņu blīvuma galvenā maksimuma pozīcijai.Šo attālumu sauc par orbītas rādiusu. Praksē parasti tiek izmantoti savienojumos esošo atomu un jonu rādiusi, kas aprēķināti, pamatojoties uz eksperimentāliem datiem. Šajā gadījumā izšķir kovalento un metālisko atomu rādiusu.

Atomu un jonu rādiusu atkarība no elementa atoma kodola lādiņa ir periodiska.. Periodos, palielinoties atomu skaitam, rādiusiem ir tendence samazināties. Vislielākais samazinājums ir raksturīgs īstermiņa elementiem, jo to ārējais elektroniskais līmenis ir aizpildīts. Lielos periodos d- un f-elementu saimēs šīs izmaiņas nav tik asas, jo tajās elektronu piepildījums notiek pirmsārējā slānī. Apakšgrupās viena veida atomu un jonu rādiusi parasti palielinās.

Periodiskā elementu tabula ir skaidrs piemērs izpausmēm dažāda veida periodiskums elementu īpašībās, kas tiek novērots horizontāli (periodā no kreisās uz labo), vertikāli (grupā, piemēram, no augšas uz leju), pa diagonāli, t.i. kāda atoma īpašība palielinās vai samazinās, bet periodiskums saglabājas.

Periodā no kreisās puses uz labo (→) elementu oksidējošās un nemetāliskās īpašības palielinās, samazinās reducējošās un metāliskās īpašības. Tātad no visiem 3. perioda elementiem nātrijs būs visaktīvākais metāls un spēcīgākais reducētājs, un hlors būs spēcīgākais oksidētājs.

Ķīmiskā saite - ir savstarpēja atomu savienojums molekulā vai kristāla režģis, elektrisko pievilcības spēku darbības rezultātā starp atomiem.

Tā ir visu elektronu un visu kodolu mijiedarbība, kuras rezultātā veidojas stabila, daudzatomiska sistēma (radikāls, molekulārais jons, molekula, kristāls).

Ķīmiskās saites veic valences elektroni. Saskaņā ar mūsdienu koncepcijām ķīmiskajai saitei ir elektronisks raksturs, taču tā tiek veikta dažādos veidos. Tāpēc ir trīs galvenie ķīmisko saišu veidi: kovalenta, jonu, metāliska.Rodas starp molekulām ūdeņraža saite, un notikt van der Vālsa mijiedarbība.

Galvenās ķīmiskās saites īpašības ir:

- savienojuma garums - Tas ir starpkodolu attālums starp ķīmiski saistītiem atomiem.

Tas ir atkarīgs no mijiedarbojošo atomu rakstura un saites daudzveidības. Palielinoties reizinājumam, saites garums samazinās un līdz ar to palielinās tās stiprums;

- saites daudzveidību nosaka elektronu pāru skaits, kas savieno divus atomus. Palielinoties daudzveidībai, palielinās saistošā enerģija;

- savienojuma leņķis- leņķis starp iedomātām taisnēm, kas iet caur divu ķīmiski savstarpēji savienotu blakus esošo atomu kodoliem;

Saites enerģija E SV - tā ir enerģija, kas tiek atbrīvota noteiktas saites veidošanās laikā un tiek tērēta tās pārraušanai, kJ/mol.

Kovalentā saite - Ķīmiskā saite, kas veidojas, sadalot elektronu pāri starp diviem atomiem.

Ķīmiskās saites skaidrojums ar kopīgu elektronu pāru rašanos starp atomiem veidoja pamatu valences spin teorijai, kuras instruments ir valences saites metode (MVS) , ko 1916. gadā atklāja Lūiss. Ķīmisko saišu un molekulu struktūras kvantu mehāniskajam aprakstam tiek izmantota cita metode - molekulārā orbitālā metode (MMO) .

