ელექტრონების მდებარეობა ენერგეტიკულ გარსებზე ან დონეებზე აღირიცხება ქიმიური ელემენტების ელექტრონული ფორმულების გამოყენებით. ელექტრონული ფორმულები ან კონფიგურაციები გვეხმარება ელემენტის ატომის სტრუქტურის წარმოდგენაში.

ატომის სტრუქტურა

ყველა ელემენტის ატომები შედგება დადებითად დამუხტული ბირთვისა და უარყოფითად დამუხტული ელექტრონებისგან, რომლებიც განლაგებულია ბირთვის გარშემო.

ელექტრონები სხვადასხვა ენერგეტიკულ დონეზე არიან. რაც უფრო შორს არის ელექტრონი ბირთვიდან, მით მეტი ენერგია აქვს მას. ენერგიის დონის ზომა განისაზღვრება ატომური ორბიტის ან ორბიტალური ღრუბლის ზომით. ეს არის სივრცე, რომელშიც ელექტრონი მოძრაობს.

ბრინჯი. 1. ატომის ზოგადი აგებულება.

ორბიტალებს შეიძლება ჰქონდეთ სხვადასხვა გეომეტრიული კონფიგურაცია:

• s-ორბიტალები- სფერული;
• p-, d და f-ორბიტალები- ჰანტელის ფორმის, სხვადასხვა სიბრტყეში წევს.

ნებისმიერი ატომის პირველ ენერგეტიკულ დონეზე ყოველთვის არის s-ორბიტალი ორი ელექტრონით (გამონაკლისი არის წყალბადი). მეორე დონიდან დაწყებული s- და p-ორბიტალები ერთ დონეზეა.

ბრინჯი. 2. s-, p-, d და f-ორბიტალები.

ორბიტალები არსებობს მათზე ელექტრონების მდებარეობის მიუხედავად და შეიძლება იყოს შევსებული ან ცარიელი.

ფორმულის შეყვანა

ქიმიური ელემენტების ატომების ელექტრონული კონფიგურაციები იწერება შემდეგი პრინციპების მიხედვით:

• თითოეული ენერგეტიკული დონე შეესაბამება სერიულ ნომერს, რომელიც აღინიშნება არაბული რიცხვით;
• რიცხვს მოსდევს ორბიტალის აღმნიშვნელი ასო;
• ასოს ზემოთ იწერება ზემოწერი, რომელიც შეესაბამება ორბიტალში ელექტრონების რაოდენობას.

ჩაწერის მაგალითები:

• კალციუმი -

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

• ჟანგბადი -

  1s 2 2s 2 2p 4;

• ნახშირბადის-

  1s 2 2s 2 2p 2.

პერიოდული ცხრილი გვეხმარება ელექტრონული ფორმულის ჩაწერაში. ენერგიის დონეების რაოდენობა შეესაბამება პერიოდის რაოდენობას. ელემენტის რაოდენობა მიუთითებს ატომის მუხტზე და ელექტრონების რაოდენობაზე. ჯგუფის ნომერი მიუთითებს რამდენი ვალენტური ელექტრონია გარე დონეზე.

მაგალითად ავიღოთ Na. ნატრიუმი პირველ ჯგუფშია, მესამე პერიოდში, მე-11 ადგილზე. ეს ნიშნავს, რომ ნატრიუმის ატომს აქვს დადებითად დამუხტული ბირთვი (შეიცავს 11 პროტონს), რომლის ირგვლივ 11 ელექტრონი მდებარეობს სამ ენერგეტიკულ დონეზე. გარე დონეზე არის ერთი ელექტრონი.

შეგახსენებთ, რომ პირველი ენერგეტიკული დონე შეიცავს s-ორბიტალს ორი ელექტრონით, ხოლო მეორე შეიცავს s- და p-ორბიტალებს. რჩება დონეების შევსება და სრული ჩანაწერის მიღება:

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

მოხერხებულობისთვის შეიქმნა ელემენტის ელექტრონული ფორმულების სპეციალური ცხრილები. გრძელ პერიოდულ ცხრილში ფორმულები ასევე მითითებულია ელემენტის თითოეულ უჯრედში.

ბრინჯი. 3. ელექტრონული ფორმულების ცხრილი.

მოკლედ, კვადრატული ფრჩხილები შეიცავს ელემენტებს, რომელთა ელექტრონული ფორმულა ემთხვევა ელემენტის ფორმულის დასაწყისს. მაგალითად, მაგნიუმის ელექტრონული ფორმულა არის 3s 2, ნეონის არის 1s 2 2s 2 2p 6. ამრიგად, მაგნიუმის სრული ფორმულა არის 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. სულ მიღებული შეფასებები: 195.

ელექტრონების ღრუბელში ელექტრონების განაწილების პირობითი გამოსახულება დონეების, ქვედონეების და ორბიტალების მიხედვით ე.წ. ატომის ელექტრონული ფორმულა.

წესები ეფუძნება|დაფუძნებული| რომელი | რომელი | შედგენა | ჩაბარება | ელექტრონული ფორმულები

1. მინიმალური ენერგიის პრინციპი: რაც ნაკლები ენერგია აქვს სისტემას, მით უფრო სტაბილურია ის.

2. კლეჩკოვსკის წესი: ელექტრონების განაწილება ელექტრონული ღრუბლის დონეებსა და ქვედონეებზე ხდება ძირითადი და ორბიტალური კვანტური რიცხვების ჯამის აღმავალი წესით (n + 1). მნიშვნელობების ტოლობის შემთხვევაში (n + 1), ჯერ ივსება ქვედონე, რომელსაც აქვს n-ის უფრო მცირე მნიშვნელობა.

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 დონის ნომერი n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 0 1 2 0 7 ან 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 კვანტური რიცხვი

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

კლეჩკოვსკის სერია

1* - იხილეთ ცხრილი No2.

3. ჰუნდის წესი: როდესაც ერთი ქვედონის ორბიტალები ივსება, ყველაზე დაბალი ენერგეტიკული დონე შეესაბამება ელექტრონების განთავსებას პარალელური სპინებით.

შედგენა|ჩაბარება| ელექტრონული ფორმულები

პოტენციური მწკრივი: 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

კლეჩკოვსკის სერია

შევსების შეკვეთა 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.

ელექტრონული ფორმულა

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

ელექტრონული ფორმულების ინფორმატიულობა

1. ელემენტის მდებარეობა პერიოდულ|პერიოდულში| სისტემა.

2. შესაძლო ხარისხები| ელემენტის დაჟანგვა.

3. ელემენტის ქიმიური ბუნება.

4. შემადგენლობა|საწყობი| და ელემენტის შეერთების თვისებები.

