Lokasi elektron pada kulit atau tingkat energi dicatat menggunakan rumus elektronik unsur kimia. Rumus atau konfigurasi elektronik membantu merepresentasikan struktur atom suatu unsur.

Struktur atom

Atom-atom dari semua unsur terdiri dari inti bermuatan positif dan elektron bermuatan negatif yang terletak di sekitar inti.

Elektron berada pada tingkat energi yang berbeda. Semakin jauh elektron dari inti, semakin banyak energi yang dimilikinya. Ukuran tingkat energi ditentukan oleh ukuran orbit atom atau awan orbital. Ini adalah ruang di mana elektron bergerak.

Beras. 1. Struktur umum atom.

Orbital dapat memiliki konfigurasi geometris yang berbeda:

• orbital s- bulat;
• orbital p-, d dan f- berbentuk halter, berbaring di bidang yang berbeda.

Pada tingkat energi pertama setiap atom, selalu ada orbital s dengan dua elektron (pengecualian adalah hidrogen). Mulai dari tingkat kedua, orbital s dan p berada pada tingkat yang sama.

Beras. 2. orbital s-, p-, d dan f.

Orbital ada terlepas dari lokasi elektron pada mereka dan dapat diisi atau kosong.

entri rumus

Konfigurasi elektron atom unsur kimia ditulis menurut prinsip-prinsip berikut:

• setiap tingkat energi sesuai dengan nomor seri, dilambangkan dengan angka Arab;
• nomor tersebut diikuti dengan huruf yang menunjukkan orbital;
• superscript ditulis di atas huruf, sesuai dengan jumlah elektron dalam orbital.

Contoh rekaman:

• kalsium -

  1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;

• oksigen -

  1s 2 2s 2 2p 4 ;

• karbon-

  1s 2 2s 2 2p2 .

Tabel periodik membantu menuliskan rumus elektronik. Jumlah tingkat energi sesuai dengan jumlah periode. Jumlah unsur menunjukkan muatan atom dan jumlah elektron. Nomor golongan menunjukkan jumlah elektron valensi di tingkat terluar.

Mari kita ambil Na sebagai contoh. Natrium berada di kelompok pertama, pada periode ketiga, di nomor 11. Ini berarti bahwa atom natrium memiliki inti bermuatan positif (mengandung 11 proton), di mana 11 elektron terletak pada tiga tingkat energi. Ada satu elektron di tingkat terluar.

Ingatlah bahwa tingkat energi pertama berisi orbital s dengan dua elektron, dan tingkat energi kedua berisi orbital s- dan p. Tetap mengisi level dan mendapatkan catatan lengkap:

11 Na) 2) 8) 1 atau 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Untuk kenyamanan, tabel khusus rumus elektronik elemen telah dibuat. Dalam tabel periodik panjang, rumus juga ditunjukkan di setiap sel unsur.

Beras. 3. Tabel rumus elektronik.

Untuk singkatnya, elemen ditulis dalam tanda kurung siku, rumus elektronik yang bertepatan dengan awal rumus elemen. Misalnya, rumus elektronik magnesium adalah 3s 2, neon adalah 1s 2 2s 2 2p 6. Oleh karena itu, rumus lengkap untuk magnesium adalah 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 . 4.6. Total peringkat yang diterima: 195.

Gambar bersyarat dari distribusi elektron di awan elektron berdasarkan level, sublevel, dan orbital disebut rumus elektron atom.

Aturan berdasarkan|berdasarkan| yang | yang | make up | serahkan | rumus elektronik

1. Prinsip energi minimum: semakin sedikit energi yang dimiliki sistem, semakin stabil.

2. Aturan Klechkovsky: distribusi elektron di atas level dan sublevel awan elektron terjadi dalam urutan menaik dari jumlah bilangan kuantum utama dan orbital (n + 1). Dalam hal persamaan nilai (n+1), sublevel yang memiliki nilai n lebih kecil diisi terlebih dahulu.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Nomor level n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 bilangan kuantum

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Seri Klechkovsky

1* - lihat tabel No. 2.

3. Aturan Hund: ketika orbital dari satu sublevel terisi, tingkat energi terendah sesuai dengan penempatan elektron dengan spin paralel.