Valences saites metode

Ķīmiskās saites veidošanas pamatprincipi, izmantojot MBC:

1. Ķīmisko saiti veido valences (nesapāroti) elektroni.

2. Elektroni ar antiparalēliem spiniem, kas pieder diviem dažādiem atomiem, kļūst par izplatītiem.

3. Ķīmiskā saite veidojas tikai tad, ja, diviem vai vairākiem atomiem tuvojoties vienam otram, sistēmas kopējā enerģija samazinās.

4. Galvenie spēki, kas darbojas molekulā, ir elektriski, Kulona izcelsme.

5. Savienojums ir stiprāks, jo vairāk lielākā mērā mijiedarbojošie elektronu mākoņi pārklājas.

Kovalento saišu veidošanai ir divi mehānismi:

Apmaiņas mehānisms. Saite veidojas, daloties divu neitrālu atomu valences elektronos. Katrs atoms veido vienu nepāra elektronu kopējā elektronu pārī:

Rīsi. 7. Maiņas mehānisms kovalento saišu veidošanai: A- nepolārs; b- polārais

Donora-akceptora mehānisms. Viens atoms (donors) nodrošina elektronu pāri, bet otrs atoms (akceptors) nodrošina šim pārim tukšu orbitāli.

savienojumi, izglītots saskaņā ar donora-akceptora mehānismu pieder sarežģīti savienojumi

Rīsi. 8. Kovalentās saites veidošanās donora-akceptora mehānisms

Kovalentajai saitei ir noteiktas īpašības.

Piesātināmība - atomu īpašība veidot stingri noteiktu skaitu kovalento saišu. Saišu piesātinājuma dēļ molekulām ir noteikts sastāvs.

Virzība - t . e. savienojums veidojas elektronu mākoņu maksimālās pārklāšanās virzienā . Attiecībā uz līniju, kas savieno saiti veidojošo atomu centrus, tos izšķir: σ un π (9. att.): σ-saite - veidojas, pārklājoties AO pa līniju, kas savieno mijiedarbībā esošo atomu centrus; π saite ir saite, kas rodas tās ass virzienā, kas ir perpendikulāra taisnei, kas savieno atoma kodolus. Saites virziens nosaka molekulu telpisko struktūru, t.i., to ģeometrisko formu.

Hibridizācija - tā ir dažu orbitāļu formas maiņa, veidojot kovalento saiti, lai panāktu efektīvāku orbitāļu pārklāšanos.Ķīmiskā saite, kas veidojas, piedaloties hibrīdu orbitāļu elektroniem, ir spēcīgāka nekā saite ar nehibrīdu s- un p-orbitāļu elektronu piedalīšanos, jo notiek lielāka pārklāšanās. Atšķirt šādus veidus hibridizācija (10. att., 31. tabula): sp hibridizācija - viena s-orbitāle un viena p-orbitāle pārvēršas par divām identiskām “hibrīdām” orbitālēm, kuru leņķis starp to asīm ir 180°. Molekulām, kurās notiek sp-hibridizācija, ir lineāra ģeometrija (BeCl 2).

sp 2 hibridizācija- viena s-orbitāle un divas p-orbitāles pārvēršas par trim identiskām “hibrīdām” orbitālēm, kuru leņķis starp to asīm ir 120°. Molekulām, kurās notiek sp 2 hibridizācija, ir plakana ģeometrija (BF 3, AlCl 3).

sp 3-hibridizācija- viena s-orbitāle un trīs p-orbitāles transformējas par četrām identiskām "hibrīdām" orbitālēm, kuru leņķis starp asīm ir 109°28". Molekulām, kurās notiek sp 3 hibridizācija, ir tetraedriska ģeometrija (CH 4). , NH 3).

Rīsi. 10. Valences orbitāļu hibridizācijas veidi: a - sp-valences orbitāļu hibridizācija; b - sp 2 - valences orbitāļu hibridizācija; V - sp 3-valences orbitāļu hibridizācija