ელემენტის პოზიცია პერიოდულში|პერიოდული|D.I. მენდელეევის სისტემა:

ა) პერიოდის ნომერი, რომელშიც ელემენტი მდებარეობს, შეესაბამება იმ დონეების რაოდენობას, რომელზედაც განთავსებულია ელექტრონები;

ბ) ჯგუფის ნომერი, რომელსაც ეკუთვნის ეს ელემენტი, უდრის ვალენტური ელექტრონების ჯამს. s- და p- ელემენტების ატომების ვალენტური ელექტრონები არის გარე დონის ელექტრონები; d-ელემენტებისთვის ეს არის გარე დონის ელექტრონები და წინა დონის შეუვსებელი ქვედონე.

in) ელექტრონული ოჯახიგანისაზღვრება იმ ქვედონის სიმბოლოთი, რომელშიც შედის ბოლო ელექტრონი (s-, p-, d-, f-).

გ) ქვეჯგუფიგანისაზღვრება ელექტრონული ოჯახის კუთვნილების მიხედვით: s - და p - ელემენტები იკავებენ ძირითად ქვეჯგუფებს, ხოლო d - ელემენტებს - მეორად, f - ელემენტებს პერიოდული სისტემის ქვედა ნაწილში ცალკეული განყოფილებები (აქტინიდები და ლანთანიდები).

2. შესაძლო ხარისხები| ელემენტის დაჟანგვა.

ჟანგვის მდგომარეობაარის მუხტი, რომელსაც ატომი იძენს ელექტრონების მიცემის ან მიღებისას.

ატომები, რომლებიც ელექტრონებს აბარებენ, იძენენ დადებით მუხტს, რომელიც უდრის შემოწირული ელექტრონების რაოდენობას (ელექტრონის მუხტი (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

ხდება ატომი, რომელმაც ელექტრონები შესწირა კატიონი(დადებითად დამუხტული იონი). ატომიდან ელექტრონის ამოღების პროცესს ეწოდება იონიზაციის პროცესი.ამ პროცესის განსახორციელებლად საჭირო ენერგიას ე.წ იონიზაციის ენერგია (ეონი, eB).

ატომს პირველები გამოეყოფა გარე დონის ელექტრონები, რომლებსაც ორბიტალში არ აქვთ წყვილი - დაუწყვილებელი. იმავე დონეზე თავისუფალი ორბიტალების არსებობისას, გარეგანი ენერგიის მოქმედებით, ელექტრონები, რომლებიც ქმნიდნენ წყვილებს ამ დონეზე, დაუწყვილდებიან და შემდეგ ცალ-ცალკე შორდებიან. გაფუჭების პროცესს, რომელიც წარმოიქმნება წყვილის ერთ-ერთი ელექტრონის მიერ ენერგიის ნაწილის შთანთქმისა და მისი უმაღლეს ქვედონეზე გადასვლის შედეგად, ე.წ. აღგზნების პროცესი.

ელექტრონების ყველაზე დიდი რაოდენობა, რომლის გაცემაც ატომს შეუძლია, უდრის ვალენტური ელექტრონების რაოდენობას და შეესაბამება იმ ჯგუფის რაოდენობას, რომელშიც ელემენტი მდებარეობს. მუხტი, რომელსაც ატომი იძენს ყველა ვალენტური ელექტრონის დაკარგვის შემდეგ, ეწოდება ჟანგვის უმაღლესი ხარისხიატომი.

გათავისუფლების შემდეგ|გათავისუფლების| ვალენტურობის დონე გარე ხდება|იქცევა| დონე რომელიც|რა| წინ უსწრებდა ვალენტობას. ეს არის დონე მთლიანად სავსე ელექტრონებით და, შესაბამისად, | და შესაბამისად | ენერგიის რეზისტენტული.

ელემენტების ატომები, რომლებსაც აქვთ 4-დან 7 ელექტრონამდე გარე დონეზე, აღწევენ ენერგიულად სტაბილურ მდგომარეობას არა მხოლოდ ელექტრონების მიტოვებით, არამედ მათი დამატებით. შედეგად, იქმნება დონე (.ns 2 p 6) - სტაბილური ინერტული აირის მდგომარეობა.

იძენს ატომი, რომელსაც აქვს მიმაგრებული ელექტრონები უარყოფითიხარისხიდაჟანგვა- უარყოფითი მუხტი, რომელიც უდრის მიღებული ელექტრონების რაოდენობას.

Z E 0 + ne  Z E - n

ელექტრონების რაოდენობა, რომელთა მიმაგრებაც შეუძლია ატომს, უდრის რიცხვს (8 –N|), სადაც N არის ჯგუფის რიცხვი, რომელშიც|რა| ელემენტი მდებარეობს (ან ვალენტური ელექტრონების რაოდენობა).

ატომზე ელექტრონების მიმაგრების პროცესს თან ახლავს ენერგიის გამოყოფა, რომელსაც გ ელექტრონისადმი მიდრეკილება (Esrodship,eV).

ატომის შემადგენლობა.

ატომი შედგება ატომის ბირთვიდა ელექტრონული გარსი.

ატომის ბირთვი შედგება პროტონებისგან ( p+) და ნეიტრონები ( ნ 0). წყალბადის ატომების უმეტესობას აქვს ერთი პროტონის ბირთვი.

პროტონების რაოდენობა ნ(p+) უდრის ბირთვულ მუხტს ( ზ) და ელემენტის რიგითი რიცხვი ელემენტების ბუნებრივ სერიაში (და ელემენტების პერიოდულ სისტემაში).

ნ(გვ +) = ზ

ნეიტრონების რაოდენობის ჯამი ნ(ნ 0), აღინიშნება უბრალოდ ასოებით ნდა პროტონების რაოდენობა ზდაურეკა მასობრივი რიცხვიდა აღინიშნება ასოთი მაგრამ.

ა = ზ + ნ

ატომის ელექტრონული გარსი შედგება ელექტრონებისგან, რომლებიც მოძრაობენ ბირთვის გარშემო ( ე -).

ელექტრონების რაოდენობა ნ(ე-) ნეიტრალური ატომის ელექტრონულ გარსში უდრის პროტონების რაოდენობას ზმის ბირთვში.

პროტონის მასა დაახლოებით უდრის ნეიტრონის მასას და 1840-ჯერ აღემატება ელექტრონის მასას, ამიტომ ატომის მასა პრაქტიკულად უდრის ბირთვის მასას.

ატომის ფორმა სფერულია. ბირთვის რადიუსი დაახლოებით 100000-ჯერ ნაკლებია ატომის რადიუსზე.

ქიმიური ელემენტი- ატომების ტიპი (ატომების ნაკრები) იგივე ბირთვული მუხტით (ბირთვში პროტონების იგივე რაოდენობა).

იზოტოპი- ერთი ელემენტის ატომების ერთობლიობა ბირთვში ნეიტრონების ერთნაირი რაოდენობით (ან ატომების ტიპი, რომლებსაც აქვთ იგივე რაოდენობის პროტონები და იგივე რაოდენობის ნეიტრონები ბირთვში).

სხვადასხვა იზოტოპები ერთმანეთისგან განსხვავდება მათი ატომების ბირთვებში ნეიტრონების რაოდენობით.