Menyusun|Mengirim| rumus elektronik

Baris potensial: 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Seri Klechkovsky

Mengisi urutan Electroni 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Rumus elektronik

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Keinformatifan rumus elektronik

1. Posisi unsur dalam periodik|periodik| sistem.

2. Kemungkinan derajat| oksidasi unsur.

3. Sifat kimia unsur.

4. Komposisi|gudang| dan sifat koneksi elemen.

Posisi unsur dalam periodik|Berkala|Sistem D.I. Mendeleev:

sebuah) nomor periode, di mana elemen berada, sesuai dengan jumlah level di mana elektron berada;

b) nomor grup, yang dimiliki elemen ini, sama dengan jumlah elektron valensi. Elektron valensi untuk atom unsur s- dan p adalah elektron tingkat terluar; untuk elemen d, ini adalah elektron dari level terluar dan sublevel yang tidak terisi dari level sebelumnya.

di) keluarga elektronik ditentukan oleh simbol sublevel tempat elektron terakhir masuk (s-, p-, d-, f-).

G) subgrup ditentukan oleh milik keluarga elektronik: s - dan p - elemen menempati subkelompok utama, dan d - elemen - sekunder, f - elemen menempati bagian terpisah di bagian bawah sistem periodik (aktinida dan lantanida).

2. Kemungkinan derajat| oksidasi unsur.

Keadaan oksidasi adalah muatan yang diperoleh atom ketika memberikan atau memperoleh elektron.

Atom yang menyumbangkan elektron memperoleh muatan positif, yang sama dengan jumlah elektron yang disumbangkan (muatan elektron (-1)

Z E 0 – ne Z E + n

Atom yang menyumbangkan elektron menjadi kation(ion bermuatan positif). Proses pelepasan elektron dari atom disebut proses ionisasi. Energi yang diperlukan untuk melakukan proses ini disebut energi ionisasi ( Eion, eB).

Yang pertama terpisah dari atom adalah elektron dari tingkat terluar, yang tidak memiliki pasangan di orbital - tidak berpasangan. Di hadapan orbital bebas dalam tingkat yang sama, di bawah aksi energi eksternal, elektron yang membentuk pasangan pada tingkat ini tidak berpasangan, dan kemudian dipisahkan bersama-sama. Proses penurunan, yang terjadi sebagai akibat dari penyerapan sebagian energi oleh salah satu elektron dari pasangan dan transisinya ke sublevel tertinggi, disebut proses gairah.

Jumlah elektron terbesar yang dapat disumbangkan atom sama dengan jumlah elektron valensi dan sesuai dengan jumlah golongan tempat unsur tersebut berada. Muatan yang diperoleh atom setelah kehilangan semua elektron valensinya disebut tingkat oksidasi tertinggi atom.

Setelah rilis|pemberhentian| tingkat valensi eksternal menjadi|menjadi| tingkat mana|apa| valensi sebelumnya. Ini adalah level yang terisi penuh dengan elektron, dan karena itu | dan karena itu | tahan energi.

Atom unsur yang memiliki 4 hingga 7 elektron pada tingkat eksternal mencapai keadaan stabil secara energi tidak hanya dengan melepaskan elektron, tetapi juga dengan menambahkannya. Akibatnya, level (.ns 2 p 6) terbentuk - keadaan gas inert yang stabil.

Sebuah atom yang telah mengikat elektron memperoleh negatifderajatoksidasi- muatan negatif, yang sama dengan jumlah elektron yang diterima.

Z E 0 + ne Z E - n

Jumlah elektron yang dapat dilampirkan atom sama dengan jumlah (8 –N|), di mana N adalah nomor golongan di mana|apa| unsur tersebut berada (atau jumlah elektron valensi).

Proses pengikatan elektron pada suatu atom disertai dengan pelepasan energi, yang disebut c afinitas terhadap elektron (Esrodship,eV).

Komposisi atom.

Sebuah atom terdiri dari inti atom dan kulit elektron.

Inti atom terdiri dari proton ( p+) dan neutron ( n 0). Kebanyakan atom hidrogen memiliki inti proton tunggal.

Jumlah proton N(p+) sama dengan muatan inti ( Z) dan nomor urut unsur dalam deret alami unsur (dan dalam sistem periodik unsur).

N(p +) = Z

Jumlah dari jumlah neutron N(n 0), dilambangkan hanya dengan huruf N, dan jumlah proton Z ditelepon nomor massa dan ditandai dengan huruf TETAPI.

A = Z + N

Kulit elektron atom terdiri dari elektron yang bergerak mengelilingi inti ( e -).

Jumlah elektron N(e-) pada kulit elektron atom netral sama dengan jumlah proton Z pada intinya.

Massa proton kira-kira sama dengan massa neutron dan 1840 kali massa elektron, sehingga massa atom praktis sama dengan massa inti.

Bentuk atom adalah bulat. Jari-jari inti sekitar 100.000 kali lebih kecil dari jari-jari atom.

unsur kimia- jenis atom (kumpulan atom) dengan muatan inti yang sama (dengan jumlah proton yang sama dalam nukleus).

Isotop- satu set atom dari satu unsur dengan jumlah neutron yang sama dalam nukleus (atau jenis atom dengan jumlah proton yang sama dan jumlah neutron yang sama dalam nukleus).

