Selvitetään kuinka kirjoittaa kemiallisen alkuaineen elektroninen kaava. Tämä kysymys on tärkeä ja relevantti, koska se antaa käsityksen paitsi rakenteen, myös kyseisen atomin väitetyistä fysikaalisista ja kemiallisista ominaisuuksista.

Kokoonpanosäännöt

Kemiallisen alkuaineen graafisen ja elektronisen kaavan muodostamiseksi tarvitaan käsitys atomin rakenteen teoriasta. Aluksi atomissa on kaksi pääkomponenttia: ydin ja negatiiviset elektronit. Ydin sisältää neutroneja, joilla ei ole varausta, sekä protoneja, joilla on positiivinen varaus.

Väittelemällä kemiallisen alkuaineen elektronisen kaavan muodostamista ja määrittämistä, huomaamme, että protonien lukumäärän löytämiseksi ytimessä tarvitaan Mendelejevin jaksollinen järjestelmä.

Alkuaineen lukumäärä järjestyksessä vastaa protonien määrää sen ytimessä. Jakson lukumäärä, jossa atomi sijaitsee, kuvaa niiden energiakerrosten lukumäärää, joilla elektronit sijaitsevat.

Sähkövarauksettomien neutronien lukumäärän määrittämiseksi on tarpeen vähentää sen sarjanumero (protonien lukumäärä) elementin atomin suhteellisesta massasta.

Ohje

Ymmärtääksesi, kuinka kemiallisen alkuaineen elektroninen kaava muodostetaan, harkitse Klechkovskyn laatimaa sääntöä alitasojen täyttämisestä negatiivisilla hiukkasilla.

Riippuen vapaiden kiertoradojen vapaan energian määrästä laaditaan sarja, joka kuvaa tasojen elektronien täyttämisjärjestystä.

Jokainen orbitaali sisältää vain kaksi elektronia, jotka on järjestetty antirinnakkaisiksi spineiksi.

Elektronikuorten rakenteen ilmaisemiseksi käytetään graafisia kaavoja. Miltä kemiallisten alkuaineiden atomien elektroniset kaavat näyttävät? Kuinka tehdä graafisia vaihtoehtoja? Nämä kysymykset sisältyvät koulun kemian kurssille, joten käsittelemme niitä tarkemmin.

Graafisia kaavoja laadittaessa käytetään tiettyä matriisia (perustaa). S-orbitaalille on ominaista vain yksi kvanttikenno, jossa kaksi elektronia sijaitsee vastakkain. Ne on merkitty graafisesti nuolilla. P-orbitaalille on kuvattu kolme kennoa, joista jokainen sisältää myös kaksi elektronia, kymmenen elektronia sijaitsee d-orbitaalilla ja f on täytetty neljällätoista elektronilla.

Esimerkkejä sähköisten kaavojen laatimisesta

Jatketaan keskustelua kemiallisen alkuaineen elektronisen kaavan muodostamisesta. Esimerkiksi elementille mangaani on tehtävä graafinen ja elektroninen kaava. Ensin määritämme tämän elementin sijainnin jaksollisessa järjestelmässä. Sen atominumero on 25, joten atomissa on 25 elektronia. Mangaani on neljännen jakson elementti, joten sillä on neljä energiatasoa.

Kuinka kirjoittaa kemiallisen alkuaineen elektroninen kaava? Kirjoitamme muistiin elementin etumerkin sekä sen järjestysnumeron. Klechkovsky-säännön avulla jaamme elektronit energiatasoille ja alitasoille. Järjestämme ne peräkkäin ensimmäiselle, toiselle ja kolmannelle tasolle ja merkitsemme kaksi elektronia jokaiseen soluun.

Sitten summaamme ne ja saamme 20 kappaletta. Kolme tasoa on täysin täynnä elektroneja, ja vain viisi elektronia on jäljellä neljännellä. Ottaen huomioon, että jokaisella kiertoradalla on oma energiareservinsä, jaamme jäljellä olevat elektronit 4s- ja 3d-alatasoille. Tämän seurauksena mangaaniatomin valmiilla elektronigraafisella kaavalla on seuraava muoto:

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

Käytännön arvo

Elektronigraafisten kaavojen avulla näet selvästi vapaiden (parimattomien) elektronien määrän, jotka määräävät tietyn kemiallisen alkuaineen valenssin.

Tarjoamme yleisen toiminta-algoritmin, jonka avulla voit muodostaa sähköisiä graafisia kaavoja mistä tahansa jaksollisessa taulukossa sijaitsevista atomeista.

Ensimmäinen askel on määrittää elektronien lukumäärä jaksollisen taulukon avulla. Jakson numero ilmaisee energiatasojen lukumäärän.

Tiettyyn ryhmään kuuluminen liittyy ulkoisella energiatasolla olevien elektronien määrään. Tasot on jaettu alatasoihin, jotka on täytetty Klechkovsky-säännön mukaisesti.

Johtopäätös

Minkä tahansa jaksollisessa taulukossa sijaitsevan kemiallisen alkuaineen valenssiominaisuuksien määrittämiseksi on tarpeen laatia sen atomin elektronigraafinen kaava. Yllä annettu algoritmi antaa mahdollisuuden selviytyä tehtävästä, määrittää atomin mahdolliset kemialliset ja fysikaaliset ominaisuudet.

Se on kirjoitettu niin kutsuttujen elektronisten kaavojen muodossa. Elektronisissa kaavoissa kirjaimet s, p, d, f tarkoittavat elektronien energia-alatasoja; kirjaimien edessä olevat numerot osoittavat energiatason, jolla kyseinen elektroni sijaitsee, ja oikeassa yläkulmassa oleva indeksi on tämän alitason elektronien lukumäärä. Minkä tahansa alkuaineen atomin elektronisen kaavan muodostamiseksi riittää, että tietää tämän elementin numero jaksollisessa järjestelmässä ja täyttää perussäännökset, jotka ohjaavat elektronien jakautumista atomissa.

Atomin elektronikuoren rakenne voidaan kuvata myös elektronien järjestelynä energiakennoissa.