ერთი ატომის ან იზოტოპის აღნიშვნა: (E - ელემენტის სიმბოლო), მაგალითად: .

ატომის ელექტრონული გარსის სტრუქტურა

ატომური ორბიტალიარის ელექტრონის მდგომარეობა ატომში. ორბიტალური სიმბოლო - . თითოეული ორბიტალი შეესაბამება ელექტრონულ ღრუბელს.

რეალური ატომების ორბიტალები მიწისქვეშა (ამოუღებელ) მდგომარეობაში ოთხი ტიპისაა: ს, გვ, დდა ვ.

ელექტრონული ღრუბელი- სივრცის ნაწილი, რომელშიც ელექტრონი შეიძლება აღმოჩნდეს 90 (ან მეტი) პროცენტის ალბათობით.

შენიშვნა: ზოგჯერ ცნებები "ატომური ორბიტალი" და "ელექტრონული ღრუბელი" არ გამოირჩევიან და ორივე მათგანს "ატომურ ორბიტალს" უწოდებენ.

ატომის ელექტრონული გარსი ფენიანია. ელექტრონული ფენაწარმოიქმნება იმავე ზომის ელექტრონული ღრუბლებით. ერთი შრის ფორმის ორბიტალები ელექტრონული („ენერგეტიკული“) დონემათი ენერგიები ერთნაირია წყალბადის ატომისთვის, მაგრამ განსხვავებულია სხვა ატომებისთვის.

იმავე დონის ორბიტალები დაჯგუფებულია ელექტრონული (ენერგია)ქვედონეები:
ს- ქვედონე (შედგება ერთი ს-ორბიტალები), სიმბოლო - .
გვქვედონე (შედგება სამი გვ
დქვედონე (შედგება ხუთი დ-ორბიტალები), სიმბოლო - .
ვქვედონე (შედგება შვიდისაგან ვ-ორბიტალები), სიმბოლო - .

ერთი და იგივე ქვედონის ორბიტალების ენერგიები იგივეა.

ქვედონეების აღნიშვნისას ქვედონეების სიმბოლოს ემატება ფენის რაოდენობა (ელექტრონული დონე), მაგალითად: 2. ს, 3გვ, 5დნიშნავს ს- მეორე დონის ქვედონე, გვ- მესამე დონის ქვედონე, დ- მეხუთე დონის ქვედონე.

ქვედონეების ჯამური რაოდენობა ერთ დონეზე უდრის დონის რაოდენობას ნ. ორბიტალების საერთო რაოდენობა ერთ დონეზე არის ნ 2. შესაბამისად, ერთ ფენაში ღრუბლების საერთო რაოდენობაც არის ნ 2 .

აღნიშვნები: - თავისუფალი ორბიტალი (ელექტრონების გარეშე), - ორბიტალი დაუწყვილებელი ელექტრონით, - ორბიტალი ელექტრონული წყვილით (ორი ელექტრონით).

თანმიმდევრობა, რომლითაც ელექტრონები ავსებენ ატომის ორბიტალებს, განისაზღვრება ბუნების სამი კანონით (ფორმულირებები მოცემულია გამარტივებული გზით):

1. უმცირესი ენერგიის პრინციპი – ელექტრონები ავსებენ ორბიტალებს ორბიტალების ენერგიის გაზრდის მიზნით.

2. პაულის პრინციპი – ერთ ორბიტალში არ შეიძლება იყოს ორზე მეტი ელექტრონი.

3. ჰუნდის წესი - ქვედონეზე ელექტრონები ჯერ ავსებენ თავისუფალ ორბიტალებს (თითო-თითო) და მხოლოდ ამის შემდეგ ქმნიან ელექტრონულ წყვილებს.

ელექტრონების მთლიანი რაოდენობა ელექტრონულ დონეზე (ან ელექტრონულ ფენაში) არის 2 ნ 2 .

ქვედონეების განაწილება ენერგიის მიხედვით გამოიხატება შემდეგი (ენერგიის გაზრდის მიზნით):

1ს, 2ს, 2გვ, 3ს, 3გვ, 4ს, 3დ, 4გვ, 5ს, 4დ, 5გვ, 6ს, 4ვ, 5დ, 6გვ, 7ს, 5ვ, 6დ, 7გვ ...

ვიზუალურად, ეს თანმიმდევრობა გამოიხატება ენერგიის დიაგრამით:

ატომის ელექტრონების განაწილება დონეების, ქვედონეების და ორბიტალების მიხედვით (ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია) შეიძლება გამოსახული იყოს როგორც ელექტრონული ფორმულა, ენერგიის დიაგრამა, ან, უფრო მარტივად, როგორც ელექტრონული ფენების დიაგრამა ("ელექტრონული დიაგრამა"). .

ატომების ელექტრონული სტრუქტურის მაგალითები:

ვალენტურობის ელექტრონები- ატომის ელექტრონები, რომლებსაც შეუძლიათ მონაწილეობა მიიღონ ქიმიური ბმების ფორმირებაში. ნებისმიერი ატომისთვის ეს არის ყველა გარე ელექტრონი, პლუს ის წინაგარე ელექტრონები, რომელთა ენერგია უფრო დიდია ვიდრე გარე ელექტრონები. მაგალითად: Ca ატომს აქვს 4 გარე ელექტრონი ს 2, ისინი ასევე ვალენტურები არიან; Fe ატომს აქვს გარე ელექტრონები - 4 ს 2 მაგრამ მას აქვს 3 დ 6, შესაბამისად, რკინის ატომს აქვს 8 ვალენტური ელექტრონი. კალციუმის ატომის ვალენტური ელექტრონული ფორმულა არის 4 ს 2, ხოლო რკინის ატომები - 4 ს 2 3დ 6 .

D.I. მენდელეევის ქიმიური ელემენტების პერიოდული სისტემა
(ქიმიური ელემენტების ბუნებრივი სისტემა)

ქიმიური ელემენტების პერიოდული კანონი(თანამედროვე ფორმულირება): ქიმიური ელემენტების თვისებები, ისევე როგორც მათ მიერ წარმოქმნილი მარტივი და რთული ნივთიერებები, პერიოდულ დამოკიდებულებაშია ატომური ბირთვების მუხტის მნიშვნელობაზე.

პერიოდული სისტემა- პერიოდული კანონის გრაფიკული გამოხატულება.

ქიმიური ელემენტების ბუნებრივი სპექტრი- რიგი ქიმიური ელემენტები, რომლებიც აგებულია მათი ატომების ბირთვებში პროტონების რაოდენობის ზრდის მიხედვით, ან, რაც იგივეა, ამ ატომების ბირთვების მუხტების ზრდის მიხედვით. ამ სერიის ელემენტის რიგითი ნომერი უდრის ამ ელემენტის ნებისმიერი ატომის ბირთვში არსებული პროტონების რაოდენობას.

