Lassen Sie uns herausfinden, wie man die elektronische Formel eines chemischen Elements schreibt. Diese Frage ist wichtig und relevant, da sie nicht nur eine Vorstellung von der Struktur, sondern auch von den angeblichen physikalischen und chemischen Eigenschaften des betreffenden Atoms gibt.

Zusammenstellungsregeln

Um eine grafische und elektronische Formel eines chemischen Elements zu erstellen, ist es notwendig, eine Vorstellung von der Theorie der Struktur des Atoms zu haben. Zunächst einmal gibt es zwei Hauptbestandteile eines Atoms: den Atomkern und die negativen Elektronen. Der Kern enthält Neutronen, die keine Ladung haben, sowie Protonen, die eine positive Ladung haben.

Um zu argumentieren, wie man die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammenstellt und bestimmt, stellen wir fest, dass das Periodensystem von Mendeleev erforderlich ist, um die Anzahl der Protonen im Kern zu finden.

Die Ordnungszahl eines Elements entspricht der Zahl der Protonen in seinem Kern. Die Nummer der Periode, in der sich das Atom befindet, charakterisiert die Anzahl der Energieschichten, auf denen sich die Elektronen befinden.

Um die Anzahl der Neutronen ohne elektrische Ladung zu bestimmen, ist es notwendig, ihre Seriennummer (die Anzahl der Protonen) von der relativen Masse eines Atoms eines Elements abzuziehen.

Anweisung

Um zu verstehen, wie die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammengesetzt wird, betrachten Sie die von Klechkovsky formulierte Regel zum Füllen von Unterebenen mit negativen Teilchen.

Je nachdem, wie viel freie Energie die freien Orbitale haben, wird eine Reihe aufgestellt, die die Reihenfolge der Füllung der Ebenen mit Elektronen charakterisiert.

Jedes Orbital enthält nur zwei Elektronen, die in antiparallelen Spins angeordnet sind.

Um die Struktur von Elektronenhüllen auszudrücken, werden grafische Formeln verwendet. Wie sehen die elektronischen Formeln von Atomen chemischer Elemente aus? Wie erstelle ich Grafikoptionen? Diese Fragen sind im Schulchemiekurs enthalten, daher werden wir näher darauf eingehen.

Es gibt eine bestimmte Matrix (Basis), die beim Erstellen von grafischen Formeln verwendet wird. Das s-Orbital ist durch nur eine Quantenzelle gekennzeichnet, in der sich zwei Elektronen gegenüberliegen. Sie sind grafisch durch Pfeile angedeutet. Für das p-Orbital sind drei Zellen dargestellt, jede enthält ebenfalls zwei Elektronen, zehn Elektronen befinden sich auf dem d-Orbital und f ist mit vierzehn Elektronen gefüllt.

Beispiele für die Erstellung elektronischer Formeln

Lassen Sie uns das Gespräch darüber fortsetzen, wie man die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammenstellt. Beispielsweise müssen Sie eine grafische und elektronische Formel für das Element Mangan erstellen. Zuerst bestimmen wir die Position dieses Elements im Periodensystem. Es hat die Ordnungszahl 25, also gibt es 25 Elektronen in einem Atom. Mangan ist ein Element der vierten Periode, hat also vier Energieniveaus.

Wie schreibe ich die elektronische Formel eines chemischen Elements? Wir notieren das Vorzeichen des Elements sowie seine Ordnungszahl. Unter Verwendung der Klechkovsky-Regel verteilen wir Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus. Wir ordnen sie nacheinander auf der ersten, zweiten und dritten Ebene an und schreiben zwei Elektronen in jede Zelle ein.

Dann summieren wir sie und erhalten 20 Stück. Drei Ebenen sind vollständig mit Elektronen gefüllt, und auf der vierten verbleiben nur fünf Elektronen. In Anbetracht der Tatsache, dass jeder Orbitaltyp seine eigene Energiereserve hat, verteilen wir die verbleibenden Elektronen auf die 4s- und 3d-Unterebenen. Als Ergebnis hat die fertige elektronengraphische Formel für das Mangan-Atom folgende Form:

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

Praktischer Wert

Mit Hilfe von elektronengrafischen Formeln können Sie die Anzahl der freien (ungepaarten) Elektronen, die die Wertigkeit eines bestimmten chemischen Elements bestimmen, deutlich erkennen.

Wir bieten einen verallgemeinerten Aktionsalgorithmus an, mit dessen Hilfe Sie elektronische grafische Formeln aller im Periodensystem befindlichen Atome zusammenstellen können.

Der erste Schritt besteht darin, die Anzahl der Elektronen anhand des Periodensystems zu bestimmen. Die Periodenzahl gibt die Anzahl der Energieniveaus an.

Die Zugehörigkeit zu einer bestimmten Gruppe ist mit der Anzahl der Elektronen verbunden, die sich auf der äußeren Energieebene befinden. Die Ebenen sind in Unterebenen unterteilt, die nach der Klechkovsky-Regel ausgefüllt werden.

Fazit

Um die Valenzfähigkeiten eines im Periodensystem befindlichen chemischen Elements zu bestimmen, muss eine elektronengraphische Formel seines Atoms erstellt werden. Der oben angegebene Algorithmus wird es ermöglichen, die Aufgabe zu bewältigen, die möglichen chemischen und physikalischen Eigenschaften des Atoms zu bestimmen.

Es wird in Form sogenannter elektronischer Formeln geschrieben. In elektronischen Formeln bezeichnen die Buchstaben s, p, d, f die Energieunterniveaus von Elektronen; Die Zahlen vor den Buchstaben geben das Energieniveau an, in dem sich das jeweilige Elektron befindet, und der Index oben rechts ist die Anzahl der Elektronen in diesem Unterniveau. Um die elektronische Formel eines Atoms eines beliebigen Elements zu erstellen, reicht es aus, die Nummer dieses Elements im Periodensystem zu kennen und die grundlegenden Bestimmungen zu erfüllen, die die Verteilung von Elektronen in einem Atom regeln.

Der Aufbau der Elektronenhülle eines Atoms lässt sich auch in Form einer Anordnung von Elektronen in Energiezellen darstellen.

Für Eisenatome hat ein solches Schema die folgende Form:

Dieses Diagramm zeigt deutlich die Implementierung der Hundschen Regel. Auf der 3d-Unterebene ist die maximale Anzahl von Zellen (vier) mit ungepaarten Elektronen gefüllt. Das Bild der Struktur der Elektronenhülle im Atom in Form elektronischer Formeln und in Form von Diagrammen gibt die Welleneigenschaften des Elektrons nicht eindeutig wieder.

Der Wortlaut des periodischen Gesetzes in der geänderten Fassung JA. Mendelejew : die Eigenschaften einfacher Körper sowie die Formen und Eigenschaften der Elementverbindungen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Größe der Atomgewichte der Elemente.

Moderne Formulierung des Periodengesetzes: Die Eigenschaften der Elemente sowie die Formen und Eigenschaften ihrer Verbindungen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Größe der Kernladung ihrer Atome.

Somit stellte sich heraus, dass die positive Ladung des Kerns (anstelle der Atommasse) ein genaueres Argument ist, von dem die Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen abhängen.

Wertigkeit- ist die Anzahl der chemischen Bindungen, die ein Atom an ein anderes gebunden hat.
Die Valenzmöglichkeiten eines Atoms werden durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen und das Vorhandensein freier Atomorbitale auf der äußeren Ebene bestimmt. Die Struktur der äußeren Energieniveaus von Atomen chemischer Elemente bestimmt hauptsächlich die Eigenschaften ihrer Atome. Daher werden diese Ebenen Valenzebenen genannt. Die Elektronen dieser Ebenen und manchmal der vorexternen Ebenen können an der Bildung chemischer Bindungen teilnehmen. Solche Elektronen werden auch Valenzelektronen genannt.

Stöchiometrische Wertigkeit Chemisches Element - ist die Anzahl der Äquivalente, die ein bestimmtes Atom an sich selbst binden kann, oder ist die Anzahl der Äquivalente im Atom.

Äquivalente werden durch die Anzahl der angehängten oder substituierten Wasserstoffatome bestimmt, daher ist die stöchiometrische Wertigkeit gleich der Anzahl der Wasserstoffatome, mit denen dieses Atom wechselwirkt. Aber nicht alle Elemente interagieren frei, aber fast alles interagiert mit Sauerstoff, sodass die stöchiometrische Wertigkeit als die doppelte Anzahl angehängter Sauerstoffatome definiert werden kann.

Zum Beispiel ist die stöchiometrische Wertigkeit von Schwefel in Schwefelwasserstoff H 2 S 2, in Oxid SO 2 – 4, in Oxid SO 3 –6.

Bei der Bestimmung der stöchiometrischen Wertigkeit eines Elements nach der Formel einer binären Verbindung sollte man sich an der Regel orientieren: Die Gesamtwertigkeit aller Atome eines Elements muss gleich der Gesamtwertigkeit aller Atome eines anderen Elements sein.

Oxidationszustand zudem charakterisiert die Zusammensetzung des Stoffes und ist gleich der stöchiometrischen Wertigkeit mit Pluszeichen (für ein Metall oder ein elektropositiveres Element in einem Molekül) oder Minuszeichen.

1. In einfachen Substanzen ist die Oxidationsstufe der Elemente Null.

2. Die Oxidationsstufe von Fluor in allen Verbindungen ist -1. Die restlichen Halogene (Chlor, Brom, Jod) mit Metallen, Wasserstoff und anderen elektropositiveren Elementen haben ebenfalls eine Oxidationsstufe von -1, aber in Verbindungen mit elektronegativeren Elementen haben sie positive Oxidationsstufen.

3. Sauerstoff in Verbindungen hat eine Oxidationsstufe von -2; Ausnahmen sind Wasserstoffperoxid H 2 O 2 und seine Derivate (Na 2 O 2, BaO 2 usw., bei denen Sauerstoff eine Oxidationsstufe von -1 hat, sowie Sauerstofffluorid OF 2, bei dem die Oxidationsstufe von Sauerstoff ist +2.

4. Alkalische Elemente (Li, Na, K usw.) und Elemente der Hauptnebengruppe der zweiten Gruppe des Periodensystems (Be, Mg, Ca usw.) haben immer eine Oxidationsstufe gleich der Gruppenzahl, d.h ist +1 bzw. +2 .

5. Alle Elemente der dritten Gruppe außer Thallium haben eine konstante Oxidationsstufe gleich der Gruppennummer, d.h. +3.

6. Die höchste Oxidationsstufe eines Elements ist gleich der Gruppennummer des Periodensystems, und die niedrigste ist die Differenz: Gruppennummer ist 8. Zum Beispiel die höchste Oxidationsstufe von Stickstoff (es befindet sich in der fünften Gruppe) ist +5 (in Salpetersäure und ihren Salzen) und der niedrigste ist -3 (in Ammoniak und Ammoniumsalzen).

7. Die Oxidationsstufen der Elemente in der Verbindung kompensieren sich gegenseitig, so dass ihre Summe für alle Atome in einem Molekül oder einer neutralen Formeleinheit Null ist und für ein Ion - seine Ladung.

Diese Regeln können verwendet werden, um die unbekannte Oxidationsstufe eines Elements in einer Verbindung zu bestimmen, wenn die Oxidationsstufen der anderen bekannt sind, und um Verbindungen mit mehreren Elementen zu formulieren.

Oxidationsgrad (Oxidationszahl,) — Hilfskonditionswert zur Erfassung der Prozesse von Oxidations-, Reduktions- und Redoxreaktionen.

Konzept Oxidationszustand wird in der anorganischen Chemie oft anstelle des Konzepts verwendet Wertigkeit. Der Oxidationszustand eines Atoms ist gleich dem numerischen Wert der dem Atom zugeschriebenen elektrischen Ladung, vorausgesetzt, dass die Elektronenpaare, die die Bindung ausführen, vollständig zu elektronegativeren Atomen vorgespannt sind (d. h. basierend auf der Annahme, dass die Verbindung besteht nur von Ionen).

Die Oxidationsstufe entspricht der Anzahl der Elektronen, die einem positiven Ion hinzugefügt werden müssen, um es zu einem neutralen Atom zu reduzieren, oder einem negativen Ion entnommen werden müssen, um es zu einem neutralen Atom zu oxidieren:

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

Die Eigenschaften der Elemente ändern sich je nach Struktur der Elektronenhülle des Atoms entsprechend den Perioden und Gruppen des Periodensystems. Da die elektronischen Strukturen in einer Reihe analoger Elemente nur ähnlich, aber nicht identisch sind, wird beim Übergang von einem Element in einer Gruppe zu einem anderen nicht eine einfache Wiederholung von Eigenschaften für sie beobachtet, sondern ihre mehr oder weniger deutlich ausgedrückte regelmäßige Änderung.

Die chemische Natur eines Elements wird durch die Fähigkeit seines Atoms bestimmt, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen. Diese Fähigkeit wird durch die Werte der Ionisierungsenergien und der Elektronenaffinität quantifiziert.

Ionisationsenergie (Ei) ist die minimale Energie, die für die Ablösung und vollständige Entfernung eines Elektrons von einem Atom in der Gasphase bei T = 0 erforderlich ist

K ohne Übertragung von kinetischer Energie auf das freigesetzte Elektron mit der Umwandlung des Atoms in ein positiv geladenes Ion: E + Ei = E + + e-. Die Ionisationsenergie ist ein positiver Wert und hat die niedrigsten Werte für Alkalimetallatome und die höchsten für Edelgasatome.

Elektronenaffinität (Ee) ist die Energie, die freigesetzt oder absorbiert wird, wenn ein Elektron in der Gasphase bei T = 0 an ein Atom gebunden wird

K mit der Umwandlung des Atoms in ein negativ geladenes Ion ohne Übertragung von kinetischer Energie auf das Teilchen:

E + e- = E- + Ee.

Halogene, insbesondere Fluor, haben die maximale Elektronenaffinität (Ee = -328 kJ/mol).

Die Werte von Ei und Ee werden in Kilojoule pro Mol (kJ/mol) oder in Elektronenvolt pro Atom (eV) ausgedrückt.

Die Fähigkeit eines gebundenen Atoms, die Elektronen chemischer Bindungen zu sich selbst zu verschieben, wodurch die Elektronendichte um sich herum erhöht wird, wird als bezeichnet Elektronegativität.

Dieses Konzept wurde von L. Pauling in die Wissenschaft eingeführt. Elektronegativitätwird durch das Symbol ÷ bezeichnet und charakterisiert die Tendenz eines gegebenen Atoms, Elektronen zu binden, wenn es eine chemische Bindung bildet.

Nach R. Maliken wird die Elektronegativität eines Atoms durch die halbe Summe der Ionisationsenergien und der Elektronenaffinität freier Atome h = (Ee + Ei)/2 abgeschätzt

In Perioden besteht eine allgemeine Tendenz zur Erhöhung der Ionisationsenergie und Elektronegativität mit Erhöhung der Ladung des Atomkerns; in Gruppen nehmen diese Werte mit Erhöhung der Ordnungszahl des Elements ab.

Es sollte betont werden, dass einem Element kein konstanter Elektronegativitätswert zugeordnet werden kann, da dieser von vielen Faktoren abhängt, insbesondere vom Wertigkeitszustand des Elements, der Art der Verbindung, in die es eintritt, der Anzahl und Art der Nachbaratome .

Atom- und Ionenradien. Die Abmessungen von Atomen und Ionen werden durch die Abmessungen der Elektronenhülle bestimmt. Nach quantenmechanischen Konzepten hat die Elektronenhülle keine fest definierten Grenzen. Daher können wir für den Radius eines freien Atoms oder Ions nehmen theoretisch berechneter Abstand vom Kern zur Position des Hauptdichtemaximums der äußeren Elektronenwolken. Dieser Abstand wird Umlaufradius genannt. In der Praxis werden üblicherweise die aus experimentellen Daten berechneten Werte der Radien von Atomen und Ionen in Verbindungen verwendet. Dabei werden kovalente und metallische Atomradien unterschieden.

Die Abhängigkeit von Atom- und Ionenradien von der Ladung des Kerns eines Atoms eines Elements und ist periodisch. In Perioden mit zunehmender Ordnungszahl nehmen die Radien tendenziell ab. Die größte Abnahme ist typisch für Elemente mit kleinen Perioden, da die äußere elektronische Ebene in ihnen ausgefüllt ist. In großen Perioden in den Familien der d- und f-Elemente ist diese Änderung weniger scharf, da das Auffüllen von Elektronen in ihnen in der voräußeren Schicht erfolgt. In Untergruppen nehmen die Radien gleichartiger Atome und Ionen im Allgemeinen zu.

Das Periodensystem der Elemente ist ein klares Beispiel für die Manifestation verschiedener Arten von Periodizität in den Eigenschaften von Elementen, die horizontal (in einer Periode von links nach rechts), vertikal (in einer Gruppe beispielsweise von oben nach unten) beobachtet werden ), diagonal, d.h. eine Eigenschaft des Atoms nimmt zu oder ab, aber die Periodizität bleibt erhalten.

Im Zeitraum von links nach rechts (→) nehmen die oxidierenden und nichtmetallischen Eigenschaften der Elemente zu, während die reduzierenden und metallischen Eigenschaften abnehmen. Von allen Elementen der Periode 3 ist also Natrium das aktivste Metall und das stärkste Reduktionsmittel und Chlor das stärkste Oxidationsmittel.

chemische Bindung- Dies ist die Verbindung von Atomen in einem Molekül oder Kristallgitter als Ergebnis der Wirkung elektrischer Anziehungskräfte zwischen Atomen.

Dies ist die Wechselwirkung aller Elektronen und aller Kerne, die zur Bildung eines stabilen, mehratomigen Systems (Radikal, Molekülion, Molekül, Kristall) führt.

Die chemische Bindung erfolgt durch Valenzelektronen. Nach modernen Vorstellungen hat die chemische Bindung einen elektronischen Charakter, wird aber auf unterschiedliche Weise ausgeführt. Daher gibt es drei Haupttypen von chemischen Bindungen: kovalent, ionisch, metallisch Zwischen Molekülen entsteht Wasserstoffverbindung, und passieren Van-der-Waals-Wechselwirkungen.

Die Hauptmerkmale einer chemischen Bindung sind:

- Bindungslänge - ist der Kernabstand zwischen chemisch gebundenen Atomen.

Sie hängt von der Natur der wechselwirkenden Atome und von der Multiplizität der Bindung ab. Mit zunehmender Multiplizität nimmt die Bindungslänge ab und folglich ihre Stärke zu;

- Bindungsmultiplizität - wird durch die Anzahl der Elektronenpaare bestimmt, die zwei Atome verbinden. Mit zunehmender Multiplizität steigt die Bindungsenergie;

- Verbindungswinkel- der Winkel zwischen imaginären geraden Linien, die durch die Kerne zweier chemisch miteinander verbundener benachbarter Atome verlaufen;

Bindungsenergie E CB - dies ist die Energie, die bei der Bildung dieser Bindung freigesetzt und für deren Aufbrechen aufgewendet wird, kJ / mol.

kovalente Bindung - Eine chemische Bindung, die entsteht, indem ein Elektronenpaar mit zwei Atomen geteilt wird.

Die Erklärung der chemischen Bindung durch das Auftreten gemeinsamer Elektronenpaare zwischen Atomen bildete die Grundlage der Spin-Valenztheorie, deren Werkzeug sie ist Valenzbindungsmethode (MVS) , 1916 von Lewis entdeckt. Zur quantenmechanischen Beschreibung der chemischen Bindung und der Struktur von Molekülen wird eine andere Methode verwendet - Molekularorbitalmethode (MMO) .

Valenzbindungsmethode

Die Grundprinzipien der Bildung einer chemischen Bindung nach MVS:

1. Eine chemische Bindung wird aufgrund von (ungepaarten) Valenzelektronen gebildet.

2. Elektronen mit antiparallelen Spins, die zu zwei verschiedenen Atomen gehören, werden gemeinsam.

3. Eine chemische Bindung entsteht nur, wenn bei Annäherung zweier oder mehrerer Atome die Gesamtenergie des Systems abnimmt.

4. Die im Molekül wirkenden Hauptkräfte sind elektrischen, Coulomb-Ursprungs.

5. Je stärker die Verbindung, desto mehr überlappen sich die wechselwirkenden Elektronenwolken.

Es gibt zwei Mechanismen für die Bildung einer kovalenten Bindung:

Austauschmechanismus. Die Bindung wird gebildet, indem die Valenzelektronen zweier neutraler Atome geteilt werden. Jedes Atom gibt ein ungepaartes Elektron an ein gemeinsames Elektronenpaar ab:

Reis. 7. Austauschmechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung: a- unpolar; b- polar

Donor-Akzeptor-Mechanismus. Ein Atom (Donor) stellt ein Elektronenpaar bereit, und ein anderes Atom (Akzeptor) stellt ein leeres Orbital für dieses Paar bereit.

Verbindungen, gebildet nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus gehören komplexe Verbindungen

Reis. 8. Donor-Akzeptor-Mechanismus der kovalenten Bindungsbildung

Eine kovalente Bindung hat bestimmte Eigenschaften.

Sättigungsfähigkeit - die Eigenschaft von Atomen, eine genau definierte Anzahl kovalenter Bindungen einzugehen. Durch die Sättigung der Bindungen haben die Moleküle eine bestimmte Zusammensetzung.

Orientierung - t . h., die Verbindung wird in Richtung der maximalen Überlappung der Elektronenwolken gebildet . In Bezug auf die Linie, die die Zentren von Atomen verbindet, die eine Bindung bilden, gibt es: σ und π (Fig. 9): σ-Bindung – gebildet durch Überlappung von AO entlang der Linie, die die Zentren von wechselwirkenden Atomen verbindet; Eine π-Bindung ist eine Bindung, die in Richtung einer Achse auftritt, die senkrecht zu der geraden Linie steht, die die Kerne eines Atoms verbindet. Die Orientierung der Bindung bestimmt die räumliche Struktur der Moleküle, also ihre geometrische Form. Hybridisierung - Es ist eine Änderung der Form einiger Orbitale bei der Bildung einer kovalenten Bindung, um eine effizientere Überlappung von Orbitalen zu erreichen. Die chemische Bindung, die unter Beteiligung von Elektronen von Hybridorbitalen gebildet wird, ist stärker als die Bindung unter Beteiligung von Elektronen von nicht-hybriden s- und p-Orbitalen, da mehr Überlappung vorliegt. Es gibt folgende Arten der Hybridisierung (Abb. 10, Tabelle 31): sp-Hybridisierung - ein s-Orbital und ein p-Orbital verwandeln sich in zwei identische „hybride“ Orbitale, deren Winkel zwischen den Achsen 180° beträgt. Moleküle, in denen eine sp-Hybridisierung stattfindet, haben eine lineare Geometrie (BeCl 2).

sp2-Hybridisierung- Ein s-Orbital und zwei p-Orbitale verwandeln sich in drei identische "hybride" Orbitale, deren Winkel zwischen den Achsen 120° beträgt. Moleküle, in denen eine sp 2 -Hybridisierung durchgeführt wird, haben eine flache Geometrie (BF 3 , AlCl 3 ).

sp 3-Hybridisierung- Ein s-Orbital und drei p-Orbitale verwandeln sich in vier identische "Hybrid" -Orbitale, deren Winkel zwischen den Achsen 109 ° 28 "beträgt. Moleküle, in denen eine sp 3-Hybridisierung stattfindet, haben eine tetraedrische Geometrie (CH 4 , NH3).

Reis. 10. Arten von Hybridisierungen von Valenzorbitalen: a-sp-Hybridisierung von Valenzorbitalen; b - sp2- Hybridisierung von Valenzorbitalen; in - sp 3 - Hybridisierung von Valenzorbitalen

Die Aufgabe, die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammenzustellen, ist nicht die einfachste.

Der Algorithmus zum Erstellen elektronischer Elementformeln lautet also wie folgt:

• Zuerst schreiben wir das Zeichen der Chem auf. Element, wobei wir unten links vom Zeichen die Seriennummer angeben.
• Außerdem bestimmen wir durch die Nummer der Periode (aus der das Element stammt) die Anzahl der Energieniveaus und zeichnen neben dem Vorzeichen des chemischen Elements eine solche Anzahl von Bögen.
• Dann wird entsprechend der Gruppennummer die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene unter den Bogen geschrieben.
• Auf der 1. Ebene ist das maximal mögliche 2e, auf der zweiten bereits 8, auf der dritten - bis zu 18. Wir beginnen, Zahlen unter die entsprechenden Bögen zu setzen.
• Die Anzahl der Elektronen auf der vorletzten Ebene muss wie folgt berechnet werden: Die Anzahl der bereits fixierten Elektronen wird von der Seriennummer des Elements abgezogen.
• Es bleibt, unsere Schaltung in eine elektronische Formel umzuwandeln:

Hier sind die elektronischen Formeln einiger chemischer Elemente:

• 1. Wir schreiben das chemische Element und seine Seriennummer, die Zahl gibt die Anzahl der Elektronen im Atom an.
  2. Wir machen eine Formel. Dazu müssen Sie die Anzahl der Energieniveaus herausfinden, die Grundlage für die Bestimmung der Anzahl der Perioden des Elements ist.
  3. Wir unterteilen die Ebenen in Unterebenen.

  Unten sehen Sie ein Beispiel, wie Sie elektronische Formeln chemischer Elemente richtig zusammenstellen.

Sie müssen die elektronischen Formeln chemischer Elemente auf diese Weise zusammenstellen: Sie müssen sich die Nummer des Elements im Periodensystem ansehen und so herausfinden, wie viele Elektronen es hat. Dann müssen Sie die Anzahl der Ebenen herausfinden, die der Periode entspricht. Dann werden die Unterebenen geschrieben und ausgefüllt:

Zunächst müssen Sie die Anzahl der Atome gemäß dem Periodensystem bestimmen.



Um eine elektronische Formel zu erstellen, benötigen Sie das Periodensystem von Mendeleev. Finden Sie dort Ihr chemisches Element und sehen Sie sich die Periode an - sie entspricht der Anzahl der Energieniveaus. Die Gruppennummer entspricht numerisch der Anzahl der Elektronen in der letzten Ebene. Die Elementzahl wird quantitativ gleich der Anzahl ihrer Elektronen sein, außerdem muss man natürlich wissen, dass es auf der ersten Ebene maximal 2 Elektronen gibt, auf der zweiten 8 und auf der dritten 18.

Das sind die Höhepunkte. Darüber hinaus finden Sie im Internet (einschließlich unserer Website) Informationen mit einer vorgefertigten elektronischen Formel für jedes Element, damit Sie es selbst überprüfen können.

Das Erstellen elektronischer Formeln chemischer Elemente ist ein sehr komplexer Prozess, auf spezielle Tabellen kann man nicht verzichten und man muss eine ganze Reihe von Formeln verwenden. Zusammenfassend müssen Sie die folgenden Schritte ausführen:

Es ist notwendig, ein Orbitaldiagramm zu erstellen, in dem ein Konzept für den Unterschied zwischen Elektronen voneinander vorhanden ist. Orbitale und Elektronen sind im Diagramm hervorgehoben.

Elektronen werden von unten nach oben in Ebenen gefüllt und haben mehrere Unterebenen.

Zuerst finden wir also die Gesamtzahl der Elektronen eines gegebenen Atoms heraus.

Wir füllen die Formel nach einem bestimmten Schema aus und schreiben sie auf - dies wird die elektronische Formel sein.



Für Stickstoff sieht diese Formel beispielsweise so aus, zuerst beschäftigen wir uns mit Elektronen:



Und schreibe die Formel auf:



Verstehen das Prinzip der Erstellung der elektronischen Formel eines chemischen Elements, müssen Sie zuerst die Gesamtzahl der Elektronen im Atom anhand der Zahl im Periodensystem bestimmen. Danach müssen Sie die Anzahl der Energieniveaus bestimmen, wobei Sie die Nummer der Periode zugrunde legen, in der sich das Element befindet.

Danach werden die Ebenen nach dem Prinzip der geringsten Energie in Unterebenen zerlegt, die mit Elektronen gefüllt sind.

Sie können die Richtigkeit Ihrer Argumentation überprüfen, indem Sie zum Beispiel hier nachsehen.

Indem Sie die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammenstellen, können Sie herausfinden, wie viele Elektronen und Elektronenschichten sich in einem bestimmten Atom befinden und in welcher Reihenfolge sie auf die Schichten verteilt sind.

Zunächst bestimmen wir die Seriennummer des Elements nach dem Periodensystem, sie entspricht der Anzahl der Elektronen. Die Anzahl der Elektronenschichten gibt die Periodenzahl an, und die Anzahl der Elektronen in der letzten Schicht des Atoms entspricht der Gruppenzahl.

• zuerst füllen wir die s-Unterebene aus und dann die p-, d-b f-Unterebenen;
• nach der Klechkovsky-Regel füllen Elektronen Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie dieser Orbitale;
• Gemäß der Hundschen Regel besetzen Elektronen innerhalb einer Unterebene nacheinander freie Orbitale und bilden dann Paare;
• Nach dem Pauli-Prinzip befinden sich nicht mehr als 2 Elektronen in einem Orbital.

• Die elektronische Formel eines chemischen Elements zeigt, wie viele Elektronenschichten und wie viele Elektronen in einem Atom enthalten sind und wie sie über die Schichten verteilt sind.

  Um die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammenzustellen, müssen Sie sich das Periodensystem ansehen und die für dieses Element erhaltenen Informationen verwenden. Die laufende Nummer des Elements im Periodensystem entspricht der Anzahl der Elektronen im Atom. Die Anzahl der Elektronenschichten entspricht der Periodenzahl, die Anzahl der Elektronen in der letzten Elektronenschicht entspricht der Gruppenzahl.

  Es muss daran erinnert werden, dass die erste Schicht maximal 2 1s2-Elektronen hat, die zweite - maximal 8 (zwei s und sechs p: 2s2 2p6), die dritte - maximal 18 (zwei s, sechs p und zehn d: 3s2 3p6 3d10).

  Zum Beispiel die elektronische Formel von Kohlenstoff: C 1s2 2s2 2p2 (laufende Nummer 6, Periodennummer 2, Gruppennummer 4).

  Elektronische Formel von Natrium: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (Seriennummer 11, Periodennummer 3, Gruppennummer 1).

  Um die Richtigkeit des Schreibens einer elektronischen Formel zu überprüfen, können Sie die Website www.alhimikov.net besuchen.

  Das Erstellen einer elektronischen Formel chemischer Elemente mag auf den ersten Blick wie eine ziemlich komplizierte Aufgabe erscheinen, aber alles wird klar, wenn Sie sich an das folgende Schema halten:

  • Schreiben Sie zuerst die Orbitale
  • Wir setzen Zahlen vor die Orbitale, die die Nummer des Energieniveaus angeben. Vergessen Sie nicht die Formel zur Bestimmung der maximalen Elektronenzahl auf dem Energieniveau: N=2n2

  Und wie kann man die Anzahl der Energieniveaus herausfinden? Schauen Sie sich einfach das Periodensystem an: Diese Zahl ist gleich der Nummer der Periode, in der sich dieses Element befindet.

  • Über dem Orbitalsymbol schreiben wir eine Zahl, die die Anzahl der Elektronen angibt, die sich in diesem Orbital befinden.

  Die elektronische Formel für Scandium würde beispielsweise so aussehen.

Algorithmus zum Erstellen der elektronischen Formel eines Elements:

1. Bestimmen Sie die Anzahl der Elektronen in einem Atom mit Hilfe des Periodensystems der chemischen Elemente D.I. Mendelejew.

2. Bestimmen Sie anhand der Nummer der Periode, in der sich das Element befindet, die Anzahl der Energieniveaus. die Zahl der Elektronen im letzten elektronischen Niveau entspricht der Gruppenzahl.

3. Unterteilen Sie die Ebenen in Unterebenen und Orbitale und füllen Sie sie gemäß den Regeln zum Füllen von Orbitalen mit Elektronen:

Es muss beachtet werden, dass die erste Ebene maximal 2 Elektronen hat. 1s2, auf der zweiten - maximal 8 (zwei s und sechs R: 2s 2 2p 6), am dritten - maximal 18 (zwei s, sechs p, und zehn d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Hauptquantenzahl n sollte minimal sein.
• Erstmal ausgefüllt s- Unterebene also p-, d-b f- Unterebenen.
• Elektronen füllen Orbitale in aufsteigender Reihenfolge der Orbitalenergie (Klechkovsky-Regel).
• Innerhalb der Unterebene besetzen Elektronen zunächst nacheinander freie Orbitale und bilden erst danach Paare (Hundsche Regel).
• Es können nicht mehr als zwei Elektronen in einem Orbital sein (Pauli-Prinzip).

Beispiele.

1. Stellen Sie die elektronische Stickstoffformel auf. Stickstoff ist die Nummer 7 im Periodensystem.

2. Stellen Sie die elektronische Formel von Argon auf. Im Periodensystem steht Argon auf Platz 18.

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

3. Stellen Sie die elektronische Formel von Chrom auf. Im Periodensystem hat Chrom die Nummer 24.

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

Energiediagramm von Zink.

4. Stellen Sie die elektronische Formel von Zink zusammen. Im Periodensystem hat Zink die Nummer 30.

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

Beachten Sie, dass ein Teil der elektronischen Formel, nämlich 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 die elektronische Formel von Argon ist.

Die elektronische Formel von Zink kann dargestellt werden als.

Der Schweizer Physiker W. Pauli stellte 1925 fest, dass es in einem Atom in einem Orbital nicht mehr als zwei Elektronen geben kann, die entgegengesetzte (antiparallele) Spins haben (übersetzt aus dem Englischen als „Spindel“), dh sie haben Eigenschaften, die sein können stellte sich bedingt als Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse dar: im Uhrzeigersinn oder gegen den Uhrzeigersinn. Dieses Prinzip wird Pauli-Prinzip genannt.

Wenn sich ein Elektron im Orbital befindet, wird es als ungepaart bezeichnet, wenn es zwei gibt, handelt es sich um gepaarte Elektronen, dh Elektronen mit entgegengesetztem Spin.

Abbildung 5 zeigt ein Diagramm der Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus.

Das S-Orbital ist, wie Sie bereits wissen, kugelförmig. Das Elektron des Wasserstoffatoms (s = 1) befindet sich in diesem Orbital und ist ungepaart. Daher wird seine elektronische Formel oder elektronische Konfiguration wie folgt geschrieben: 1s 1. In elektronischen Formeln wird die Nummer des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben (1 ...) angezeigt, die Unterebene (Orbitaltyp) wird durch den lateinischen Buchstaben und die Zahl angezeigt, die oben rechts neben dem steht Buchstabe (als Exponent) gibt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene an.

Für ein Heliumatom, He, das zwei gepaarte Elektronen im gleichen s-Orbital hat, lautet diese Formel: 1s 2 .

Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas.

Das zweite Energieniveau (n = 2) hat vier Orbitale: ein s und drei p. s-Orbital-Elektronen der zweiten Ebene (2s-Orbitale) haben eine höhere Energie, da sie einen größeren Abstand vom Kern haben als 1s-Orbital-Elektronen (n = 2).

Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von n ein s-Orbital, aber mit einer entsprechenden Menge an Elektronenenergie darin und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem Wert von n wächst.

Das R-Orbital hat die Form einer Hantel oder einer Acht. Alle drei p-Orbitale befinden sich im Atom senkrecht zueinander entlang der durch den Atomkern gezogenen Raumkoordinaten. Es sei noch einmal betont, dass jedes Energieniveau (elektronische Schicht) ab n = 2 drei p-Orbitale hat. Wenn der Wert von n zunimmt, besetzen die Elektronen p-Orbitale, die sich in großen Abständen vom Kern befinden und entlang der x-, y- und z-Achse gerichtet sind.

Für Elemente der zweiten Periode (n = 2) wird zuerst ein β-Orbital gefüllt und dann drei p-Orbitale. Elektronische Formel 1l: 1s 2 2s 1. Das Elektron ist schwächer an den Kern des Atoms gebunden, sodass das Lithiumatom es leicht abgeben kann (wie Sie sich wahrscheinlich erinnern, wird dieser Prozess Oxidation genannt) und sich in ein Li + -Ion verwandeln.

Im Berylliumatom Be 0 befindet sich das vierte Elektron ebenfalls im 2s-Orbital: 1s 2 2s 2 . Die beiden äußeren Elektronen des Berylliumatoms lösen sich leicht ab – Be 0 wird zum Be 2+ -Kation oxidiert.

Am Boratom besetzt das fünfte Elektron ein 2p-Orbital: 1s 2 2s 2 2p 1. Außerdem sind die Atome C, N, O, E mit 2p-Orbitalen gefüllt, die mit dem Edelgas Neon enden: 1s 2 2s 2 2p 6.

Für die Elemente der dritten Periode sind die Sv- bzw. Sp-Orbitale gefüllt. Fünf d-Orbitale der dritten Stufe bleiben frei:

Manchmal wird in Diagrammen, die die Verteilung von Elektronen in Atomen darstellen, nur die Anzahl der Elektronen auf jedem Energieniveau angegeben, dh sie schreiben die abgekürzten elektronischen Formeln von Atomen chemischer Elemente auf, im Gegensatz zu den oben angegebenen vollständigen elektronischen Formeln.

Bei Elementen mit großen Perioden (vierte und fünfte) besetzen die ersten beiden Elektronen das 4. bzw. 5. Orbital: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Beginnend mit dem dritten Element jeder großen Periode gehen die nächsten zehn Elektronen zu den vorherigen 3d- bzw. 4d-Orbitalen (für Elemente der sekundären Untergruppen): 23 V 2, 8 , 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Wenn die vorherige d-Unterebene gefüllt ist, beginnt sich in der Regel die äußere (4p- bzw. 5p) p-Unterebene zu füllen.

Bei Elementen mit großen Perioden - dem sechsten und dem unvollständigen siebten - werden elektronische Ebenen und Unterebenen in der Regel wie folgt mit Elektronen gefüllt: Die ersten beiden Elektronen gehen auf die äußere β-Unterebene: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; das nächste Elektron (für Na und Ac) zum vorherigen (p-Unterebene: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 und 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Dann gehen die nächsten 14 Elektronen auf das dritte Energieniveau von außen in die 4f- bzw. 5f-Orbitale für Lanthaniden und Aktiniden.

Dann beginnt sich die zweite äußere Energieebene (d-Unterebene) wieder aufzubauen: für Elemente sekundärer Untergruppen: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - und schließlich erst nach vollständiger Auffüllung der aktuellen Ebene mit zehn Elektronen wird die äußere p-Unterebene wieder aufgefüllt:

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

Sehr oft wird die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen dargestellt - sie schreiben die sogenannten grafischen elektronischen Formeln auf. Für diese Aufzeichnung wird die folgende Notation verwendet: Jede Quantenzelle wird durch eine Zelle bezeichnet, die einem Orbital entspricht; jedes Elektron ist durch einen der Richtung des Spins entsprechenden Pfeil gekennzeichnet. Beim Schreiben einer grafischen elektronischen Formel sollten zwei Regeln beachtet werden: das Pauli-Prinzip, nach dem es nicht mehr als zwei Elektronen in einer Zelle geben kann (Orbitale, aber mit antiparallelen Spins), und die Regel von F. Hund, nach der Elektronen besetzen freie Zellen (Orbitale), befinden sich darin, sie sind zuerst einzeln und haben gleichzeitig den gleichen Spinwert, und erst dann paaren sie sich, aber die Spins werden in diesem Fall nach dem Pauli-Prinzip bereits sein entgegengesetzt gerichtet.

Betrachten wir abschließend noch einmal die Abbildung der elektronischen Konfigurationen der Atome der Elemente über die Perioden des D. I. Mendeleev-Systems. Schemata der elektronischen Struktur von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).

In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht abgeschlossen - sie hat 2 Elektronen.

Wasserstoff und Helium sind s-Elemente; diese Atome haben ein mit Elektronen gefülltes s-Orbital.

Elemente der zweiten Periode

Für alle Elemente der zweiten Periode ist die erste Elektronenschicht gefüllt und die Elektronen füllen die e- und p-Orbitale der zweiten Elektronenschicht nach dem Prinzip der kleinsten Energie (zuerst s-, dann p) und den Regeln von Pauli und Hund (Tabelle 2).

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht fertig - sie hat 8 Elektronen.

Tabelle 2 Die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen von Elementen der zweiten Periode

Das Ende des Tisches. 2

Li, Be sind β-Elemente.

B, C, N, O, F, Ne sind p-Elemente, diese Atome haben mit Elektronen gefüllte p-Orbitale.

Elemente der dritten Periode

Für Atome von Elementen der dritten Periode sind die erste und die zweite Elektronenschicht vollständig, daher ist die dritte Elektronenschicht gefüllt, in der Elektronen die 3s-, 3p- und 3d-Unterniveaus besetzen können (Tabelle 3).

Tabelle 3 Die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen von Elementen der dritten Periode

Am Magnesiumatom wird ein 3s-Elektronenorbital vollendet. Na und Mg sind s-Elemente.

Es gibt 8 Elektronen in der äußeren Schicht (der dritten Elektronenschicht) im Argonatom. Als äußere Schicht ist es vollständig, aber insgesamt können in der dritten Elektronenschicht, wie Sie bereits wissen, 18 Elektronen sein, was bedeutet, dass die Elemente der dritten Periode unbesetzte 3d-Orbitale haben.

Alle Elemente von Al bis Ar sind p-Elemente. s- und p-Elemente bilden die wichtigsten Untergruppen im Periodensystem.

An den Kalium- und Calciumatomen erscheint eine vierte Elektronenschicht, und das 4s-Unterniveau ist gefüllt (Tabelle 4), da es eine niedrigere Energie als das 3d-Unterniveau hat. Um die grafischen elektronischen Formeln von Atomen der Elemente der vierten Periode zu vereinfachen: 1) Lassen Sie uns die grafische elektronische Formel von Argon bedingt wie folgt bezeichnen:
Ar;

2) Wir werden die Unterebenen, die für diese Atome nicht gefüllt sind, nicht darstellen.

Tabelle 4 Die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen der Elemente der vierten Periode

K, Ca - s-Elemente in den Hauptuntergruppen enthalten. Für Atome von Sc bis Zn ist die 3d-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind 3D-Elemente. Sie gehören zu den sekundären Nebengruppen, sie haben eine vorgefüllte äußere Elektronenschicht, sie werden als Übergangselemente bezeichnet.

Achten Sie auf die Struktur der Elektronenhüllen von Chrom- und Kupferatomen. Bei ihnen kommt es zu einem „Ausfall“ eines Elektrons von der 4n- in die 3d-Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen 3d 5 und 3d 10 erklärt wird:

Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht vollständig - alle 3s-, 3p- und 3d-Unterebenen sind darin ausgefüllt, insgesamt befinden sich 18 Elektronen darauf.

In den Elementen nach Zink wird die vierte Elektronenschicht, die 4p-Unterebene, weiterhin aufgefüllt: Elemente von Ga bis Kr sind p-Elemente.

Die äußere Schicht (vierte) des Kryptonatoms ist vollständig und hat 8 Elektronen. Aber gerade in der vierten Elektronenschicht können, wie Sie wissen, 32 Elektronen sein; die 4d- und 4f-Unterebenen des Kryptonatoms bleiben noch unbesetzt.

Die Elemente der fünften Periode füllen die Unterebenen in der folgenden Reihenfolge: 5s -> 4d -> 5p. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit dem "Ausfall" von Elektronen, in 41 Nb, 42 MO usw.

In der sechsten und siebten Periode erscheinen Elemente, das heißt Elemente, in denen die 4f- bzw. 5f-Unterebenen der dritten äußeren elektronischen Schicht gefüllt werden.

Die 4f-Elemente werden Lanthanide genannt.

5f-Elemente werden Actiniden genannt.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in den Atomen der Elemente der sechsten Periode: 55 Сs und 56 Ва - 6s-Elemente;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d Element; 58 Ce - 71 Lu - 4f-Elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d-Elemente; 81 Tl - 86 Rn - 6p-Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Füllung elektronischer Orbitale „verletzt“ ist, was beispielsweise mit einer größeren Energiestabilität von halb und vollständig gefüllten f-Unterebenen verbunden ist, also nf 7 und nf 14.

Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt wird, werden alle Elemente, wie Sie bereits verstanden haben, in vier elektronische Familien oder Blöcke eingeteilt (Abb. 7).

1) s-Elemente; die β-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; s-Elemente umfassen Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II;

2) p-Elemente; die p-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; p-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der III-VIII-Gruppen;

3) d-Elemente; die d-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; d-Elemente umfassen Elemente sekundärer Untergruppen der Gruppen I-VIII, d. h. Elemente interkalierter Jahrzehnte großer Perioden, die zwischen s- und p-Elementen liegen. Sie werden auch Übergangselemente genannt;

4) f-Elemente, die f-Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; dazu gehören Lanthanide und Aktinide.

1. Was würde passieren, wenn das Pauli-Prinzip nicht eingehalten würde?

2. Was würde passieren, wenn Hunds Regel nicht eingehalten würde?

3. Erstellen Sie Diagramme der elektronischen Struktur, elektronische Formeln und graphische elektronische Formeln von Atomen der folgenden chemischen Elemente: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Schreiben Sie die elektronische Formel für Element #110 unter Verwendung des Symbols für das entsprechende Edelgas.

5. Was ist der „Ausfall“ eines Elektrons? Geben Sie Beispiele für Elemente an, bei denen dieses Phänomen beobachtet wird, und schreiben Sie ihre elektronischen Formeln auf.

6. Wie wird die Zugehörigkeit eines chemischen Elements zu der einen oder anderen elektronischen Familie bestimmt?

7. Vergleichen Sie die elektronischen und graphischen elektronischen Formeln des Schwefelatoms. Welche zusätzlichen Informationen enthält die letzte Formel?