Rautaatomeille tällaisella kaaviolla on seuraava muoto:

Tämä kaavio näyttää selvästi Hundin säännön täytäntöönpanon. 3d-alatasolla solujen enimmäismäärä (neljä) on täytetty parittomilla elektroneilla. Kuva atomin elektronikuoren rakenteesta elektronisten kaavojen ja kaavioiden muodossa ei heijasta selkeästi elektronin aalto-ominaisuuksia.

Jaksolain sanamuoto sellaisena kuin se on muutettuna JOO. Mendelejev : yksinkertaisten kappaleiden ominaisuudet sekä alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet ovat jaksoittaisessa riippuvuudessa alkuaineiden atomipainojen suuruudesta.

Jaksottaisen lain nykyaikainen muotoilu: alkuaineiden ominaisuudet sekä niiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet ovat jaksoittaisessa riippuvuudessa niiden atomien ytimen varauksen suuruudesta.

Siten ytimen positiivinen varaus (eikä atomimassa) osoittautui tarkemmaksi argumentiksi, josta alkuaineiden ja niiden yhdisteiden ominaisuudet riippuvat.

Valenssi- on kemiallisten sidosten lukumäärä, jonka yksi atomi on sitoutunut toiseen.
Atomin valenssimahdollisuudet määräytyvät parittomien elektronien lukumäärän ja vapaiden atomiorbitaalien läsnäolosta ulkotasolla. Kemiallisten alkuaineiden atomien ulkoenergiatasojen rakenne määrää pääasiassa niiden atomien ominaisuudet. Siksi näitä tasoja kutsutaan valenssiksi. Näiden tasojen ja joskus esiulkoisten tasojen elektronit voivat osallistua kemiallisten sidosten muodostumiseen. Tällaisia ​​elektroneja kutsutaan myös valenssielektroneiksi.

Stökiometrinen valenssi kemiallinen alkuaine - on ekvivalenttien lukumäärä, jonka tietty atomi voi kiinnittää itseensä, tai on ekvivalenttien lukumäärä atomissa.

Ekvivalentit määräytyvät kiinnittyneiden tai substituoitujen vetyatomien lukumäärän perusteella, joten stökiömetrinen valenssi on yhtä suuri kuin vetyatomien lukumäärä, joiden kanssa tietty atomi on vuorovaikutuksessa. Mutta kaikki elementit eivät ole vuorovaikutuksessa vapaasti, mutta melkein kaikki on vuorovaikutuksessa hapen kanssa, joten stoikiometrinen valenssi voidaan määritellä kaksinkertaiseksi kiinnittyneiden happiatomien lukumääräksi.

Esimerkiksi rikin stoikiometrinen valenssi vetysulfidissa H2S on 2, oksidissa SO 2 - 4, oksidissa SO 3 -6.

Määritettäessä alkuaineen stökiömetristä valenssia binääriyhdisteen kaavan mukaan tulee noudattaa sääntöä: yhden alkuaineen kaikkien atomien kokonaisvalenssin on oltava yhtä suuri kuin toisen alkuaineen kaikkien atomien kokonaisvalenssi.

Hapetustila myös kuvaa aineen koostumusta ja on yhtä suuri kuin stoikiometrinen valenssi plusmerkillä (metallille tai molekyylin sähköpositiivisemmalle elementille) tai miinuksella.

1. Yksinkertaisissa aineissa alkuaineiden hapetusaste on nolla.

2. Fluorin hapetusaste kaikissa yhdisteissä on -1. Muilla halogeeneilla (kloori, bromi, jodi) metallien, vedyn ja muiden sähköpositiivisempien alkuaineiden hapetusaste on myös -1, mutta yhdisteissä, joissa on enemmän elektronegatiivisia alkuaineita, niillä on positiivinen hapetusaste.

3. Yhdisteiden hapen hapetusaste on -2; poikkeuksia ovat vetyperoksidi H 2 O 2 ja sen johdannaiset (Na 2 O 2, BaO 2 jne., joissa hapen hapetusaste on -1, sekä happifluoridi OF 2, jossa hapen hapetusaste on on +2.

4. Alkalisilla alkuaineilla (Li, Na, K jne.) ja jaksollisen järjestelmän toisen ryhmän pääalaryhmän alkuaineilla (Be, Mg, Ca jne.) on aina hapetusaste, joka on yhtä suuri kuin ryhmänumero, että on +1 ja +2, vastaavasti.

5. Kaikilla kolmannen ryhmän alkuaineilla, paitsi talliumilla, on vakio hapetusaste, joka on yhtä suuri kuin ryhmänumero, ts. +3.

6. Alkuaineen korkein hapetusaste on yhtä suuri kuin jaksollisen järjestelmän ryhmänumero, ja pienin on ero: ryhmänumero on 8. Esimerkiksi typen korkein hapetusaste (se sijaitsee viidennessä ryhmässä) on +5 (typpihapossa ja sen suoloissa) ja matalin on -3 (ammoniakissa ja ammoniumsuoloissa).

7. Yhdisteen alkuaineiden hapetusasteet kompensoivat toisiaan siten, että niiden summa molekyylin tai neutraalin kaavayksikön kaikkien atomien osalta on nolla ja ionilla sen varaus.

Näiden sääntöjen avulla voidaan määrittää yhdisteen alkuaineen tuntematon hapetusaste, jos muiden hapetustilat ovat tiedossa, sekä monialkuaineyhdisteiden formulointi.

Hapettumisaste (hapetusluku,) — ehdollinen apuarvo hapettumis-, pelkistys- ja redox-reaktioiden tallentamiseen.

konsepti hapetustila käytetään usein epäorgaanisessa kemiassa käsitteen sijaan valenssi. Atomin hapetusaste on yhtä suuri kuin atomille liitetyn sähkövarauksen numeerinen arvo, olettaen, että sidoksen suorittavat elektroniparit ovat täysin vinoutuneet kohti elektronegatiivisempia atomeja (eli perustuen oletukseen, että yhdiste koostuu vain ioneista).