ქიმიური ელემენტების ცხრილი აგებულია ქიმიური ელემენტების ბუნებრივი სერიის "დაჭრით". პერიოდები(ცხრილის ჰორიზონტალური რიგები) და ატომების მსგავსი ელექტრონული სტრუქტურის მქონე ელემენტების დაჯგუფებები (ცხრილის ვერტიკალური სვეტები).

იმის მიხედვით, თუ როგორ არის ელემენტები გაერთიანებული ჯგუფებად, ცხრილი შეიძლება იყოს ხანგრძლივი პერიოდი(ერთნაირი რაოდენობის და ტიპის ვალენტური ელექტრონების ელემენტები გროვდება ჯგუფებად) და მოკლე ვადა(ერთნაირი რაოდენობის ვალენტური ელექტრონების მქონე ელემენტები გროვდება ჯგუფებად).

მოკლე პერიოდის ცხრილის ჯგუფები იყოფა ქვეჯგუფებად ( მთავარიდა გვერდითი მოვლენები), ემთხვევა გრძელი პერიოდის ცხრილის ჯგუფებს.

ერთი და იმავე პერიოდის ელემენტების ყველა ატომს აქვს ელექტრონული ფენების იგივე რაოდენობა, რაც ტოლია პერიოდის რაოდენობას.

ელემენტების რაოდენობა პერიოდებში: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. მერვე პერიოდის ელემენტების უმეტესობა ხელოვნურად იქნა მიღებული, ამ პერიოდის ბოლო ელემენტები ჯერ არ არის სინთეზირებული. ყველა პერიოდი, გარდა პირველისა, იწყება ტუტე ლითონის წარმომქმნელი ელემენტით (Li, Na, K და სხვ.) და მთავრდება კეთილშობილი გაზის ფორმირების ელემენტით (He, Ne, Ar, Kr და სხვ.).

მოკლე პერიოდის ცხრილში - რვა ჯგუფი, რომელთაგან თითოეული იყოფა ორ ქვეჯგუფად (ძირითადი და მეორადი), გრძელი პერიოდის ცხრილში - თექვსმეტი ჯგუფი, რომლებიც დანომრილია რომაული ციფრებით A ან B ასოებით, მაგალითად: IA, IIIB, VIA, VIIB. გრძელი პერიოდის ცხრილის IA ჯგუფი შეესაბამება მოკლე პერიოდის ცხრილის პირველი ჯგუფის ძირითად ქვეჯგუფს; VIIB ჯგუფი - მეშვიდე ჯგუფის მეორადი ქვეჯგუფი: დანარჩენი - ანალოგიურად.

ქიმიური ელემენტების მახასიათებლები ბუნებრივად იცვლება ჯგუფებად და პერიოდებში.

პერიოდებში (სერიული ნომრის გაზრდით)

• ბირთვული მუხტი იზრდება
• იზრდება გარე ელექტრონების რაოდენობა,
• ატომების რადიუსი მცირდება,
• იზრდება ელექტრონების კავშირი ბირთვთან (იონიზაციის ენერგია),
• ელექტრონეგატიურობა იზრდება.
• გაძლიერებულია მარტივი ნივთიერებების ჟანგვის თვისებები ("არამეტალურობა"),
• სუსტდება მარტივი ნივთიერებების ("მეტალის") შემცირების თვისებები,
• ასუსტებს ჰიდროქსიდების და შესაბამისი ოქსიდების ძირითად ხასიათს,
• იზრდება ჰიდროქსიდების და შესაბამისი ოქსიდების მჟავე ხასიათი.

ჯგუფებში (სერიული ნომრის გაზრდით)

• ბირთვული მუხტი იზრდება
• იზრდება ატომების რადიუსი (მხოლოდ A-ჯგუფებში),
• ელექტრონებსა და ბირთვს შორის კავშირის სიძლიერე მცირდება (იონიზაციის ენერგია; მხოლოდ A- ჯგუფში),
• ელექტრონეგატიურობა მცირდება (მხოლოდ A- ჯგუფში),
• ასუსტებს მარტივი ნივთიერებების ჟანგვის თვისებებს ("არამეტალურობა"; მხოლოდ A-ჯგუფებში),
• გაძლიერებულია მარტივი ნივთიერებების აღმდგენი თვისებები ("მეტალურობა"; მხოლოდ A-ჯგუფებში),
• იზრდება ჰიდროქსიდების და შესაბამისი ოქსიდების ძირითადი ხასიათი (მხოლოდ A-ჯგუფებში),
• სუსტდება ჰიდროქსიდების და შესაბამისი ოქსიდების მჟავე ბუნება (მხოლოდ A-ჯგუფებში),
• წყალბადის ნაერთების სტაბილურობა მცირდება (მათი შემცირების აქტივობა იზრდება; მხოლოდ A-ჯგუფებში).

ამოცანები და ტესტები თემაზე „თემა 9. „ატომის აგებულება. დ.ი. მენდელეევის (PSCE) ქიმიური ელემენტების პერიოდული კანონი და პერიოდული სისტემა".

• პერიოდული კანონი - ატომების პერიოდული კანონი და სტრუქტურა 8–9 კლასი
  თქვენ უნდა იცოდეთ: ორბიტალების ელექტრონებით შევსების კანონები (უმცირესი ენერგიის პრინციპი, პაულის პრინციპი, ჰუნდის წესი), ელემენტების პერიოდული სისტემის სტრუქტურა.

  თქვენ უნდა შეგეძლოთ: განსაზღვროთ ატომის შემადგენლობა ელემენტის პოზიციით პერიოდულ სისტემაში და, პირიქით, იპოვოთ ელემენტი პერიოდულ სისტემაში, იცოდეთ მისი შემადგენლობა; ასახავს სტრუქტურის დიაგრამას, ატომის, იონის ელექტრონულ კონფიგურაციას და, პირიქით, დიაგრამიდან და ელექტრონული კონფიგურაციიდან განსაზღვრავს ქიმიური ელემენტის პოზიციას PSCE-ში; ახასიათებს ელემენტს და მის მიერ წარმოქმნილ ნივთიერებებს PSCE-ში პოზიციის მიხედვით; განსაზღვროს ატომების რადიუსში ცვლილებები, ქიმიური ელემენტების თვისებები და მათ მიერ წარმოქმნილი ნივთიერებები ერთ პერიოდში და პერიოდული სისტემის ერთ ძირითად ქვეჯგუფში.

  მაგალითი 1დაადგინეთ ორბიტალების რაოდენობა მესამე ელექტრონულ დონეზე. რა არის ეს ორბიტალები?
  ორბიტალების რაოდენობის დასადგენად ვიყენებთ ფორმულას ნორბიტალები = ნ 2, სადაც ნ- დონის ნომერი. ნორბიტალები = 3 2 = 9. ერთი 3 ს- სამი 3 გვ- და ხუთი 3 დ-ორბიტალები.

  მაგალითი 2დაადგინეთ რომელი ელემენტის ატომს აქვს ელექტრონული ფორმულა 1 ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 1 .
  იმისათვის, რომ დაადგინოთ რომელი ელემენტია, თქვენ უნდა გაარკვიოთ მისი სერიული ნომერი, რომელიც ტოლია ატომში ელექტრონების საერთო რაოდენობას. ამ შემთხვევაში: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. ეს არის ალუმინი.