Isotop yang berbeda berbeda satu sama lain dalam jumlah neutron dalam inti atomnya.

Penunjukan atom tunggal atau isotop: (E - simbol elemen), misalnya: .

Struktur kulit elektron atom

orbital atom adalah keadaan elektron dalam atom. Simbol orbit - . Setiap orbital sesuai dengan awan elektron.

Orbital atom nyata dalam keadaan dasar (tidak tereksitasi) terdiri dari empat jenis: s, p, d dan f.

awan elektronik- bagian ruang di mana elektron dapat ditemukan dengan probabilitas 90 (atau lebih) persen.

Catatan: terkadang konsep "orbital atom" dan "awan elektron" tidak dibedakan, menyebut keduanya "orbital atom".

Kulit elektron suatu atom berlapis-lapis. Lapisan elektronik dibentuk oleh awan elektron dengan ukuran yang sama. Orbital dari satu lapisan terbentuk tingkat elektronik ("energi"), energinya sama untuk atom hidrogen, tetapi berbeda untuk atom lain.

Orbital dari tingkat yang sama dikelompokkan menjadi elektronik (energi) sublevel:
s- sublevel (terdiri dari satu s-orbital), simbol - .
p sublevel (terdiri dari tiga p
d sublevel (terdiri dari lima d-orbital), simbol - .
f sublevel (terdiri dari tujuh f-orbital), simbol - .

Energi orbital dari sublevel yang sama adalah sama.

Saat menunjuk sublevel, jumlah lapisan (level elektronik) ditambahkan ke simbol sublevel, misalnya: 2 s, 3p, 5d cara s- sublevel dari tingkat kedua, p- sublevel dari tingkat ketiga, d- sublevel dari tingkat kelima.

Jumlah total sublevel dalam satu level sama dengan jumlah level n. Jumlah orbital dalam satu tingkat adalah n 2. Dengan demikian, jumlah total awan dalam satu lapisan juga n 2 .

Sebutan: - orbital bebas (tanpa elektron), - orbital dengan elektron tidak berpasangan, - orbital dengan pasangan elektron (dengan dua elektron).

Urutan elektron mengisi orbital atom ditentukan oleh tiga hukum alam (formulasi diberikan dengan cara yang disederhanakan):

1. Prinsip energi terkecil - elektron mengisi orbital sesuai dengan peningkatan energi orbital.

2. Prinsip Pauli - tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu orbital.

3. Aturan Hund - di dalam sublevel, elektron pertama-tama mengisi orbital bebas (satu per satu), dan baru setelah itu mereka membentuk pasangan elektron.

Jumlah total elektron di tingkat elektronik (atau di lapisan elektronik) adalah 2 n 2 .

Distribusi sublevel berdasarkan energi dinyatakan berikutnya (dalam urutan peningkatan energi):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Secara visual, urutan ini dinyatakan oleh diagram energi:

Distribusi elektron atom berdasarkan level, sublevel dan orbital (konfigurasi elektron atom) dapat digambarkan dalam bentuk rumus elektronik, diagram energi, atau, lebih sederhana, dalam bentuk diagram lapisan elektron (" diagram elektronik").

Contoh struktur elektron atom:

Elektron valensi- elektron suatu atom yang dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Untuk setiap atom, ini semua adalah elektron terluar ditambah elektron pra-luar yang energinya lebih besar daripada elektron terluar. Contoh: atom Ca memiliki 4 elektron terluar s 2, mereka juga valensi; atom Fe memiliki elektron eksternal - 4 s 2 tapi dia punya 3 d 6, maka atom besi memiliki 8 elektron valensi. Rumus elektron valensi atom kalsium adalah 4 s 2, dan atom besi - 4 s 2 3d 6 .

Sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev
(sistem alami unsur kimia)

Hukum periodik unsur kimia(formulasi modern): sifat-sifat unsur kimia, serta zat sederhana dan kompleks yang dibentuk olehnya, secara berkala bergantung pada nilai muatan dari inti atom.

Sistem periodik- ekspresi grafis dari hukum periodik.

Rentang alami elemen kimia- sejumlah elemen kimia, dibangun sesuai dengan peningkatan jumlah proton dalam inti atomnya, atau, yang sama, sesuai dengan peningkatan muatan inti atom ini. Nomor seri suatu elemen dalam seri ini sama dengan jumlah proton dalam inti atom apa pun dari elemen ini.

Tabel unsur kimia dibuat dengan "memotong" rangkaian alami unsur kimia menjadi periode(baris horizontal tabel) dan pengelompokan (kolom vertikal tabel) elemen dengan struktur elektron atom yang serupa.

Bergantung pada bagaimana elemen digabungkan ke dalam grup, sebuah tabel dapat menjadi periode panjang(elemen dengan jumlah dan jenis elektron valensi yang sama dikumpulkan dalam kelompok) dan jangka pendek(elemen dengan jumlah elektron valensi yang sama dikumpulkan dalam kelompok).

Kelompok tabel periode pendek dibagi menjadi subkelompok ( utama dan efek samping), bertepatan dengan kelompok tabel periode panjang.

Semua atom unsur pada periode yang sama memiliki jumlah lapisan elektron yang sama, sama dengan jumlah periode.

Jumlah unsur pada periode: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sebagian besar unsur periode kedelapan diperoleh secara artifisial, unsur terakhir periode ini belum disintesis. Semua periode kecuali yang pertama dimulai dengan unsur pembentuk logam alkali (Li, Na, K, dll.) dan diakhiri dengan unsur pembentuk gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, dll.).

Dalam tabel periode pendek - delapan kelompok, yang masing-masing dibagi menjadi dua subkelompok (utama dan sekunder), dalam tabel periode panjang - enam belas kelompok, yang diberi nomor romawi dengan huruf A atau B, misalnya: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grup IA dari tabel periode panjang sesuai dengan subgrup utama dari grup pertama tabel periode pendek; grup VIIB - subgrup sekunder dari grup ketujuh: sisanya - sama.

Sifat-sifat unsur kimia secara alami berubah dalam golongan dan periode.

Dalam periode (dengan meningkatnya nomor seri)

• muatan inti bertambah
• jumlah elektron terluar bertambah,
• jari-jari atom mengecil,
• kekuatan ikatan elektron dengan inti meningkat (energi ionisasi),
• elektronegativitas meningkat.
• sifat pengoksidasi zat sederhana ditingkatkan ("non-metalik"),
• sifat pereduksi zat sederhana ("metalik") melemah,
• melemahkan sifat dasar hidroksida dan oksida yang sesuai,
• karakter asam hidroksida dan oksida yang sesuai meningkat.

Dalam kelompok (dengan meningkatnya nomor seri)

• muatan inti bertambah
• jari-jari atom meningkat (hanya dalam kelompok-A),
• kekuatan ikatan antara elektron dan inti berkurang (energi ionisasi; hanya pada gugus A),
• keelektronegatifan berkurang (hanya pada gugus A),
• melemahkan sifat pengoksidasi zat sederhana ("non-metalik"; hanya dalam kelompok-A),
• sifat pereduksi zat sederhana ditingkatkan ("metalik"; hanya dalam kelompok-A),
• karakter dasar hidroksida dan oksida yang sesuai meningkat (hanya dalam kelompok A),
• sifat asam hidroksida dan oksida yang sesuai melemah (hanya dalam kelompok A),
• stabilitas senyawa hidrogen menurun (aktivitas reduksinya meningkat; hanya pada gugus A).

Tugas dan tes pada topik "Topik 9. "Struktur atom. Hukum periodik dan sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Hukum periodik - Hukum periodik dan struktur atom Grade 8–9
  Anda harus tahu: hukum pengisian orbital dengan elektron (prinsip energi terkecil, prinsip Pauli, aturan Hund), struktur sistem periodik unsur.

  Anda harus dapat: menentukan komposisi atom berdasarkan posisi unsur dalam sistem periodik, dan, sebaliknya, menemukan unsur dalam sistem periodik, mengetahui komposisinya; menggambarkan diagram struktur, konfigurasi elektron suatu atom, ion, dan sebaliknya menentukan posisi suatu unsur kimia dalam PSCE dari diagram dan konfigurasi elektronik; mengkarakterisasi unsur dan zat yang terbentuk menurut posisinya dalam PSCE; menentukan perubahan jari-jari atom, sifat-sifat unsur kimia dan zat yang terbentuk dalam satu periode dan satu subkelompok utama sistem periodik.

  Contoh 1 Tentukan jumlah orbital pada tingkat elektronik ketiga. Apa orbital ini?
  Untuk menentukan jumlah orbital, kita menggunakan rumus N orbital = n 2 , dimana n- nomor tingkat. N orbital = 3 2 = 9. Satu 3 s-, tiga 3 p- dan lima 3 d-orbital.

  Contoh 2 Tentukan atom unsur yang memiliki rumus elektron 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Untuk menentukan elemen mana, Anda perlu mengetahui nomor serinya, yang sama dengan jumlah total elektron dalam atom. Dalam hal ini: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ini adalah aluminium.

  Setelah memastikan bahwa semua yang Anda butuhkan telah dipelajari, lanjutkan ke tugas. Kami berharap Anda sukses.

  
  Literatur yang direkomendasikan:
  • O. S. Gabrielyan dan lainnya Kimia, kelas 11. M., Bustard, 2002;
  • G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Kimia 11 sel. M., Pendidikan, 2001.

Itu ditulis dalam bentuk yang disebut rumus elektronik. Dalam rumus elektronik, huruf s, p, d, f menunjukkan sublevel energi elektron; angka di depan huruf menunjukkan tingkat energi di mana elektron yang diberikan berada, dan indeks di kanan atas adalah jumlah elektron di sublevel ini. Untuk menyusun rumus elektron suatu atom unsur apa pun, cukup mengetahui jumlah unsur ini dalam sistem periodik dan memenuhi ketentuan dasar yang mengatur distribusi elektron dalam atom.

Struktur kulit elektron suatu atom juga dapat digambarkan dalam bentuk susunan elektron dalam sel energi.

Untuk atom besi, skema seperti itu memiliki bentuk berikut:

Diagram ini dengan jelas menunjukkan penerapan aturan Hund. Pada sublevel 3d, jumlah maksimum sel (empat) diisi dengan elektron yang tidak berpasangan. Gambar struktur kulit elektron dalam atom dalam bentuk rumus elektronik dan dalam bentuk diagram tidak secara jelas mencerminkan sifat gelombang elektron.

Kata-kata dari hukum periodik sebagaimana telah diubah YA. Mendeleev : sifat-sifat benda sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur, secara periodik bergantung pada besarnya berat atom unsur.

Rumusan modern dari Hukum Periodik: sifat-sifat unsur, serta bentuk dan sifat senyawanya, secara periodik bergantung pada muatan inti atomnya.

Dengan demikian, muatan positif inti (bukan massa atom) ternyata menjadi argumen yang lebih akurat di mana sifat-sifat unsur dan senyawanya bergantung.

Valensi- adalah jumlah ikatan kimia yang satu atom terikat dengan yang lain.
Kemungkinan valensi suatu atom ditentukan oleh jumlah elektron yang tidak berpasangan dan keberadaan orbital atom bebas pada tingkat terluar. Struktur tingkat energi luar atom unsur kimia terutama menentukan sifat-sifat atomnya. Oleh karena itu, tingkat ini disebut tingkat valensi. Elektron tingkat ini, dan kadang-kadang tingkat pra-eksternal, dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Elektron semacam itu juga disebut elektron valensi.

Valensi stoikiometri unsur kimia - adalah jumlah ekuivalen yang dapat dilampirkan atom tertentu ke dirinya sendiri, atau jumlah ekuivalen dalam atom.

Setara ditentukan oleh jumlah atom hidrogen yang terikat atau tersubstitusi, oleh karena itu, valensi stoikiometrik sama dengan jumlah atom hidrogen yang berinteraksi dengan atom ini. Tetapi tidak semua elemen berinteraksi secara bebas, tetapi hampir semuanya berinteraksi dengan oksigen, sehingga valensi stoikiometrik dapat didefinisikan sebagai dua kali jumlah atom oksigen yang terikat.

Misalnya, valensi stoikiometri belerang dalam hidrogen sulfida H 2 S adalah 2, dalam oksida SO 2 - 4, dalam oksida SO 3 -6.

Ketika menentukan valensi stoikiometri suatu unsur menurut rumus senyawa biner, seseorang harus dipandu oleh aturan: valensi total semua atom dari satu unsur harus sama dengan total valensi semua atom unsur lain.

Keadaan oksidasi juga mencirikan komposisi zat dan sama dengan valensi stoikiometrik dengan tanda tambah (untuk logam atau elemen yang lebih elektropositif dalam suatu molekul) atau minus.

1. Dalam zat sederhana, keadaan oksidasi unsur adalah nol.

2. Bilangan oksidasi fluor dalam semua senyawa adalah -1. Halogen yang tersisa (klorin, brom, yodium) dengan logam, hidrogen, dan unsur lain yang lebih elektropositif juga memiliki bilangan oksidasi -1, tetapi dalam senyawa dengan unsur yang lebih elektronegatif memiliki bilangan oksidasi positif.

3. Oksigen dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi -2; pengecualian adalah hidrogen peroksida H 2 O 2 dan turunannya (Na 2 O 2, BaO 2, dll., di mana oksigen memiliki keadaan oksidasi -1, serta oksigen fluorida OF 2, di mana keadaan oksidasi oksigen adalah +2.

4. Unsur-unsur basa (Li, Na, K, dll) dan unsur-unsur dari subkelompok utama dari golongan kedua Sistem Periodik (Be, Mg, Ca, dll.) selalu memiliki bilangan oksidasi yang sama dengan nomor golongannya, yaitu adalah, +1 dan +2, masing-masing .

5. Semua unsur golongan ketiga, kecuali talium, memiliki bilangan oksidasi yang tetap sama dengan nomor golongannya, yaitu +3.

6. Bilangan oksidasi tertinggi suatu unsur sama dengan nomor golongan sistem periodik, dan yang terendah adalah selisihnya: nomor golongan adalah 8. Misalnya, bilangan oksidasi nitrogen tertinggi (terletak pada golongan kelima) adalah +5 (dalam asam nitrat dan garamnya), dan yang terendah adalah -3 (dalam garam amonia dan amonium).

7. Tingkat oksidasi unsur-unsur dalam senyawa saling mengimbangi sehingga jumlah mereka untuk semua atom dalam molekul atau unit rumus netral adalah nol, dan untuk ion - muatannya.

Aturan-aturan ini dapat digunakan untuk menentukan keadaan oksidasi yang tidak diketahui dari suatu unsur dalam suatu senyawa, jika bilangan oksidasi sisanya diketahui, dan untuk merumuskan senyawa multi-elemen.

Derajat oksidasi (bilangan oksidasi,) — nilai bersyarat tambahan untuk merekam proses oksidasi, reduksi dan reaksi redoks.

konsep keadaan oksidasi sering digunakan dalam kimia anorganik daripada konsep valensi. Keadaan oksidasi atom sama dengan nilai numerik dari muatan listrik yang dikaitkan dengan atom, dengan asumsi bahwa pasangan elektron yang melakukan ikatan sepenuhnya bias terhadap atom yang lebih elektronegatif (yaitu, berdasarkan asumsi bahwa senyawa terdiri dari hanya ion).

Keadaan oksidasi sesuai dengan jumlah elektron yang harus ditambahkan ke ion positif untuk mereduksinya menjadi atom netral, atau diambil dari ion negatif untuk mengoksidasinya menjadi atom netral:

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

Sifat-sifat unsur, tergantung pada struktur kulit elektron atom, berubah sesuai dengan periode dan golongan sistem periodik. Karena struktur elektronik dalam sejumlah elemen analog hanya serupa, tetapi tidak identik, maka ketika berpindah dari satu elemen dalam satu kelompok ke elemen lain, tidak ada pengulangan sifat sederhana yang diamati untuk mereka, tetapi perubahan reguler mereka kurang lebih jelas.

Sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh kemampuan atomnya untuk melepaskan atau memperoleh elektron. Kemampuan ini diukur dengan nilai energi ionisasi dan afinitas elektron.

Energi ionisasi (Ei) adalah jumlah energi minimum yang diperlukan untuk pelepasan dan pelepasan elektron secara lengkap dari atom dalam fase gas pada T = 0

K tanpa mentransfer energi kinetik ke elektron yang dilepaskan dengan transformasi atom menjadi ion bermuatan positif: E + Ei = E + + e-. Energi ionisasi merupakan nilai positif dan memiliki nilai terendah untuk atom logam alkali dan tertinggi untuk atom gas mulia (inert).

Afinitas elektron (Ee) adalah energi yang dilepaskan atau diserap ketika elektron melekat pada atom dalam fase gas pada T = 0

K dengan transformasi atom menjadi ion bermuatan negatif tanpa mentransfer energi kinetik ke partikel:

E + e- = E- + Ee.

Halogen, terutama fluor, memiliki afinitas elektron maksimum (Ee = -328 kJ/mol).

Nilai Ei dan Ee dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol) atau dalam elektron volt per atom (eV).

Kemampuan atom terikat untuk memindahkan elektron ikatan kimia ke arah dirinya sendiri, meningkatkan kerapatan elektron di sekelilingnya disebut keelektronegatifan.

Konsep ini diperkenalkan ke dalam sains oleh L. Pauling. Keelektronegatifandilambangkan dengan simbol dan mencirikan kecenderungan atom tertentu untuk mengikat elektron ketika membentuk ikatan kimia.

Menurut R. Maliken, keelektronegatifan atom diperkirakan dengan setengah jumlah energi ionisasi dan afinitas elektron atom bebas h = (Ee + Ei)/2

Dalam periode, ada kecenderungan umum untuk peningkatan energi ionisasi dan keelektronegatifan dengan peningkatan muatan inti atom; dalam kelompok, nilai-nilai ini berkurang dengan peningkatan nomor urut elemen.

Harus ditekankan bahwa suatu unsur tidak dapat diberi nilai elektronegativitas yang konstan, karena ia bergantung pada banyak faktor, khususnya, pada keadaan valensi unsur, jenis senyawa yang dimasukinya, jumlah dan jenis atom tetangga. .

Jari-jari atom dan ionik. Dimensi atom dan ion ditentukan oleh dimensi kulit elektron. Menurut konsep mekanika kuantum, kulit elektron tidak memiliki batasan yang tegas. Oleh karena itu, untuk jari-jari atom atau ion bebas, kita dapat mengambil jarak yang dihitung secara teoritis dari inti ke posisi kerapatan maksimum utama awan elektron terluar. Jarak ini disebut jari-jari orbit. Dalam praktiknya, nilai jari-jari atom dan ion dalam senyawa, yang dihitung dari data eksperimen, biasanya digunakan. Dalam hal ini, jari-jari atom kovalen dan logam dibedakan.

Ketergantungan jari-jari atom dan ion pada muatan inti atom suatu unsur dan bersifat periodik. Dalam periode, dengan bertambahnya nomor atom, jari-jarinya cenderung berkurang. Penurunan terbesar adalah khas untuk elemen periode kecil, karena level elektronik terluar diisi di dalamnya. Dalam periode besar dalam keluarga elemen d dan f, perubahan ini kurang tajam, karena pengisian elektron di dalamnya terjadi di lapisan praeksternal. Dalam subkelompok, jari-jari atom dan ion dari jenis yang sama umumnya meningkat.

Sistem periodik unsur adalah contoh nyata dari manifestasi berbagai jenis periodisitas dalam sifat-sifat unsur, yang diamati secara horizontal (dalam satu periode dari kiri ke kanan), secara vertikal (dalam satu golongan, misalnya, dari atas ke bawah). ), secara diagonal, yaitu beberapa properti atom bertambah atau berkurang, tetapi periodisitasnya dipertahankan.

Pada periode dari kiri ke kanan (→), sifat oksidator dan nonlogam unsur bertambah, sedangkan sifat pereduksi dan logam berkurang. Jadi, dari semua unsur periode ke-3, natrium akan menjadi logam paling aktif dan reduktor terkuat, dan klorin akan menjadi oksidator terkuat.

ikatan kimia- ini adalah interkoneksi atom dalam molekul, atau kisi kristal, sebagai akibat dari aksi gaya tarik listrik antara atom.

Ini adalah interaksi semua elektron dan semua inti, yang mengarah pada pembentukan sistem poliatomik yang stabil (radikal, ion molekuler, molekul, kristal).

Ikatan kimia dilakukan oleh elektron valensi. Menurut konsep modern, ikatan kimia memiliki sifat elektronik, tetapi dilakukan dengan cara yang berbeda. Oleh karena itu, ada tiga jenis utama ikatan kimia: kovalen, ionik, metalik.Antara molekul muncul ikatan hidrogen, dan terjadi interaksi van der Waals.

Ciri-ciri utama ikatan kimia adalah:

- panjang ikatan - adalah jarak antar inti atom yang terikat secara kimia.

Itu tergantung pada sifat atom yang berinteraksi dan pada banyaknya ikatan. Dengan peningkatan multiplisitas, panjang ikatan berkurang, dan, akibatnya, kekuatannya meningkat;

- multiplisitas ikatan - ditentukan oleh jumlah pasangan elektron yang menghubungkan dua atom. Saat multiplisitas meningkat, energi ikat meningkat;

- sudut koneksi- sudut antara garis lurus imajiner yang melewati inti dua atom tetangga yang saling berhubungan secara kimia;

Energi ikat E CB - ini adalah energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan ini dan digunakan untuk memutuskannya, kJ / mol.

Ikatan kovalen - Ikatan kimia yang terbentuk dengan berbagi sepasang elektron dengan dua atom.

Penjelasan tentang ikatan kimia dengan munculnya pasangan elektron yang sama antara atom membentuk dasar teori spin valensi, yang alatnya adalah metode ikatan valensi (MVS) , ditemukan oleh Lewis pada tahun 1916. Untuk deskripsi mekanika kuantum dari ikatan kimia dan struktur molekul, metode lain digunakan - metode orbital molekul (MMO) .

Metode ikatan valensi

Prinsip dasar pembentukan ikatan kimia menurut MVS:

1. Ikatan kimia terbentuk karena elektron valensi (tidak berpasangan).

2. Elektron dengan spin antiparalel milik dua atom yang berbeda menjadi umum.

3. Ikatan kimia terbentuk hanya jika, ketika dua atau lebih atom saling mendekat, energi total sistem berkurang.

4. Gaya utama yang bekerja dalam molekul berasal dari listrik, Coulomb.

5. Semakin kuat koneksinya, semakin banyak awan elektron yang saling tumpang tindih.

Ada dua mekanisme pembentukan ikatan kovalen:

mekanisme pertukaran. Ikatan terbentuk dengan berbagi elektron valensi dari dua atom netral. Setiap atom memberikan satu elektron tidak berpasangan kepada pasangan elektron yang sama:

Beras. 7. Mekanisme pertukaran untuk pembentukan ikatan kovalen: sebuah- non-polar; b- kutub

Mekanisme donor-akseptor. Satu atom (donor) menyediakan pasangan elektron, dan atom lain (akseptor) menyediakan orbital kosong untuk pasangan ini.

koneksi, berpendidikan menurut mekanisme donor-akseptor, milik senyawa kompleks

Beras. 8. Mekanisme donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen

Ikatan kovalen memiliki sifat-sifat tertentu.

saturasi - sifat atom untuk membentuk sejumlah ikatan kovalen yang ditentukan secara ketat. Karena kejenuhan ikatan, molekul memiliki komposisi tertentu.

Orientasi - t . e. koneksi terbentuk ke arah tumpang tindih maksimum awan elektron . Sehubungan dengan garis yang menghubungkan pusat-pusat atom yang membentuk ikatan, ada: dan (Gbr. 9): ikatan- - dibentuk oleh tumpang tindih AO di sepanjang garis yang menghubungkan pusat-pusat atom yang berinteraksi; Ikatan adalah ikatan yang terjadi pada arah sumbu yang tegak lurus terhadap garis lurus yang menghubungkan inti atom. Orientasi ikatan menentukan struktur spasial molekul, yaitu bentuk geometrisnya. hibridisasi - itu adalah perubahan bentuk beberapa orbital dalam pembentukan ikatan kovalen untuk mencapai tumpang tindih orbital yang lebih efisien. Ikatan kimia yang terbentuk dengan partisipasi elektron orbital hibrid lebih kuat daripada ikatan dengan partisipasi elektron orbital s- dan p non-hibrida, karena lebih banyak tumpang tindih. Ada jenis hibridisasi berikut (Gbr. 10, Tabel 31): hibridisasi sp - satu orbital s dan satu orbital p berubah menjadi dua orbital "hibrida" yang identik, sudut antara sumbunya adalah 180°. Molekul di mana hibridisasi sp terjadi memiliki geometri linier (BeCl 2).

hibridisasi sp2- satu orbital s dan dua orbital p berubah menjadi tiga orbital "hibrida" yang identik, sudut antara sumbunya adalah 120°. Molekul di mana hibridisasi sp 2 dilakukan memiliki geometri datar (BF 3 , AlCl 3).

sp3-hibridisasi- satu s-orbital dan tiga orbital p berubah menjadi empat orbital "hibrida" yang identik, sudut antara sumbunya adalah 109 ° 28 ". Molekul di mana hibridisasi sp 3 terjadi memiliki geometri tetrahedral (CH 4 , NH3).

Beras. 10. Jenis hibridisasi orbital valensi: a - sp-hibridisasi orbital valensi; b - sp2- hibridisasi orbital valensi; di - sp 3 - hibridisasi orbital valensi

Algoritma untuk menyusun rumus elektronik suatu unsur:

1. Tentukan jumlah elektron dalam atom menggunakan Tabel Periodik Unsur Kimia D.I. Mendeleev.

2. Dengan jumlah periode di mana elemen berada, tentukan jumlah tingkat energi; jumlah elektron pada tingkat elektronik terakhir sesuai dengan nomor golongan.

3. Bagilah level menjadi sublevel dan orbital dan isi dengan elektron sesuai dengan aturan pengisian orbital:

Harus diingat bahwa tingkat pertama memiliki maksimal 2 elektron. 1s2, pada detik - maksimal 8 (dua s dan enam R: 2s 2 2p 6), pada yang ketiga - maksimal 18 (dua s, enam p, dan sepuluh d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Bilangan kuantum utama n harus minimal.
• Diisi dulu s- sublevel, maka p-, d-b f- sublevel.
• Elektron mengisi orbital dalam urutan menaik dari energi orbital (aturan Klechkovsky).
• Dalam sublevel, elektron pertama menempati orbital bebas satu per satu, dan hanya setelah itu mereka membentuk pasangan (aturan Hund).
• Tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu orbital (prinsip Pauli).

Contoh.

1. Susun rumus elektronik nitrogen. Nitrogen adalah nomor 7 pada tabel periodik.

2. Susun rumus elektronik argon. Dalam tabel periodik, argon berada di nomor 18.

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

3. Susun rumus elektronik kromium. Dalam tabel periodik, kromium adalah nomor 24.

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

Diagram energi seng.

4. Susun rumus elektronik seng. Dalam tabel periodik, seng adalah nomor 30.

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

Perhatikan bahwa bagian dari rumus elektronik, yaitu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 adalah rumus elektronik argon.

Rumus elektronik seng dapat direpresentasikan sebagai.