Hapetusaste vastaa elektronien määrää, joka on lisättävä positiiviseen ioniin sen pelkistämiseksi neutraaliksi atomiksi tai otettava negatiivisesta ionista sen hapettamiseksi neutraaliksi atomiksi:

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

Alkuaineiden ominaisuudet, riippuen atomin elektronikuoren rakenteesta, muuttuvat jaksollisen järjestelmän jaksojen ja ryhmien mukaan. Koska elektroniset rakenteet useissa analogisissa elementeissä ovat vain samanlaisia, mutta eivät identtisiä, siirryttäessä ryhmän elementistä toiseen, niille ei havaita yksinkertaista ominaisuuksien toistoa, vaan niiden enemmän tai vähemmän selvästi ilmaistua säännöllistä muutosta.

Alkuaineen kemiallinen luonne määräytyy sen atomin kyvyn mukaan menettää tai saada elektroneja. Tämä kyky mitataan ionisaatioenergian ja elektronien affiniteetin arvoilla.

Ionisaatioenergia (Ei) on pienin energiamäärä, joka tarvitaan elektronin irtoamiseen ja täydelliseen poistamiseen kaasufaasissa olevasta atomista, kun T = 0

K siirtämättä kineettistä energiaa vapautuneelle elektronille atomin muuttuessa positiivisesti varautuneeksi ioniksi: E + Ei = E + + e-. Ionisaatioenergia on positiivinen arvo ja alhaisimmat arvot alkalimetalliatomeille ja korkeimmat jalokaasuatomeille.

Elektronien affiniteetti (Ee) on energia, joka vapautuu tai absorboituu, kun elektroni kiinnittyy kaasufaasissa olevaan atomiin, kun T = 0

K atomin muuttuessa negatiivisesti varautuneeksi ioniksi siirtämättä kineettistä energiaa hiukkaselle:

E + e- = E- + Ee.

Halogeeneilla, erityisesti fluorilla, on suurin elektroniaffiniteetti (Ee = -328 kJ/mol).

Ei:n ja Ee:n arvot ilmaistaan ​​kilojouleina per mol (kJ/mol) tai elektronivolteina atomia kohti (eV).

Sitoutuneen atomin kykyä siirtää kemiallisten sidosten elektroneja itseään kohti, mikä lisää elektronitiheyttä ympärillään on ns. elektronegatiivisuus.

Tämän käsitteen toi tieteeseen L. Pauling. Elektronegatiivisuusmerkitty symbolilla ÷ ja se kuvaa tietyn atomin taipumusta kiinnittää elektroneja, kun se muodostaa kemiallisen sidoksen.

R. Malikenin mukaan atomin elektronegatiivisuus arvioidaan puolella ionisaatioenergioiden ja vapaiden atomien elektroniaffiniteetin summasta h = (Ee + Ei)/2

Jaksoissa on yleinen taipumus ionisaatioenergian ja elektronegatiivisuuden lisääntymiseen atomiytimen varauksen kasvaessa; ryhmissä nämä arvot pienenevät elementin järjestysluvun kasvaessa.

On syytä korostaa, että elementille ei voida antaa elektronegatiivisuuden vakioarvoa, koska se riippuu monista tekijöistä, erityisesti elementin valenssitilasta, yhdistetyypistä, johon se joutuu, sekä viereisten atomien lukumäärästä ja tyypistä. .

Atomi- ja ionisäteet. Atomien ja ionien mitat määräytyvät elektronikuoren mittojen mukaan. Kvanttimekaanisten käsitteiden mukaan elektronikuorella ei ole tiukasti määriteltyjä rajoja. Siksi voimme ottaa vapaan atomin tai ionin säteen teoreettisesti laskettu etäisyys ytimestä ulompien elektronipilvien pääasiallisen maksimitiheyden sijaintiin. Tätä etäisyyttä kutsutaan kiertoradan säteeksi. Käytännössä käytetään yleensä yhdisteiden atomien ja ionien säteiden arvoja, jotka on laskettu kokeellisista tiedoista. Tässä tapauksessa erotetaan atomien kovalenttiset ja metalliset säteet.

Atomi- ja ionisäteiden riippuvuus alkuaineen atomin ytimen varauksesta ja on jaksollinen. Ajoina, kun atomiluku kasvaa, säteet pyrkivät pienenemään. Suurin lasku on tyypillistä pienten ajanjaksojen elementeille, koska ulompi elektroninen vaaka on täytetty niissä. Suurina ajanjaksoina d- ja f-elementtien perheissä tämä muutos on vähemmän terävä, koska elektronien täyttyminen niissä tapahtuu esiulkoisessa kerroksessa. Alaryhmissä samantyyppisten atomien ja ionien säteet yleensä kasvavat.

Elementtien jaksollinen järjestelmä on selkeä esimerkki elementtien ominaisuuksien erilaisen jaksollisuuden ilmentymisestä, joka havaitaan vaakasuunnassa (jaksossa vasemmalta oikealle), pystysuunnassa (ryhmässä esimerkiksi ylhäältä alas). ), vinottain, ts. jokin atomin ominaisuus kasvaa tai pienenee, mutta jaksollisuus säilyy.

Ajanjaksolla vasemmalta oikealle (→) alkuaineiden hapettavat ja ei-metalliset ominaisuudet lisääntyvät, kun taas pelkistävät ja metalliset ominaisuudet heikkenevät. Joten kaikista jakson 3 alkuaineista natrium on aktiivisin metalli ja vahvin pelkistävä aine, ja kloori on vahvin hapetin.

kemiallinen sidos- tämä on atomien yhteenliittymistä molekyylissä tai kidehilassa, joka johtuu atomien välisten sähköisten vetovoimavoimien vaikutuksesta.

Tämä on kaikkien elektronien ja kaikkien ytimien vuorovaikutus, mikä johtaa vakaan, moniatomisen järjestelmän (radikaali, molekyyli-ioni, molekyyli, kide) muodostumiseen.

Kemiallinen sidos tapahtuu valenssielektronien avulla. Nykyaikaisten käsitteiden mukaan kemiallinen sidos on luonteeltaan elektroninen, mutta se toteutetaan eri tavoin. Siksi kemiallisia sidoksia on kolme päätyyppiä: kovalenttinen, ioninen, metallinen Molekyylien välillä syntyy vetysidos, ja tapahtua van der Waalsin vuorovaikutus.

Kemiallisen sidoksen tärkeimmät ominaisuudet ovat:

- sidoksen pituus - on ytimien välinen etäisyys kemiallisesti sitoutuneiden atomien välillä.

Se riippuu vuorovaikutuksessa olevien atomien luonteesta ja sidoksen moninaisuudesta. Kertoimen kasvaessa sidoksen pituus pienenee ja sen seurauksena sen lujuus kasvaa;

- sidoskerroin - määräytyy kaksi atomia yhdistävien elektroniparien lukumäärän perusteella. Kun monikertaisuus kasvaa, sitoutumisenergia kasvaa;

- liitoskulma- kulma kuvitteellisten suorien viivojen välillä, jotka kulkevat kahden kemiallisesti toisiinsa yhteydessä olevan viereisen atomin ytimien läpi;

Sidontaenergia E CB - tämä on energia, joka vapautuu tämän sidoksen muodostumisen aikana ja kuluu sen katkaisemiseen, kJ / mol.

kovalenttisidos - Kemiallinen sidos, joka muodostuu jakamalla elektronipari kahden atomin kanssa.

Kemiallisen sidoksen selitys yhteisten elektroniparien ilmaantuessa atomien välille muodosti perustan valenssin spinteorialle, jonka työkaluna on valenssisidosmenetelmä (MVS) , jonka Lewis löysi vuonna 1916. Kemiallisen sidoksen ja molekyylien rakenteen kvanttimekaaniseen kuvaamiseen käytetään toista menetelmää - Molecular Orbital method (MMO) .

Valenssisidosmenetelmä

Kemiallisen sidoksen muodostumisen perusperiaatteet MVS:n mukaan:

1. Kemiallinen sidos muodostuu valenssista (pariutumattomista) elektroneista.

2. Elektronit, joissa on kahdelle eri atomille kuuluvia vastasuuntaisia ​​spinejä, yleistyvät.

3. Kemiallinen sidos muodostuu vain, jos kahden tai useamman atomin lähestyessä toisiaan järjestelmän kokonaisenergia pienenee.

4. Molekyyliin vaikuttavat päävoimat ovat sähköisiä, Coulombin alkuperää.

5. Mitä vahvempi yhteys, sitä enemmän vuorovaikutuksessa olevat elektronipilvet menevät päällekkäin.

Kovalenttisen sidoksen muodostumiseen on kaksi mekanismia:

vaihtomekanismi. Sidos muodostuu jakamalla kahden neutraalin atomin valenssielektroni. Jokainen atomi antaa yhden parittoman elektronin yhteiselle elektroniparille:

Riisi. 7. Vaihtomekanismi kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi: a- ei-polaarinen; b- napainen

Luovuttaja-akseptorimekanismi. Yksi atomi (luovuttaja) muodostaa elektroniparin ja toinen atomi (akseptori) tarjoaa tälle parille tyhjän kiertoradan.

liitännät, koulutettuja luovuttaja-akseptorimekanismin mukaan kuuluvat monimutkaiset yhdisteet

Riisi. 8. Kovalenttisen sidoksen muodostumisen luovuttaja-akseptorimekanismi

Kovalenttisella sidoksella on tiettyjä ominaisuuksia.

Kyllästyvyys - atomien ominaisuus muodostaa tiukasti määritelty määrä kovalenttisia sidoksia. Sidosten kyllästymisen vuoksi molekyyleillä on tietty koostumus.

Suunta - t . e. yhteys muodostuu elektronipilvien maksimaalisen limityksen suuntaan . Mitä tulee sidoksen muodostavien atomien keskuksia yhdistävään linjaan, ovat: σ ja π (kuvio 9): σ-sidos - muodostuu limittämällä AO vuorovaikutuksessa olevien atomien keskustat yhdistävää linjaa pitkin; π-sidos on sidos, joka muodostuu akselin suunnassa, joka on kohtisuorassa atomin ytimiä yhdistävään suoraa linjaa vastaan. Sidosen suunta määrää molekyylien avaruudellisen rakenteen eli niiden geometrisen muodon. hybridisaatio - se on joidenkin orbitaalien muodon muutos kovalenttisen sidoksen muodostumisessa, jotta saavutetaan tehokkaampi kiertoradan päällekkäisyys. Kemiallinen sidos, joka muodostuu hybridiorbitaalien elektronien osallistumisesta, on vahvempi kuin sidos, jossa on mukana ei-hybridi-s- ja p-orbitaalien elektroneja, koska päällekkäisyyksiä on enemmän. Hybridisaatiotyyppejä on seuraavat (kuva 10, taulukko 31): sp-hybridisaatio - yksi s-orbitaali ja yksi p-orbitaali muuttuvat kahdeksi identtiseksi "hybridi"-orbitaaliksi, joiden akselien välinen kulma on 180°. Molekyyleillä, joissa sp-hybridisaatio tapahtuu, on lineaarinen geometria (BeCl2).

sp 2 -hybridisaatio- yksi s-orbitaali ja kaksi p-orbitaalia muuttuvat kolmeksi identtiseksi "hybridi"-orbitaaliksi, joiden akselien välinen kulma on 120°. Molekyyleillä, joissa sp2-hybridisaatio suoritetaan, on tasainen geometria (BF3, AICI3).

sp 3-hybridisaatio- yksi s-orbitaali ja kolme p-orbitaalia muuttuvat neljäksi identtiseksi "hybridi"-orbitaaliksi, joiden akselien välinen kulma on 109 ° 28 ". Molekyyleillä, joissa sp 3 -hybridisaatio tapahtuu, on tetraedrinen geometria (CH 4 , NH3).

Riisi. 10. Valenssiorbitaalien hybridisaatiotyypit: a - sp-valenssiorbitaalien hybridisaatio; b - sp2- valenssiorbitaalien hybridisaatio; sisään - sp 3-valenssiorbitaalien hybridisaatio

Tehtävä kemiallisen alkuaineen elektronisen kaavan laatiminen ei ole helpoin.

Joten algoritmi elementtien elektronisten kaavojen kokoamiseksi on seuraava:

• Ensin kirjoitamme muistiin kemian merkin. elementti, jossa merkin alareunassa vasemmalla ilmoitamme sen sarjanumeron.
• Lisäksi jakson numerolla (josta alkuaine) määritetään energiatasojen lukumäärä ja vedetään kemiallisen alkuaineen merkin viereen sellainen määrä kaaria.
• Sitten ryhmänumeron mukaan kaaren alle kirjoitetaan elektronien lukumäärä ulkotasolla.
• Ensimmäisellä tasolla suurin mahdollinen on 2e, toisella se on jo 8, kolmannella - jopa 18. Alamme laittaa numeroita vastaavien kaarien alle.
• Toiseksi viimeisellä tasolla olevien elektronien lukumäärä on laskettava seuraavasti: elementin sarjanumerosta vähennetään jo kiinnittyneiden elektronien määrä.
• On vielä muutettava piirimme elektroniseksi kaavaksi:

Tässä on joidenkin kemiallisten alkuaineiden elektroniset kaavat:

• 1. Kirjoitamme kemiallisen alkuaineen ja sen sarjanumeron, joka osoittaa elektronien lukumäärän atomissa.
  2. Teemme kaavan. Tätä varten sinun on selvitettävä energiatasojen lukumäärä, perustetaan elementin jakson määrän määrittämiselle.
  3. Jaamme tasot alatasoiksi.

  Alla näet esimerkin kemiallisten alkuaineiden elektronisten kaavojen muodostamisesta oikein.

Sinun on laadittava kemiallisten alkuaineiden elektroniset kaavat tällä tavalla: sinun on katsottava alkuaineen numero jaksollisessa taulukossa, jotta saadaan selville kuinka monta elektronia siinä on. Sitten sinun on selvitettävä tasojen lukumäärä, joka on yhtä suuri kuin ajanjakso. Sitten alatasot kirjoitetaan ja täytetään:

Ensinnäkin sinun on määritettävä atomien lukumäärä jaksollisen taulukon mukaan.



Sähköisen kaavan laatimiseen tarvitset Mendelejevin jaksollisen järjestelmän. Etsi kemiallinen elementtisi sieltä ja katso ajanjaksoa - se on yhtä suuri kuin energiatasojen lukumäärä. Ryhmänumero vastaa numeerisesti viimeisen tason elektronien määrää. Elementin numero tulee olemaan kvantitatiivisesti yhtä suuri kuin sen elektronien lukumäärä.Sinun tulee myös selvästi tietää, että ensimmäisellä tasolla on enintään 2 elektronia, toisella 8 ja kolmannella 18.

Nämä ovat kohokohtia. Lisäksi Internetistä (mukaan lukien verkkosivustomme) löydät tietoa valmiista sähköisestä kaavasta jokaiselle elementille, jotta voit tarkistaa itse.

Kemiallisten alkuaineiden sähköisten kaavojen kokoaminen on erittäin monimutkainen prosessi, et tule toimeen ilman erityisiä taulukoita, ja sinun on käytettävä koko joukko kaavoja. Yhteenvetona sinun on suoritettava seuraavat vaiheet:

On tarpeen laatia kiertoratakaavio, jossa on käsitys elektronien erosta toisistaan. Orbitaalit ja elektronit on korostettu kaaviossa.

Elektronit täytetään tasoilla alhaalta ylöspäin ja niillä on useita alitasoja.

Joten ensin selvitetään tietyn atomin elektronien kokonaismäärä.

Täytämme kaavan tietyn järjestelmän mukaan ja kirjoitamme sen muistiin - tämä on sähköinen kaava.



Esimerkiksi typelle tämä kaava näyttää tältä, käsittelemme ensin elektroneja:



Ja kirjoita kaava ylös:



Ymmärtää kemiallisen alkuaineen elektronisen kaavan laatimisen periaate, sinun on ensin määritettävä elektronien kokonaismäärä atomissa jaksollisen taulukon numerolla. Sen jälkeen sinun on määritettävä energiatasojen lukumäärä ottamalla perustana sen ajanjakson numero, jolla elementti sijaitsee.

Sen jälkeen tasot jaetaan alitasoiksi, jotka täytetään elektroneilla vähiten energian periaatteen mukaisesti.

Voit tarkistaa päättelysi oikeellisuuden katsomalla esimerkiksi täältä.

Kokoamalla kemiallisen alkuaineen elektronisen kaavan saat selville, kuinka monta elektronia ja elektronikerrosta on tietyssä atomissa sekä missä järjestyksessä ne jakautuvat kerrosten kesken.

Aluksi määritämme elementin sarjanumeron jaksollisen taulukon mukaan, se vastaa elektronien lukumäärää. Elektronikerrosten lukumäärä ilmaisee jaksonumeron, ja elektronien lukumäärä atomin viimeisessä kerroksessa vastaa ryhmänumeroa.

• ensin täytetään s-alataso ja sitten p-, d-b f-alitasot;
• Klechkovsky-säännön mukaan elektronit täyttävät kiertoradat näiden kiertoradan energian kasvun järjestyksessä;
• Hundin säännön mukaan yhden alitason elektronit miehittävät vapaita kiertoradoja yksi kerrallaan ja muodostavat sitten pareja;
• Paulin periaatteen mukaan yhdellä kiertoradalla ei ole enempää kuin 2 elektronia.

• Kemiallisen alkuaineen elektronikaava näyttää kuinka monta elektronikerrosta ja kuinka monta elektronia atomi sisältää ja kuinka ne jakautuvat kerrosten kesken.

  Kemiallisen alkuaineen elektronisen kaavan laatimiseksi sinun on tutkittava jaksollista taulukkoa ja käytettävä tästä elementistä saatuja tietoja. Alkuaineen sarjanumero jaksollisessa taulukossa vastaa atomissa olevien elektronien määrää. Elektronikerrosten lukumäärä vastaa jaksonumeroa, elektronien lukumäärä viimeisessä elektronikerroksessa vastaa ryhmänumeroa.

  On muistettava, että ensimmäisessä kerroksessa on enintään 2 1s2 elektronia, toisessa - enintään 8 (kaksi s ja kuusi p: 2s2 2p6), kolmannessa - enintään 18 (kaksi s, kuusi p ja kymmenen d: 3s2 3p6 3d10).

  Esimerkiksi hiilen elektroninen kaava: C 1s2 2s2 2p2 (sarjanumero 6, jaksonumero 2, ryhmänumero 4).

  Natriumin elektroninen kaava: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (sarjanumero 11, jaksonumero 3, ryhmänumero 1).

  Tarkistaaksesi sähköisen kaavan kirjoittamisen oikeellisuuden, voit katsoa sivuston www.alhimikov.net.

  Kemiallisten alkuaineiden sähköisen kaavan laatiminen ensi silmäyksellä voi tuntua melko monimutkaiselta tehtävältä, mutta kaikki käy selväksi, jos noudatat seuraavaa järjestelmää:

  • kirjoita ensin orbitaalit
  • lisäämme orbitaalien eteen numerot, jotka osoittavat energiatason numeron. Älä unohda kaavaa elektronien enimmäismäärän määrittämiseksi energiatasolla: N=2n2

  Ja kuinka saada selville energiatasojen lukumäärä? Katsokaa vain jaksollista taulukkoa: tämä numero on yhtä suuri kuin sen jakson numero, jossa tämä elementti sijaitsee.

  • kiertoradan kuvakkeen yläpuolelle kirjoitamme numeron, joka ilmaisee tällä kiertoradalla olevien elektronien määrän.

  Esimerkiksi skandiumin sähköinen kaava näyttäisi tältä.

Algoritmi elementin elektronisen kaavan laatimiseksi:

1. Määritä elektronien lukumäärä atomissa käyttämällä kemiallisten elementtien jaksollista taulukkoa D.I. Mendelejev.

2. Määritä energiatasojen lukumäärä sen ajanjakson numerolla, jossa elementti sijaitsee; elektronien lukumäärä viimeisellä elektronitasolla vastaa ryhmänumeroa.

3. Jaa tasot alitasoiksi ja orbitaaleiksi ja täytä ne elektroneilla orbitaalien täyttösääntöjen mukaisesti:

On muistettava, että ensimmäisellä tasolla on enintään 2 elektronia. 1s2, toisella - enintään 8 (kaksi s ja kuusi R: 2s 2 2p 6), kolmannella - enintään 18 (kaksi s, kuusi s ja kymmenen d: 3s 2 3p 6 3p 10).

• Pääkvanttiluku n pitäisi olla minimaalinen.
• Täytetty ensin s- alatasoa siis p-, d-b f- alatasot.
• Elektronit täyttävät kiertoradat kiertoradan energian nousevassa järjestyksessä (Klechkovskyn sääntö).
• Alitasolla elektronit miehittävät ensin vapaat kiertoradat yksi kerrallaan ja vasta sen jälkeen muodostavat pareja (Hundin sääntö).
• Yhdellä kiertoradalla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia (Pauli-periaate).

Esimerkkejä.

1. Laadi typen elektroninen kaava. Typpi on jaksollisessa taulukossa numero 7.

2. Laadi argonin elektroninen kaava. Jaksotaulukossa argon on 18.

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

3. Laadi kromin elektroninen kaava. Jaksotaulukossa kromi on numero 24.

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

Sinkin energiakaavio.

4. Laadi sinkin elektroninen kaava. Jaksotaulukossa sinkki on numero 30.

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

Huomaa, että osa elektronista kaavaa, nimittäin 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, on argonin elektroninen kaava.

Sinkin elektroninen kaava voidaan esittää muodossa.

Sveitsiläinen fyysikko W. Pauli vuonna 1925 totesi, että atomissa yhdellä kiertoradalla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia, joilla on vastakkaiset (antiparalleeliset) spinit (käännetty englanniksi "karaksi"), eli joilla on sellaisia ​​ominaisuuksia, jotka voidaan ehdollisesti kuvasi itseään elektronin pyörimisenä sen kuvitteellisen akselin ympäri: myötä- tai vastapäivään. Tätä periaatetta kutsutaan Paulin periaatteeksi.

Jos kiertoradalla on yksi elektroni, sitä kutsutaan parittomaksi, jos niitä on kaksi, niin nämä ovat parillisia elektroneja, eli elektroneja, joilla on vastakkaiset spinit.

Kuvassa 5 on kaavio energiatasojen jakautumisesta alatasoihin.

S-orbitaali, kuten jo tiedät, on pallomainen. Vetyatomin elektroni (s = 1) sijaitsee tällä kiertoradalla ja on pariton. Siksi sen elektroninen kaava tai elektroninen konfiguraatio kirjoitetaan seuraavasti: 1s 1. Sähköisissä kaavoissa energiatason numero ilmoitetaan kirjaimen edessä olevalla numerolla (1 ...), alataso (kiertoratatyyppi) osoitetaan latinalaisella kirjaimella ja numero, joka on kirjoitettu oikeaan yläkulmaan. kirjain (eksponenttina) näyttää elektronien lukumäärän alitasolla.

Heliumatomille He, jolla on kaksi elektroniparia samassa s-orbitaalissa, tämä kaava on: 1s 2 .

Heliumatomin elektronikuori on täydellinen ja erittäin vakaa. Helium on jalokaasu.

Toisella energiatasolla (n = 2) on neljä orbitaalia: yksi s ja kolme p. Toisen tason s-orbitaalielektroneilla (2s-orbitaalit) on suurempi energia, koska ne ovat suuremmalla etäisyydellä ytimestä kuin 1s-orbitaalielektroneilla (n = 2).

Yleensä jokaista n:n arvoa kohden on yksi s-orbitaali, mutta siinä on vastaava määrä elektronienergiaa ja siten vastaavalla halkaisijalla, joka kasvaa n:n arvon kasvaessa.

R-orbitaali on käsipainon tai kahdeksashahmon muotoinen. Kaikki kolme p-orbitaalia sijaitsevat atomissa keskenään kohtisuorassa atomin ytimen läpi piirrettyjä tilakoordinaatteja pitkin. On jälleen korostettava, että jokaisella energiatasolla (elektronisella kerroksella), alkaen n = 2:sta, on kolme p-orbitaalia. Kun n:n arvo kasvaa, elektronit miehittävät p-orbitaalit, jotka sijaitsevat suurilla etäisyyksillä ytimestä ja jotka on suunnattu x-, y- ja z-akseleita pitkin.

Toisen jakson elementeille (n = 2) täytetään ensin yksi β-orbitaali ja sitten kolme p-orbitaalia. Elektroninen kaava 1l: 1s 2 2s 1. Elektroni on heikommin sidottu atomin ytimeen, joten litiumatomi voi helposti luovuttaa sen pois (kuten ilmeisesti muistat, tätä prosessia kutsutaan hapetukseksi), muuttuen Li + -ioniksi.

Berylliumatomissa Be 0 neljäs elektroni sijaitsee myös 2s-radalla: 1s 2 2s 2 . Berylliumatomin kaksi ulompaa elektronia irtoavat helposti - Be 0 hapettuu Be 2+ -kationiksi.

Booriatomissa viides elektroni on 2p:n kiertoradalla: 1s 2 2s 2 2p 1. Lisäksi atomit C, N, O, E on täytetty 2p kiertoradalla, joka päättyy jalokaasuneoniin: 1s 2 2s 2 2p 6.

Kolmannen jakson elementtien osalta Sv- ja Sp-orbitaalit täytetään vastaavasti. Viisi kolmannen tason d-orbitaalia pysyy vapaina:

Joskus kaavioissa, jotka kuvaavat elektronien jakautumista atomeissa, ilmoitetaan vain elektronien lukumäärä kullakin energiatasolla, toisin sanoen ne kirjoittavat kemiallisten alkuaineiden atomien lyhennetyt elektroniset kaavat, toisin kuin edellä esitetyt täydelliset elektroniset kaavat.

Suuren ajanjakson elementeillä (neljäs ja viides) kaksi ensimmäistä elektronia miehittää 4. ja 5. kiertoradan, vastaavasti: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Kunkin suuren jakson kolmannesta elementistä alkaen seuraavat kymmenen elektronia siirtyvät edelliselle 3d- ja 4d-radalle (sekundaaristen alaryhmien elementeille): 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. Yleensä kun edellinen d-alataso täyttyy, ulompi (vastaavasti 4p- ja 5p) p-alataso alkaa täyttyä.

Suurten ajanjaksojen elementeillä - kuudes ja epätäydellinen seitsemäs - elektroniset tasot ja alatasot täytetään elektroneilla pääsääntöisesti seuraavasti: kaksi ensimmäistä elektronia menevät ulommalle β-alatasolle: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87 gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; seuraava yksi elektroni (Na:lle ja Ac:lle) edelliseen (p-alataso: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 ja 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Sitten seuraavat 14 elektronia siirtyvät ulkopuolelta kolmannelle energiatasolle 4f- ja 5f-kiertoradalla, vastaavasti, lantanideille ja aktinideille.

Sitten toinen ulkopuolinen energiataso (d-alataso) alkaa jälleen muodostua: toissijaisten alaryhmien elementeille: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - ja lopuksi vasta sen jälkeen, kun nykyinen taso on täytetty kokonaan kymmenellä elektronilla, ulompi p-alitaso täyttyy uudelleen:

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

Hyvin usein atomien elektronikuorten rakennetta kuvataan käyttämällä energiaa tai kvanttisoluja - ne kirjoittavat niin sanottuja graafisia elektronisia kaavoja. Tässä tietueessa käytetään seuraavaa merkintää: jokainen kvanttisolu on merkitty solulla, joka vastaa yhtä kiertorataa; jokainen elektroni on merkitty spinin suuntaa vastaavalla nuolella. Graafista elektronikaavaa kirjoitettaessa tulee muistaa kaksi sääntöä: Paulin periaate, jonka mukaan solussa voi olla korkeintaan kaksi elektronia (orbitaalit, mutta antirinnakkaisspineillä) ja F. Hundin sääntö, jonka mukaan elektroneja miehittää vapaita soluja (orbitaaleja), sijaitsevat ne ovat ensin yksi kerrallaan ja samalla spin-arvo on sama, ja vasta sitten ne pariutuvat, mutta spinit tässä tapauksessa Paulin periaatteen mukaan ovat jo vastakkaiseen suuntaan.

Tarkastellaan lopuksi vielä kerran alkuaineiden atomien elektronisten konfiguraatioiden kartoittamista D. I. Mendeleevin järjestelmän ajanjaksojen aikana. Kaaviot atomien elektronisesta rakenteesta osoittavat elektronien jakautumisen elektronikerrosten (energiatasojen) yli.

Heliumatomissa ensimmäinen elektronikerros on valmis - siinä on 2 elektronia.

Vety ja helium ovat s-alkuaineita; näiden atomien s-orbitaali on täynnä elektroneja.

Toisen jakson elementtejä

Kaikille toisen jakson elementeille ensimmäinen elektronikerros täytetään ja elektronit täyttävät toisen elektronikerroksen e- ja p-orbitaalit pienimmän energian periaatteen (ensin s- ja sitten p) ja sääntöjen mukaisesti. Paulin ja Hundin (taulukko 2).

Neonatomissa toinen elektronikerros on valmis - siinä on 8 elektronia.

Taulukko 2 Toisen jakson alkuaineiden atomien elektronikuorten rakenne

Pöydän loppu. 2

Li, Be ovat β-elementtejä.

B, C, N, O, F, Ne ovat p-alkuaineita; näiden atomien p-orbitaalit ovat täynnä elektroneja.

Kolmannen jakson elementtejä

Kolmannen jakson alkuaineiden atomeille ensimmäinen ja toinen elektronikerros ovat valmiit, joten kolmas elektronikerros täyttyy, jossa elektronit voivat miehittää 3s-, 3p- ja 3d-alatasot (taulukko 3).

Taulukko 3 Kolmannen periodin alkuaineiden atomien elektronikuorten rakenne

3s-elektronin kiertorata valmistuu magnesiumatomissa. Na ja Mg ovat s-alkuaineita.

Argonatomin ulkokerroksessa (kolmas elektronikerros) on 8 elektronia. Ulkokerroksena se on täydellinen, mutta yhteensä kolmannessa elektronikerroksessa, kuten jo tiedät, voi olla 18 elektronia, mikä tarkoittaa, että kolmannen jakson elementeillä on täyttämättömät 3d-kiertoradat.

Kaikki alkiot Al:sta Ar:iin ovat p-elementtejä. s- ja p-elementit muodostavat jaksollisen järjestelmän pääalaryhmät.

Neljäs elektronikerros ilmestyy kalium- ja kalsiumatomiin, ja 4s-alataso täyttyy (taulukko 4), koska sen energia on pienempi kuin 3d-alatasolla. Neljännen jakson alkuaineiden atomien graafisten elektronisten kaavojen yksinkertaistamiseksi: 1) merkitsemme argonin ehdollisesti graafista elektronikaavaa seuraavasti:
Ar;

2) emme kuvaa alitasoja, joita ei ole täytetty näille atomeille.

Taulukko 4 Neljännen jakson alkuaineiden atomien elektronikuorten rakenne

K, Ca - s-alkiot sisältyvät pääalaryhmiin. Atomilla Sc:stä Zn:ään 3d-alitaso on täynnä elektroneja. Nämä ovat 3D-elementtejä. Ne sisältyvät toissijaisiin alaryhmiin, niiden esiulkoinen elektronikerros on täytetty, niitä kutsutaan siirtymäelementeiksi.

Kiinnitä huomiota kromi- ja kupariatomien elektronikuorten rakenteeseen. Niissä tapahtuu yhden elektronin "vika" 4n- alatasolta 3d, mikä selittyy tuloksena olevien elektronisten konfiguraatioiden 3d 5 ja 3d 10 suuremmalla energiastabiiliudella:

Sinkkiatomissa kolmas elektronikerros on valmis - kaikki 3s-, 3p- ja 3d-alatasot on täytetty siinä, yhteensä niissä on 18 elektronia.

Sinkkiä seuraavissa alkuaineissa neljäs elektronikerros, 4p-alitaso, täyttyy edelleen: Alkuaineet Ga:sta Kr:iin ovat p-alkuaineita.

Kryptonatomin ulkokerros (neljäs) on täydellinen ja siinä on 8 elektronia. Mutta juuri neljännessä elektronikerroksessa, kuten tiedätte, voi olla 32 elektronia; kryptonatomin alatasot 4d ja 4f ovat edelleen täyttämättömiä.

Viidennen jakson elementit täyttävät alatasot seuraavassa järjestyksessä: 5s-> 4d -> 5p. Ja on myös poikkeuksia, jotka liittyvät elektronien "vikaan" 41 Nb:ssä, 42 MO:ssa jne.

Kuudennessa ja seitsemännessä jaksossa esiintyy elementtejä, eli elementtejä, joissa kolmannen ulomman elektronisen kerroksen 4f ja 5f alatasot täytetään vastaavasti.

4f-elementtejä kutsutaan lantanideiksi.

5f-elementtejä kutsutaan aktinideiksi.

Elektronisten alatasojen täyttöjärjestys kuudennen jakson alkuaineiden atomeissa: 55 Сs ja 56 Ва - 6s-elementit;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elementti; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementtejä; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementit; 81 Tl - 86 Rn - 6p elementtejä. Mutta täälläkin on elementtejä, joissa elektronisten kiertoradojen täyttöjärjestystä "rikotaan", mikä liittyy esimerkiksi puolikkaan ja täysin täytettyjen f-alatasojen, eli nf 7 ja nf 14, suurempaan energiastabiilisuuteen.

Riippuen siitä, mikä atomin alataso täyttyy elektroneilla viimeksi, kaikki alkuaineet, kuten jo ymmärsit, jaetaan neljään elektroniperheeseen tai -lohkoon (kuva 7).

1) s-elementit; atomin ulkotason β-alataso on täynnä elektroneja; s-alkuaineita ovat vety, helium ja ryhmien I ja II pääalaryhmien alkuaineet;

2) p-elementit; atomin ulkotason p-alataso on täynnä elektroneja; p-elementit sisältävät elementtejä III-VIII-ryhmien pääalaryhmistä;

3) d-elementit; atomin esiulkoisen tason d-alataso on täynnä elektroneja; d-elementit sisältävät elementtejä ryhmien I-VIII toissijaisista alaryhmistä, eli s- ja p-elementtien välissä sijaitsevien suurten ajanjaksojen vuosikymmenien elementtejä. Niitä kutsutaan myös siirtymäelementeiksi;

4) f-elementit, atomin kolmannen ulkotason f-alataso on täynnä elektroneja; näitä ovat lantanidit ja aktinidit.

1. Mitä tapahtuisi, jos Paulin periaatetta ei kunnioiteta?

2. Mitä tapahtuisi, jos Hundin sääntöä ei kunnioiteta?

3. Tee kaavioita seuraavien kemiallisten alkuaineiden atomien elektronirakenteesta, elektronikaavoista ja graafisista elektronikaavoista: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Kirjoita elementin #110 elektroninen kaava käyttämällä sopivan jalokaasun symbolia.

5. Mikä on elektronin "vika"? Anna esimerkkejä elementeistä, joissa tämä ilmiö havaitaan, kirjoita niiden elektroniset kaavat.

6. Miten määritetään kemiallisen alkuaineen kuuluminen johonkin elektroniikkaperheeseen?

7. Vertaa rikkiatomin elektronisia ja graafisia elektronisia kaavoja. Mitä lisätietoa viimeinen kaava sisältää?