  მას შემდეგ რაც დარწმუნდებით, რომ ყველაფერი რაც გჭირდებათ, ისწავლეთ, გადადით დავალებების შესრულებაზე. წარმატებებს გისურვებთ.

  
  რეკომენდებული ლიტერატურა:
  • ო.ს.გაბრიელიანი და სხვები.ქიმია მე-11 კლასი. მ., ბუსტარდი, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. ქიმია 11 უჯრედი. მ., განათლება, 2001 წ.

იგი იწერება ე.წ. ელექტრონული ფორმულების სახით. ელექტრონულ ფორმულებში ასოები s, p, d, f აღნიშნავენ ელექტრონების ენერგეტიკულ ქვედონეებს; ასოების წინ რიცხვები მიუთითებს ენერგეტიკულ დონეზე, რომელშიც მოცემული ელექტრონი მდებარეობს, ხოლო ინდექსი ზედა მარჯვნივ არის ელექტრონების რაოდენობა ამ ქვედონეზე. ნებისმიერი ელემენტის ატომის ელექტრონული ფორმულის შესაქმნელად, საკმარისია იცოდეთ ამ ელემენტის რაოდენობა პერიოდულ სისტემაში და შეასრულოთ ძირითადი დებულებები, რომლებიც არეგულირებს ელექტრონების განაწილებას ატომში.

ატომის ელექტრონული გარსის სტრუქტურა ასევე შეიძლება გამოისახოს ენერგეტიკულ უჯრედებში ელექტრონების განლაგების სახით.

რკინის ატომებისთვის ასეთ სქემას აქვს შემდეგი ფორმა:

ეს დიაგრამა ნათლად აჩვენებს ჰუნდის წესის განხორციელებას. 3D ქვედონეზე უჯრედების მაქსიმალური რაოდენობა (ოთხი) ივსება დაუწყვილებელი ელექტრონებით. ატომში ელექტრონული გარსის სტრუქტურის გამოსახულება ელექტრონული ფორმულების სახით და დიაგრამების სახით ნათლად არ ასახავს ელექტრონის ტალღურ თვისებებს.

პერიოდული კანონის ფორმულირება შესწორებულიდიახ. მენდელეევი : მარტივი სხეულების თვისებები, ისევე როგორც ელემენტების ნაერთების ფორმები და თვისებები, პერიოდულ დამოკიდებულებაშია ელემენტების ატომური წონის სიდიდეზე.

პერიოდული კანონის თანამედროვე ფორმულირება: ელემენტების თვისებები, ისევე როგორც მათი ნაერთების ფორმები და თვისებები, პერიოდულ დამოკიდებულებაშია მათი ატომების ბირთვის მუხტის სიდიდეზე.

ამრიგად, ბირთვის დადებითი მუხტი (და არა ატომური მასა) უფრო ზუსტი არგუმენტი აღმოჩნდა, რომელზედაც დამოკიდებულია ელემენტებისა და მათი ნაერთების თვისებები.

ვალენტობა- არის ქიმიური ბმების რაოდენობა, რომელსაც ერთი ატომი უკავშირდება მეორეს.
ატომის ვალენტურობის შესაძლებლობები განისაზღვრება დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობით და გარე დონეზე თავისუფალი ატომური ორბიტალების არსებობით. ქიმიური ელემენტების ატომების გარე ენერგიის დონეების სტრუქტურა განსაზღვრავს ძირითადად მათი ატომების თვისებებს. ამიტომ ამ დონეებს ვალენტურ დონეებს უწოდებენ. ამ დონის ელექტრონებს და ზოგჯერ წინაგარე დონეებს შეუძლიათ მონაწილეობა მიიღონ ქიმიური ბმების ფორმირებაში. ასეთ ელექტრონებს ვალენტურ ელექტრონებსაც უწოდებენ.

სტოიქიომეტრიული ვალენტობაქიმიური ელემენტი - არის ეკვივალენტთა რაოდენობა, რომელიც მოცემულ ატომს შეუძლია დაურთოს თავის თავს, ან არის ეკვივალენტების რაოდენობა ატომში.

ეკვივალენტები განისაზღვრება მიმაგრებული ან შემცვლელი წყალბადის ატომების რაოდენობით, შესაბამისად, სტოქიომეტრიული ვალენტობა უდრის წყალბადის ატომების რაოდენობას, რომლებთანაც ეს ატომი ურთიერთქმედებს. მაგრამ ყველა ელემენტი თავისუფლად არ ურთიერთქმედებს, მაგრამ თითქმის ყველაფერი ურთიერთქმედებს ჟანგბადთან, ამიტომ სტექიომეტრიული ვალენტობა შეიძლება განისაზღვროს, როგორც თანდართული ჟანგბადის ატომების ორჯერ მეტი.

მაგალითად, გოგირდის სტოქიომეტრიული ვალენტობა წყალბადის სულფიდში H 2 S არის 2, ოქსიდში SO 2 - 4, ოქსიდში SO 3 -6.

ორობითი ნაერთის ფორმულის მიხედვით ელემენტის სტოქიომეტრიული ვალენტობის განსაზღვრისას უნდა იხელმძღვანელოთ წესით: ერთი ელემენტის ყველა ატომის ჯამური ვალენტობა უნდა იყოს ტოლი სხვა ელემენტის ყველა ატომის ჯამური ვალენტობის.

ჟანგვის მდგომარეობაასევე ახასიათებს ნივთიერების შემადგენლობას და უდრის სტექიომეტრულ ვალენტობას პლუს ნიშნით (ლითონისთვის ან მოლეკულაში უფრო ელექტროპოზიტიური ელემენტისთვის) ან მინუს.

1. მარტივ ნივთიერებებში ელემენტების ჟანგვის მდგომარეობა ნულის ტოლია.

2. ფტორის დაჟანგვის მდგომარეობა ყველა ნაერთში არის -1. დანარჩენ ჰალოგენებს (ქლორი, ბრომი, იოდი) ლითონებთან, წყალბადთან და სხვა უფრო ელექტროპოზიტიურ ელემენტებთან ასევე აქვთ ჟანგვის მდგომარეობა -1, მაგრამ უფრო ელექტროუარყოფითი ელემენტების მქონე ნაერთებში მათ აქვთ დადებითი დაჟანგვის მდგომარეობა.

3. ნაერთებში ჟანგბადს აქვს -2 ჟანგვის მდგომარეობა; გამონაკლისია წყალბადის ზეჟანგი H2O2 და მისი წარმოებულები (Na2O2, BaO2 და ა. არის +2.

4. ტუტე ელემენტებს (Li, Na, K და სხვ.) და პერიოდული სისტემის მეორე ჯგუფის მთავარი ქვეჯგუფის ელემენტებს (Be, Mg, Ca და სხვ.) ყოველთვის აქვთ ჯგუფის რიცხვის ტოლი ჟანგვის მდგომარეობა, რომ არის +1 და +2, შესაბამისად.

5. მესამე ჯგუფის ყველა ელემენტს, გარდა ტალიუმისა, აქვს მუდმივი ჟანგვის მდგომარეობა ჯგუფის რიცხვის ტოლი, ე.ი. +3.

6. ელემენტის უმაღლესი დაჟანგვის მდგომარეობა უდრის პერიოდული სისტემის ჯგუფურ რიცხვს, ხოლო ყველაზე დაბალი განსხვავებაა: ჯგუფის რიცხვი არის 8. მაგალითად, აზოტის უმაღლესი დაჟანგვის მდგომარეობა (იგი მდებარეობს მეხუთე ჯგუფში) არის +5 (აზოტის მჟავასა და მის მარილებში), ხოლო ყველაზე დაბალი -3 (ამიაკის და ამონიუმის მარილებში).

7. ნაერთში ელემენტების დაჟანგვის მდგომარეობები აკომპენსირებენ ერთმანეთს ისე, რომ მათი ჯამი ყველა ატომისთვის მოლეკულაში ან ნეიტრალური ფორმულის ერთეულში არის ნული, ხოლო იონისთვის - მისი მუხტი.

ეს წესები შეიძლება გამოყენებულ იქნას ნაერთში ელემენტის უცნობი დაჟანგვის მდგომარეობის დასადგენად, თუ დანარჩენის დაჟანგვის მდგომარეობები ცნობილია, და მრავალელემენტიანი ნაერთების ფორმულირება.

ჟანგვის ხარისხი (ჟანგვის ნომერი,) — დამხმარე პირობითი მნიშვნელობა ჟანგვის, შემცირების და რედოქსული რეაქციების პროცესების ჩასაწერად.

შინაარსი ჟანგვის მდგომარეობახშირად გამოიყენება არაორგანულ ქიმიაში ცნების ნაცვლად ვალენტობა. ატომის ჟანგვის მდგომარეობა უდრის ატომს მიკუთვნებული ელექტრული მუხტის რიცხვითი მნიშვნელობის, თუ ვივარაუდებთ, რომ ელექტრონული წყვილები, რომლებიც ახორციელებენ კავშირს, მთლიანად არიან მიკერძოებული უფრო ელექტროუარყოფითი ატომების მიმართ (ანუ იმ ვარაუდზე დაყრდნობით, რომ ნაერთი შედგება მხოლოდ იონების).

ჟანგვის მდგომარეობა შეესაბამება ელექტრონების რაოდენობას, რომლებიც უნდა დაემატოს დადებით იონს ნეიტრალურ ატომამდე დასაყვანად ან უარყოფითი იონიდან ნეიტრალურ ატომამდე დასაჟანგად:

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

ელემენტების თვისებები, ატომის ელექტრონული გარსის აგებულებიდან გამომდინარე, იცვლება პერიოდული სისტემის პერიოდებისა და ჯგუფების მიხედვით. ვინაიდან რიგ ანალოგიურ ელემენტებში ელექტრონული სტრუქტურები მხოლოდ მსგავსია, მაგრამ არა იდენტური, მაშინ ჯგუფში ერთი ელემენტიდან მეორეზე გადასვლისას მათთვის არ შეინიშნება თვისებების მარტივი გამეორება, არამედ მათი მეტ-ნაკლებად მკაფიოდ გამოხატული რეგულარული ცვლილება.

ელემენტის ქიმიური ბუნება განისაზღვრება მისი ატომის უნარით დაკარგოს ან მოიპოვოს ელექტრონები. ეს უნარი რაოდენობრივად ფასდება იონიზაციის ენერგიების მნიშვნელობებით და ელექტრონების აფინურობით.

იონიზაციის ენერგია (Ei) არის ენერგიის მინიმალური რაოდენობა, რომელიც საჭიროა ატომიდან ელექტრონის გათიშვისა და სრული მოცილებისთვის გაზის ფაზაში T = 0-ზე.

K გამოთავისუფლებულ ელექტრონზე კინეტიკური ენერგიის გადაცემის გარეშე ატომის გადაქცევით დადებითად დამუხტულ იონად: E + Ei = E + + e-. იონიზაციის ენერგია დადებითი მნიშვნელობაა და აქვს ყველაზე დაბალი მნიშვნელობები ტუტე ლითონის ატომებისთვის და ყველაზე მაღალი კეთილშობილური (ინერტული) აირის ატომებისთვის.

ელექტრონის მიდრეკილება (Ee) არის ენერგია, რომელიც გამოიყოფა ან შეიწოვება, როდესაც ელექტრონი მიმაგრებულია ატომზე გაზის ფაზაში T = 0

K ატომის გარდაქმნით უარყოფითად დამუხტულ იონად ნაწილაკზე კინეტიკური ენერგიის გადაცემის გარეშე:

E + e- = E- + Ee.

ჰალოგენებს, განსაკუთრებით ფტორს, აქვთ ელექტრონების მაქსიმალური აფინურობა (Ee = -328 კჯ/მოლი).

Ei და Ee მნიშვნელობები გამოიხატება კილოჯოულებში თითო მოლზე (კჯ/მოლ) ან ელექტრონ ვოლტებში ატომზე (eV).

შეკრული ატომის უნარს, გადაიტანოს ქიმიური ბმების ელექტრონები თავისკენ, გაზარდოს ელექტრონის სიმკვრივე მის გარშემო, ე.წ. ელექტრონეგატიურობა.

ეს კონცეფცია მეცნიერებაში შემოიტანა ლ.პაულინგმა. ელექტრონეგატიურობააღინიშნება ÷ სიმბოლოთი და ახასიათებს მოცემული ატომის ტენდენციას ელექტრონების მიმაგრებისკენ, როდესაც ის ქმნის ქიმიურ ბმას.

რ. მალიკენის მიხედვით, ატომის ელექტრონეგატიურობა შეფასებულია იონიზაციის ენერგიების ჯამის ნახევარით და თავისუფალი ატომების ელექტრონებთან აფინურობით h = (Ee + Ei)/2.

პერიოდებში არსებობს იონიზაციის ენერგიისა და ელექტრონეგატიურობის გაზრდის ზოგადი ტენდენცია ატომის ბირთვის მუხტის ზრდით; ჯგუფებში ეს მნიშვნელობები მცირდება ელემენტის რიგითი რაოდენობის ზრდით.

ხაზგასმით უნდა აღინიშნოს, რომ ელემენტს არ შეიძლება მიენიჭოს ელექტრონეგატიურობის მუდმივი მნიშვნელობა, რადგან ეს დამოკიდებულია ბევრ ფაქტორზე, კერძოდ, ელემენტის ვალენტურ მდგომარეობაზე, ნაერთის ტიპზე, რომელშიც ის შედის, მეზობელი ატომების რაოდენობასა და ტიპზე. .

ატომური და იონური რადიუსი. ატომებისა და იონების ზომები განისაზღვრება ელექტრონული გარსის ზომებით. კვანტური მექანიკური კონცეფციების მიხედვით, ელექტრონულ გარსს არ აქვს მკაცრად განსაზღვრული საზღვრები. მაშასადამე, თავისუფალი ატომის ან იონის რადიუსისთვის შეგვიძლია ავიღოთ თეორიულად გამოთვლილი მანძილი ბირთვიდან გარე ელექტრონული ღრუბლების მთავარი მაქსიმალური სიმკვრივის პოზიციამდე.ამ მანძილს ორბიტალური რადიუსი ეწოდება. პრაქტიკაში ჩვეულებრივ გამოიყენება ნაერთებში ატომებისა და იონების რადიუსის მნიშვნელობები, რომლებიც გამოითვლება ექსპერიმენტული მონაცემებით. ამ შემთხვევაში განასხვავებენ ატომების კოვალენტურ და მეტალის რადიუსებს.

ატომური და იონური რადიუსების დამოკიდებულება ელემენტის ატომის ბირთვის მუხტზე და პერიოდულია. პერიოდებში, როდესაც ატომური რიცხვი იზრდება, რადიუსი მცირდება. ყველაზე დიდი კლება დამახასიათებელია მცირე პერიოდების ელემენტებისთვის, რადგან მათში ივსება გარე ელექტრონული დონე. დიდ პერიოდებში d- და f-ელემენტების ოჯახებში ეს ცვლილება ნაკლებად მკვეთრია, რადგან მათში ელექტრონების შევსება ხდება გარე შრეში. ქვეჯგუფებში, ერთი და იგივე ტიპის ატომებისა და იონების რადიუსი ზოგადად იზრდება.

ელემენტების პერიოდული სისტემა არის ელემენტების თვისებებში სხვადასხვა სახის პერიოდულობის გამოვლენის ნათელი მაგალითი, რომელიც შეინიშნება ჰორიზონტალურად (პერიოდში მარცხნიდან მარჯვნივ), ვერტიკალურად (ჯგუფში, მაგალითად, ზემოდან ქვემოდან). ), დიაგონალზე, ე.ი. ატომის ზოგიერთი თვისება იზრდება ან მცირდება, მაგრამ პერიოდულობა შენარჩუნებულია.

მარცხნიდან მარჯვნივ (→) პერიოდში იზრდება ელემენტების ჟანგვითი და არალითონური თვისებები, ხოლო აღმდგენი და მეტალის თვისებები მცირდება. ასე რომ, მე-3 პერიოდის ყველა ელემენტიდან ნატრიუმი იქნება ყველაზე აქტიური ლითონი და ყველაზე ძლიერი შემცირების აგენტი, ხოლო ქლორი იქნება ყველაზე ძლიერი ჟანგვის აგენტი.

ქიმიური ბმა- ეს არის ატომების ურთიერთდაკავშირება მოლეკულაში, ან კრისტალურ ბადეში, ატომებს შორის მიზიდულობის ელექტრული ძალების მოქმედების შედეგად.

ეს არის ყველა ელექტრონის და ყველა ბირთვის ურთიერთქმედება, რაც იწვევს სტაბილური, პოლიატომური სისტემის (რადიკალური, მოლეკულური იონი, მოლეკულა, კრისტალი) წარმოქმნას.

ქიმიური კავშირი ხორციელდება ვალენტური ელექტრონებით. თანამედროვე კონცეფციების მიხედვით, ქიმიურ ბმას აქვს ელექტრონული ბუნება, მაგრამ იგი ხორციელდება სხვადასხვა გზით. აქედან გამომდინარე, არსებობს სამი ძირითადი ტიპის ქიმიური ბმები: კოვალენტური, იონური, მეტალიკიმოლეკულებს შორის ჩნდება წყალბადის ბმა,და მოხდეს ვან დერ ვაალსის ურთიერთქმედება.

ქიმიური კავშირის ძირითადი მახასიათებლებია:

- ბონდის სიგრძე - არის ბირთვთაშორისი მანძილი ქიმიურად დაკავშირებულ ატომებს შორის.

ეს დამოკიდებულია ურთიერთმოქმედი ატომების ბუნებაზე და ბმის სიმრავლეზე. სიმრავლის მატებასთან ერთად ბმის სიგრძე მცირდება და, შესაბამისად, იზრდება მისი სიმტკიცე;

- ბმის სიმრავლე - განისაზღვრება ორი ატომის დამაკავშირებელი ელექტრონული წყვილების რაოდენობით. სიმრავლის მატებასთან ერთად იზრდება სავალდებულო ენერგია;

- კავშირის კუთხე- კუთხე წარმოსახვით სწორ ხაზებს შორის, რომლებიც გადიან ორი ქიმიურად ურთიერთდაკავშირებული მეზობელი ატომის ბირთვებს შორის;

შებოჭვის ენერგია E CB - ეს არის ენერგია, რომელიც გამოიყოფა ამ ბმის წარმოქმნის დროს და იხარჯება მის გაწყვეტაზე, კჯ/მოლი.

კოვალენტური ბმა - ქიმიური ბმა, რომელიც წარმოიქმნება წყვილი ელექტრონის ორ ატომთან გაზიარებით.

ქიმიური ბმის ახსნა ატომებს შორის საერთო ელექტრონული წყვილების გამოჩენით საფუძვლად დაედო ვალენტობის სპინის თეორიას, რომლის ინსტრუმენტია ვალენტური კავშირის მეთოდი (MVS) ლუისმა აღმოაჩინა 1916 წელს. ქიმიური ბმისა და მოლეკულების სტრუქტურის კვანტური მექანიკური აღწერისთვის გამოიყენება სხვა მეთოდი - მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი (MMO) .

ვალენტური კავშირის მეთოდი

ქიმიური ბმის ფორმირების ძირითადი პრინციპები MVS-ის მიხედვით:

1. ქიმიური ბმა წარმოიქმნება ვალენტური (დაუწყვილებელი) ელექტრონების გამო.

2. ორ სხვადასხვა ატომს კუთვნილი ანტიპარალელური სპინების მქონე ელექტრონები ჩვეულებრივი ხდება.

3. ქიმიური ბმა იქმნება მხოლოდ იმ შემთხვევაში, თუ ორი ან მეტი ატომები ერთმანეთს უახლოვდება, სისტემის მთლიანი ენერგია მცირდება.

4. მოლეკულაში მოქმედი ძირითადი ძალები ელექტრული, კულონური წარმოშობისაა.

5. რაც უფრო ძლიერია კავშირი, მით უფრო მეტად ურთიერთქმედებენ ელექტრონის ღრუბლები.

კოვალენტური ბმის წარმოქმნის ორი მექანიზმი არსებობს:

გაცვლის მექანიზმი.ბმა იქმნება ორი ნეიტრალური ატომის ვალენტური ელექტრონების გაზიარებით. თითოეული ატომი აძლევს ერთ დაუწყვილებელ ელექტრონს საერთო ელექტრონულ წყვილს:

ბრინჯი. 7. კოვალენტური ბმის წარმოქმნის გაცვლის მექანიზმი: ა- არაპოლარული; ბ- პოლარული

დონორ-აქცეპტორი მექანიზმი.ერთი ატომი (დონორი) უზრუნველყოფს ელექტრონულ წყვილს, ხოლო მეორე ატომი (მიმღები) უზრუნველყოფს ცარიელ ორბიტალს ამ წყვილისთვის.

კავშირები, განათლებულიდონორ-მიმღები მექანიზმის მიხედვით ეკუთვნის რთული ნაერთები

ბრინჯი. 8. კოვალენტური ბმის წარმოქმნის დონორ-აქცეპტორული მექანიზმი

კოვალენტურ კავშირს აქვს გარკვეული მახასიათებლები.

გაჯერება - ატომების თვისება შექმნან კოვალენტური ბმების მკაცრად განსაზღვრული რაოდენობა.ობლიგაციების გაჯერების გამო, მოლეკულებს აქვთ გარკვეული შემადგენლობა.

ორიენტაცია - ტ . ე) კავშირი იქმნება ელექტრონული ღრუბლების მაქსიმალური გადახურვის მიმართულებით . ბმის წარმომქმნელი ატომების ცენტრების დამაკავშირებელ ხაზთან მიმართებაში გამოიყოფა: σ და π (ნახ. 9): σ-ბმა - წარმოიქმნება AO-ს გადაფარვით ურთიერთმოქმედი ატომების ცენტრების დამაკავშირებელი ხაზის გასწვრივ; π-ბმა არის ბმა, რომელიც წარმოიქმნება ატომის ბირთვების დამაკავშირებელი სწორი ხაზის პერპენდიკულარული ღერძის მიმართულებით. ბმის ორიენტაცია განსაზღვრავს მოლეკულების სივრცულ სტრუქტურას, ანუ მათ გეომეტრიულ ფორმას. ჰიბრიდიზაცია - ეს არის ზოგიერთი ორბიტალის ფორმის ცვლილება კოვალენტური ბმის ფორმირებისას ორბიტალების უფრო ეფექტური გადაფარვის მისაღწევად.ჰიბრიდული ორბიტალების ელექტრონების მონაწილეობით წარმოქმნილი ქიმიური ბმა უფრო ძლიერია, ვიდრე ბმა არაჰიბრიდული s- და p-ორბიტალების ელექტრონების მონაწილეობით, რადგან მეტი გადახურვაა. არსებობს ჰიბრიდიზაციის შემდეგი ტიპები (ნახ. 10, ცხრილი 31): sp ჰიბრიდიზაცია -ერთი s-ორბიტალი და ერთი p-ორბიტალი იქცევა ორ იდენტურ „ჰიბრიდულ“ ორბიტალად, რომელთა ღერძებს შორის კუთხე 180°-ია. მოლეკულებს, რომლებშიც ხდება sp ჰიბრიდიზაცია, აქვთ წრფივი გეომეტრია (BeCl 2).

sp 2 ჰიბრიდიზაცია- ერთი s-ორბიტალი და ორი p-ორბიტალი გადაიქცევა სამ იდენტურ „ჰიბრიდულ“ ორბიტალად, რომელთა ღერძებს შორის კუთხეა 120°. მოლეკულებს, რომლებშიც sp 2 ჰიბრიდიზაცია ხორციელდება, აქვთ ბრტყელი გეომეტრია (BF 3, AlCl 3).

sp 3-ჰიბრიდიზაცია- ერთი s-ორბიტალი და სამი p-ორბიტალი გადაიქცევა ოთხ იდენტურ "ჰიბრიდულ" ორბიტალად, რომელთა ღერძებს შორის კუთხეა 109 ° 28". მოლეკულებს, რომლებშიც sp 3 ჰიბრიდიზაცია ხდება, აქვთ ტეტრაედრული გეომეტრია (CH 4. , NH3).

ბრინჯი. 10. ვალენტური ორბიტალების ჰიბრიდიზაციის სახეები: a - sp-ვალენტური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია; ბ - sp2-ვალენტური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია; in - sp 3 - ვალენტური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია

ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შედგენის ალგორითმი:

1. დაადგინეთ ატომში ელექტრონების რაოდენობა ქიმიური ელემენტების პერიოდული ცხრილის გამოყენებით D.I. მენდელეევი.

2. იმ პერიოდის რაოდენობის მიხედვით, რომელშიც ელემენტი მდებარეობს, განსაზღვრეთ ენერგიის დონეების რაოდენობა; ბოლო ელექტრონულ დონეზე ელექტრონების რაოდენობა შეესაბამება ჯგუფის ნომერს.

3. დონეები დაყავით ქვედონეებად და ორბიტალებად და შეავსეთ ისინი ელექტრონებით ორბიტალების შევსების წესების შესაბამისად:

უნდა გვახსოვდეს, რომ პირველ დონეს აქვს მაქსიმუმ 2 ელექტრონი. 1s2, მეორეზე - მაქსიმუმ 8 (ორი სდა ექვსი R: 2s 2 2p 6), მესამეზე - მაქსიმუმ 18 (ორი ს, ექვსი გვდა ათი d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• ძირითადი კვანტური რიცხვი ნუნდა იყოს მინიმალური.
• პირველი შევსებული s-ქვედონე, მაშინ p-, d-b f-ქვედონეები.
• ელექტრონები ავსებენ ორბიტალებს ორბიტალური ენერგიის აღმავალი რიგით (კლეჩკოვსკის წესი).
• ქვედონეზე ელექტრონები ჯერ ერთ დროს იკავებენ თავისუფალ ორბიტალებს და მხოლოდ ამის შემდეგ ქმნიან წყვილებს (ჰუნდის წესი).
• ერთ ორბიტალში არ შეიძლება იყოს ორზე მეტი ელექტრონი (პაულის პრინციპი).

მაგალითები.

1. შეადგინეთ აზოტის ელექტრონული ფორმულა. აზოტი არის მე-7 ნომერი პერიოდულ სისტემაში.

2. შეადგინეთ არგონის ელექტრონული ფორმულა. პერიოდულ სისტემაში არგონი მე-18 ადგილზეა.

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

3. შეადგინეთ ქრომის ელექტრონული ფორმულა. პერიოდულ სისტემაში ქრომი არის 24 ნომერი.

1წ 2 2 წმ 2 2გვ 6 3 წმ 2 3გვ 6 4წ 1 3D 5

თუთიის ენერგეტიკული დიაგრამა.

4. შეადგინეთ თუთიის ელექტრონული ფორმულა. პერიოდულ სისტემაში თუთია არის 30 ნომერი.

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

გაითვალისწინეთ, რომ ელექტრონული ფორმულის ნაწილი, კერძოდ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 არის არგონის ელექტრონული ფორმულა.

თუთიის ელექტრონული ფორმულა შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც.