მოდით გავარკვიოთ, როგორ დავწეროთ ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულა. ეს კითხვა მნიშვნელოვანია და აქტუალურია, რადგან ის იძლევა წარმოდგენას არა მხოლოდ სტრუქტურის, არამედ მოცემული ატომის სავარაუდო ფიზიკური და ქიმიური თვისებების შესახებ.

შედგენის წესები

ქიმიური ელემენტის გრაფიკული და ელექტრონული ფორმულის შესაქმნელად აუცილებელია წარმოდგენა გქონდეთ ატომის სტრუქტურის თეორიაზე. დასაწყისისთვის, ატომის ორი ძირითადი კომპონენტია: ბირთვი და უარყოფითი ელექტრონები. ბირთვში შედის ნეიტრონები, რომლებსაც არ აქვთ მუხტი, ისევე როგორც პროტონები, რომლებსაც აქვთ დადებითი მუხტი.

იმის მსჯელობისას, თუ როგორ შევადგინოთ და განვსაზღვროთ ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულა, აღვნიშნავთ, რომ ბირთვში პროტონების რაოდენობის საპოვნელად საჭიროა მენდელეევის პერიოდული სისტემა.

ელემენტის რაოდენობა თანმიმდევრობით შეესაბამება მის ბირთვში არსებული პროტონების რაოდენობას. იმ პერიოდის რიცხვი, რომელშიც ატომი მდებარეობს, ახასიათებს ენერგეტიკული ფენების რაოდენობას, რომლებზედაც განთავსებულია ელექტრონები.

ელექტრული მუხტის გარეშე ნეიტრონების რაოდენობის დასადგენად, აუცილებელია გამოვაკლოთ მისი სერიული ნომერი (პროტონების რაოდენობა) ელემენტის ატომის ფარდობითი მასის მნიშვნელობას.

ინსტრუქცია

იმისათვის, რომ გავიგოთ, როგორ შევადგინოთ ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულა, განიხილეთ კლეჩკოვსკის მიერ ჩამოყალიბებული ქვედონეების უარყოფითი ნაწილაკებით შევსების წესი.

თავისუფალი ენერგიის ოდენობიდან გამომდინარე, რომლებსაც აქვთ თავისუფალი ორბიტალები, შედგენილია სერია, რომელიც ახასიათებს დონეების ელექტრონებით შევსების თანმიმდევრობას.

თითოეული ორბიტალი შეიცავს მხოლოდ ორ ელექტრონს, რომლებიც განლაგებულია ანტიპარალელური სპინებით.

ელექტრონული გარსების სტრუქტურის გამოსახატავად გამოიყენება გრაფიკული ფორმულები. როგორ გამოიყურება ქიმიური ელემენტების ატომების ელექტრონული ფორმულები? როგორ გავაკეთოთ გრაფიკული პარამეტრები? ეს კითხვები შედის სასკოლო ქიმიის კურსში, ამიტომ მათზე უფრო დეტალურად ვისაუბრებთ.

არსებობს გარკვეული მატრიცა (ბაზა), რომელიც გამოიყენება გრაფიკული ფორმულების შედგენისას. s-ორბიტალს ახასიათებს მხოლოდ ერთი კვანტური უჯრედი, რომელშიც ორი ელექტრონი ერთმანეთის საპირისპიროდ მდებარეობს. ისინი გრაფიკულად მითითებულია ისრებით. p ორბიტალისთვის სამი უჯრედია გამოსახული, თითოეული ასევე შეიცავს ორ ელექტრონს, ათი ელექტრონი განლაგებულია d ორბიტალზე და f ივსება თოთხმეტი ელექტრონით.

ელექტრონული ფორმულების შედგენის მაგალითები

გავაგრძელოთ საუბარი ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შედგენის შესახებ. მაგალითად, თქვენ უნდა გააკეთოთ გრაფიკული და ელექტრონული ფორმულა ელემენტის მანგანუმისთვის. პირველ რიგში, ჩვენ განვსაზღვრავთ ამ ელემენტის პოზიციას პერიოდულ სისტემაში. მას აქვს ატომური ნომერი 25, ამიტომ ატომში არის 25 ელექტრონი. მანგანუმი მეოთხე პერიოდის ელემენტია, შესაბამისად, მას აქვს ოთხი ენერგეტიკული დონე.

როგორ დავწეროთ ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულა? ჩვენ ვწერთ ელემენტის ნიშანს, ასევე მის რიგით რიცხვს. კლეჩკოვსკის წესის გამოყენებით, ჩვენ ვანაწილებთ ელექტრონებს ენერგიის დონეებსა და ქვედონეებზე. ჩვენ თანმიმდევრულად ვაწყობთ მათ პირველ, მეორე და მესამე დონეზე, თითოეულ უჯრედში ვწერთ ორ ელექტრონს.

შემდეგ ვაჯამებთ მათ, ვიღებთ 20 ცალი. სამი დონე მთლიანად ივსება ელექტრონებით და მხოლოდ ხუთი ელექტრონი რჩება მეოთხეზე. იმის გათვალისწინებით, რომ ორბიტალის თითოეულ ტიპს აქვს საკუთარი ენერგეტიკული რეზერვი, ჩვენ ვანაწილებთ დარჩენილ ელექტრონებს მე-4 და 3D ქვედონეებზე. შედეგად, მანგანუმის ატომის მზა ელექტრონულ-გრაფიკულ ფორმულას აქვს შემდეგი ფორმა:

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

პრაქტიკული ღირებულება

ელექტრონულ-გრაფიკული ფორმულების დახმარებით ნათლად ჩანს თავისუფალი (დაუწყვილებელი) ელექტრონების რაოდენობა, რომლებიც განსაზღვრავენ მოცემული ქიმიური ელემენტის ვალენტობას.

ჩვენ გთავაზობთ მოქმედებების განზოგადებულ ალგორითმს, რომლის დახმარებით შეგიძლიათ შეადგინოთ პერიოდულ სისტემაში მდებარე ნებისმიერი ატომის ელექტრონული გრაფიკული ფორმულები.

პირველი ნაბიჯი არის ელექტრონების რაოდენობის განსაზღვრა პერიოდული ცხრილის გამოყენებით. პერიოდის ნომერი მიუთითებს ენერგიის დონეების რაოდენობაზე.

გარკვეული ჯგუფის კუთვნილება დაკავშირებულია ელექტრონების რაოდენობასთან, რომლებიც გარე ენერგიის დონეზეა. დონეები იყოფა ქვედონეებად, ივსება კლეჩკოვსკის წესის მიხედვით.

დასკვნა

პერიოდულ სისტემაში მდებარე რომელიმე ქიმიური ელემენტის ვალენტური შესაძლებლობების დასადგენად აუცილებელია მისი ატომის ელექტრონულ-გრაფიკული ფორმულის შედგენა. ზემოთ მოცემული ალგორითმი საშუალებას მოგცემთ გაუმკლავდეთ ამოცანას, დაადგინოთ ატომის შესაძლო ქიმიური და ფიზიკური თვისებები.

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 რიცხვი, 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.

ბინარული ნაერთის ფორმულის მიხედვით ელემენტის სტოიქიომეტრიული 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 ელექტროდადებით ელემენტებთან ასევე აქვთ დაჟანგვის 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 ძირითადი 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 არის განსხვავება: 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 აფინურობა (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, მეტალისმოლეკულებს 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

ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შედგენის ამოცანა არ არის უმარტივესი.

ასე რომ, ელემენტების ელექტრონული ფორმულების შედგენის ალგორითმი შემდეგია:

• პირველ რიგში, ჩვენ ვწერთ ქიმიის ნიშანს. ელემენტი, სადაც ნიშნის მარცხნივ ქვემოთ მივუთითებთ მის სერიულ ნომერს.
• გარდა ამისა, პერიოდის რაოდენობის მიხედვით (საიდანაც ელემენტი) ჩვენ განვსაზღვრავთ ენერგიის დონეების რაოდენობას და ქიმიური ელემენტის ნიშნის გვერდით ვხატავთ რკალების ასეთ რაოდენობას.
• შემდეგ, ჯგუფის ნომრის მიხედვით, რკალის ქვეშ იწერება ელექტრონების რაოდენობა გარე დონეზე.
• პირველ დონეზე მაქსიმუმი შესაძლებელია 2e, მეორეზე უკვე 8, მესამეზე - 18. ვიწყებთ რიცხვების დადებას შესაბამისი რკალების ქვეშ.
• ბოლო დონეზე ელექტრონების რაოდენობა უნდა გამოითვალოს შემდეგნაირად: უკვე დამაგრებული ელექტრონების რაოდენობა გამოკლებულია ელემენტის სერიულ ნომერს.
• რჩება ჩვენი წრე ელექტრონულ ფორმულად გადაქცევა:

აქ მოცემულია ზოგიერთი ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულები:

• 1. ვწერთ ქიმიურ ელემენტს და მის რიგით ნომერს.რიცხვი აჩვენებს ელექტრონების რაოდენობას ატომში.
  2. ჩვენ ვაკეთებთ ფორმულას. ამისათვის თქვენ უნდა გაარკვიოთ ენერგიის დონეების რაოდენობა, აღებულია ელემენტის პერიოდის რაოდენობის განსაზღვრის საფუძველი.
  3. ჩვენ ვყოფთ დონეებს ქვედონეებად.

  ქვემოთ შეგიძლიათ იხილოთ მაგალითი იმისა, თუ როგორ სწორად შეადგინოთ ქიმიური ელემენტების ელექტრონული ფორმულები.

თქვენ უნდა შეადგინოთ ქიმიური ელემენტების ელექტრონული ფორმულები ამ გზით: თქვენ უნდა დაათვალიეროთ ელემენტის რაოდენობა პერიოდულ სისტემაში და ამით გაარკვიოთ რამდენი ელექტრონი აქვს მას. შემდეგ თქვენ უნდა გაარკვიოთ დონეების რაოდენობა, რომელიც უდრის პერიოდს. შემდეგ იწერება და ივსება ქვედონეები:

უპირველეს ყოვლისა, თქვენ უნდა განსაზღვროთ ატომების რაოდენობა პერიოდული ცხრილის მიხედვით.



ელექტრონული ფორმულის შესაქმნელად დაგჭირდებათ მენდელეევის პერიოდული სისტემა. იპოვეთ იქ თქვენი ქიმიური ელემენტი და შეხედეთ პერიოდს - ეს იქნება ენერგიის დონის რაოდენობის ტოლი. ჯგუფის ნომერი რიცხობრივად შეესაბამება ბოლო დონეზე ელექტრონების რაოდენობას. ელემენტის რიცხვი რაოდენობრივად მისი ელექტრონების რაოდენობის ტოლი იქნება, ასევე აშკარად უნდა იცოდეთ, რომ პირველ დონეზე არის მაქსიმუმ 2 ელექტრონი, მეორეზე 8 და მესამეზე 18.

ეს არის მაჩვენებლები. გარდა ამისა, ინტერნეტში (მათ შორის ჩვენს ვებსაიტზე) შეგიძლიათ იპოვოთ ინფორმაცია მზა ელექტრონული ფორმულით თითოეული ელემენტისთვის, ასე რომ თქვენ შეგიძლიათ შეამოწმოთ საკუთარი თავი.

ქიმიური ელემენტების ელექტრონული ფორმულების შედგენა ძალიან რთული პროცესია, თქვენ არ შეგიძლიათ სპეციალური ცხრილების გარეშე და თქვენ უნდა გამოიყენოთ ფორმულების მთელი თაიგული. შეჯამებისთვის, თქვენ უნდა გაიაროთ შემდეგი ნაბიჯები:

აუცილებელია ორბიტალური დიაგრამის შედგენა, რომელშიც იქნება კონცეფცია ელექტრონებს შორის განსხვავების შესახებ. ორბიტალები და ელექტრონები ხაზგასმულია დიაგრამაში.

ელექტრონები ივსება დონეებით, ქვემოდან ზევით და აქვთ რამდენიმე ქვედონე.

ასე რომ, ჯერ გავარკვიეთ მოცემული ატომის ელექტრონების საერთო რაოდენობა.

ჩვენ ვავსებთ ფორმულას გარკვეული სქემის მიხედვით და ვწერთ - ეს იქნება ელექტრონული ფორმულა.



მაგალითად, აზოტისთვის, ეს ფორმულა ასე გამოიყურება, ჯერ ელექტრონებთან გვაქვს საქმე:



და ჩაწერეთ ფორმულა:



Გაგება ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შედგენის პრინციპი, ჯერ უნდა დაადგინოთ ატომში ელექტრონების საერთო რაოდენობა პერიოდული ცხრილის რიცხვით. ამის შემდეგ, თქვენ უნდა განსაზღვროთ ენერგიის დონეების რაოდენობა, საფუძვლად აიღოთ იმ პერიოდის რაოდენობა, რომელშიც ელემენტი მდებარეობს.

ამის შემდეგ, დონეები იყოფა ქვედონეებად, რომლებიც ივსება ელექტრონებით, უმცირესი ენერგიის პრინციპის საფუძველზე.

თქვენ შეგიძლიათ შეამოწმოთ თქვენი მსჯელობის სისწორე, მაგალითად, აქ.

ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შედგენით, შეგიძლიათ გაიგოთ, რამდენი ელექტრონი და ელექტრონული ფენაა კონკრეტულ ატომში, აგრეთვე მათი განაწილების თანმიმდევრობა ფენებს შორის.

დასაწყისისთვის, ჩვენ განვსაზღვრავთ ელემენტის სერიულ ნომერს პერიოდული ცხრილის მიხედვით, ის შეესაბამება ელექტრონების რაოდენობას. ელექტრონული ფენების რაოდენობა მიუთითებს პერიოდის რიცხვს, ხოლო ელექტრონების რაოდენობა ატომის ბოლო ფენაში შეესაბამება ჯგუფის რიცხვს.

• ჯერ ვავსებთ s-ქვედონეებს, შემდეგ კი p-, d-b f-ქვედონეებს;
• კლეჩკოვსკის წესის მიხედვით, ელექტრონები ავსებენ ორბიტალებს ამ ორბიტალების ენერგიის გაზრდის მიზნით;
• ჰუნდის წესის თანახმად, ელექტრონები ერთ ქვედონეზე იკავებენ თავისუფალ ორბიტალებს ერთ დროს და შემდეგ ქმნიან წყვილებს;
• პაულის პრინციპის მიხედვით, ერთ ორბიტალში არ არის 2-ზე მეტი ელექტრონი.

• ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულა გვიჩვენებს, რამდენი ელექტრონული ფენა და რამდენ ელექტრონს შეიცავს ატომში და როგორ ნაწილდება ისინი ფენებზე.

  ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შესადგენად, თქვენ უნდა გადახედოთ პერიოდულ ცხრილს და გამოიყენოთ ამ ელემენტისთვის მიღებული ინფორმაცია. პერიოდულ სისტემაში ელემენტის სერიული ნომერი შეესაბამება ატომში ელექტრონების რაოდენობას. ელექტრონული ფენების რაოდენობა შეესაბამება პერიოდის რიცხვს, ელექტრონების რაოდენობა ბოლო ელექტრონულ ფენაში შეესაბამება ჯგუფის რიცხვს.

  უნდა გვახსოვდეს, რომ პირველ ფენას აქვს მაქსიმუმ 2 1s2 ელექტრონი, მეორეში - მაქსიმუმ 8 (ორი s და ექვსი p: 2s2 2p6), მესამე - მაქსიმუმ 18 (ორი s, ექვსი p და ათი. d: 3s2 3p6 3d10).

  მაგალითად, ნახშირბადის ელექტრონული ფორმულა: C 1s2 2s2 2p2 (სერიული ნომერი 6, პერიოდი ნომერი 2, ჯგუფი ნომერი 4).

  ნატრიუმის ელექტრონული ფორმულა: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (სერიული ნომერი 11, პერიოდი ნომერი 3, ჯგუფი ნომერი 1).

  ელექტრონული ფორმულის დაწერის სისწორის შესამოწმებლად შეგიძლიათ გადახედოთ საიტს www.alhimikov.net.

  ქიმიური ელემენტების ელექტრონული ფორმულის შედგენა ერთი შეხედვით შეიძლება საკმაოდ რთულ ამოცანად ჩანდეს, მაგრამ ყველაფერი ნათელი გახდება, თუ დაიცავთ შემდეგ სქემას:

  • ჯერ ორბიტალები დაწერეთ
  • ორბიტალების წინ ჩავსვით რიცხვები, რომლებიც მიუთითებენ ენერგიის დონის რაოდენობაზე. არ დაგავიწყდეთ ენერგეტიკულ დონეზე ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობის განსაზღვრის ფორმულა: N=2n2

  და როგორ გავარკვიოთ ენერგიის დონეების რაოდენობა? უბრალოდ შეხედეთ პერიოდულ ცხრილს: ეს რიცხვი უდრის იმ პერიოდის რაოდენობას, რომელშიც ეს ელემენტი მდებარეობს.

  • ორბიტალური ხატის ზემოთ ჩვენ ვწერთ რიცხვს, რომელიც მიუთითებს ამ ორბიტალში მყოფი ელექტრონების რაოდენობაზე.

  მაგალითად, სკანდიუმის ელექტრონული ფორმულა ასე გამოიყურება.

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.

შვეიცარიელმა ფიზიკოსმა ვ. პაულიმ 1925 წელს დაადგინა, რომ ატომში ერთ ორბიტალში არ შეიძლება იყოს ორი ელექტრონის მეტი, რომლებსაც აქვთ საპირისპირო (ანტიპარალელური) სპინები (ინგლისურიდან ითარგმნება როგორც "spindle"), ანუ მათ აქვთ თვისებები, რომლებიც შეიძლება იყოს. პირობითად წარმოადგენდა თავის თავს, როგორც ელექტრონის ბრუნს მისი წარმოსახვითი ღერძის გარშემო: საათის ისრის მიმართულებით ან საათის ისრის საწინააღმდეგოდ. ამ პრინციპს პაულის პრინციპი ეწოდება.

თუ ორბიტალში არის ერთი ელექტრონი, მაშინ მას ეწოდება დაუწყვილებელი, თუ ორია, მაშინ ეს არის დაწყვილებული ელექტრონები, ანუ ელექტრონები საპირისპირო სპინებით.

სურათი 5 გვიჩვენებს ენერგიის დონეების ქვედონეებად დაყოფის დიაგრამას.

S-ორბიტალი, როგორც უკვე იცით, სფერულია. წყალბადის ატომის ელექტრონი (s = 1) მდებარეობს ამ ორბიტალში და დაუწყვილებელია. ამიტომ მისი ელექტრონული ფორმულა ან ელექტრონული კონფიგურაცია ჩაიწერება შემდეგნაირად: 1s 1. ელექტრონულ ფორმულებში ენერგიის დონის რიცხვი მითითებულია ასოს წინ (1 ...), ქვედონეზე (ორბიტალური ტიპი) ლათინური ასოებით, ხოლო რიცხვი, რომელიც იწერება ასოს ზედა მარჯვნივ. ასო (როგორც ექსპონენტი) აჩვენებს ელექტრონების რაოდენობას ქვედონეზე.

ჰელიუმის ატომისთვის He, რომელსაც აქვს ორი დაწყვილებული ელექტრონი იმავე s-ორბიტალში, ეს ფორმულაა: 1s 2.

ჰელიუმის ატომის ელექტრონული გარსი სრული და ძალიან სტაბილურია. ჰელიუმი არის კეთილშობილი გაზი.

მეორე ენერგეტიკულ დონეს (n = 2) აქვს ოთხი ორბიტალი: ერთი s და სამი p. მეორე დონის s-ორბიტალის ელექტრონებს (2s-ორბიტალებს) აქვთ უფრო მაღალი ენერგია, რადგან ისინი ბირთვიდან უფრო დიდ მანძილზე არიან ვიდრე 1s-ორბიტალური ელექტრონები (n = 2).

ზოგადად, n-ის ყოველი მნიშვნელობისთვის არის ერთი s-ორბიტალი, მაგრამ მასში შესაბამისი რაოდენობის ელექტრონის ენერგია და, შესაბამისად, შესაბამისი დიამეტრით, იზრდება n-ის მნიშვნელობის გაზრდით.

R-ორბიტალს ჰანტელის ან რვა ფიგურის ფორმა აქვს. სამივე p-ორბიტალი განლაგებულია ატომში ორმხრივად პერპენდიკულარულად ატომის ბირთვში შედგენილი სივრცითი კოორდინატების გასწვრივ. კიდევ ერთხელ უნდა აღინიშნოს, რომ თითოეულ ენერგეტიკულ დონეს (ელექტრონულ ფენას), დაწყებული n = 2-დან, აქვს სამი p-ორბიტალი. როგორც n-ის მნიშვნელობა იზრდება, ელექტრონები იკავებენ p-ორბიტალებს, რომლებიც მდებარეობს ბირთვიდან დიდ მანძილზე და მიმართულია x, y და z ღერძების გასწვრივ.

მეორე პერიოდის ელემენტებისთვის (n = 2) ჯერ ერთი β-ორბიტალი ივსება, შემდეგ კი სამი p-ორბიტალი. ელექტრონული ფორმულა 1ლ: 1s 2 2s 1. ელექტრონი უფრო სუსტად არის შეკრული ატომის ბირთვთან, ამიტომ ლითიუმის ატომს შეუძლია ის ადვილად გასცეს (როგორც ცხადია გახსოვთ, ამ პროცესს დაჟანგვა ჰქვია), გადაიქცევა Li + იონად.

ბერილიუმის ატომში Be 0, მეოთხე ელექტრონი ასევე მდებარეობს 2s ორბიტალში: 1s 2 2s 2. ბერილიუმის ატომის ორი გარე ელექტრონი ადვილად იშლება - Be 0 იჟანგება Be 2+ კატიონამდე.

ბორის ატომში მეხუთე ელექტრონი იკავებს 2p ორბიტალს: 1s 2 2s 2 2p 1. გარდა ამისა, ატომები C, N, O, E ივსება 2p ორბიტალებით, რომელიც მთავრდება კეთილშობილური აირით ნეონით: 1s 2 2s 2 2p 6.

მესამე პერიოდის ელემენტებისთვის ივსება Sv- და Sp-ორბიტალები, შესაბამისად. მესამე დონის ხუთი d-ორბიტალი თავისუფალი რჩება:

ზოგჯერ ატომებში ელექტრონების განაწილების ამსახველ დიაგრამებში მითითებულია მხოლოდ ელექტრონების რაოდენობა თითოეულ ენერგეტიკულ დონეზე, ანუ ისინი წერენ ქიმიური ელემენტების ატომების შემოკლებულ ელექტრონულ ფორმულებს, ზემოთ მოცემული სრული ელექტრონული ფორმულებისგან განსხვავებით.

დიდი პერიოდების ელემენტებისთვის (მეოთხე და მეხუთე), პირველი ორი ელექტრონი იკავებს მე-4 და მე-5 ორბიტალებს, შესაბამისად: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. ყოველი დიდი პერიოდის მესამე ელემენტიდან დაწყებული, შემდეგი ათი ელექტრონი გადავა წინა 3d და 4d ორბიტალებზე, შესაბამისად (მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტებისთვის): 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. როგორც წესი, როდესაც წინა d-ქვედონე ივსება, გარე (4p- და 5p, შესაბამისად) p-ქვედონე იწყებს შევსებას.

დიდი პერიოდის ელემენტებისთვის - მეექვსე და არასრული მეშვიდე - ელექტრონული დონეები და ქვედონეები ივსება ელექტრონებით, როგორც წესი, შემდეგნაირად: პირველი ორი ელექტრონი გადავა გარე β-ქვედონეზე: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87გრ 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; შემდეგი ელექტრონი (Na და Ac-სთვის) წინა (p-ქვედონე: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 და 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

შემდეგ შემდეგი 14 ელექტრონი წავა მესამე ენერგეტიკულ დონეზე გარედან 4f და 5f ორბიტალებში, შესაბამისად, ლანთანიდების და აქტინიდების მიმართ.

შემდეგ მეორე გარე ენერგეტიკული დონე (d-ქვედონე) კვლავ დაიწყებს აგებას: მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტებისთვის: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - და ბოლოს, მხოლოდ ათი ელექტრონით მიმდინარე დონის სრული შევსების შემდეგ გარე p-ქვედონე კვლავ შეივსება:

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

ძალიან ხშირად, ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა გამოსახულია ენერგიის ან კვანტური უჯრედების გამოყენებით - ისინი წერენ ე.წ. გრაფიკულ ელექტრონულ ფორმულებს. ამ ჩანაწერისთვის გამოიყენება შემდეგი აღნიშვნა: თითოეული კვანტური უჯრედი აღინიშნება უჯრედით, რომელიც შეესაბამება ერთ ორბიტალს; თითოეული ელექტრონი მითითებულია ისრით, რომელიც შეესაბამება სპინის მიმართულებას. გრაფიკული ელექტრონული ფორმულის წერისას უნდა გვახსოვდეს ორი წესი: პაულის პრინციპი, რომლის მიხედვითაც უჯრედში არ შეიძლება იყოს ორზე მეტი ელექტრონი (ორბიტალები, მაგრამ ანტიპარალელური სპინებით) და ფ.ჰუნდის წესი, რომლის მიხედვითაც ელექტრონები. იკავებენ თავისუფალ უჯრედებს (ორბიტალებს), განლაგებულია მათში ჯერ ერთი და ამავე დროს აქვთ დატრიალების იგივე მნიშვნელობა და მხოლოდ ამის შემდეგ წყვილდებიან, მაგრამ ტრიალები ამ შემთხვევაში, პაულის პრინციპის მიხედვით, უკვე იქნება საპირისპიროდ მიმართული.

დასასრულს, კიდევ ერთხელ განვიხილოთ ელემენტების ატომების ელექტრონული კონფიგურაციების რუქა დ.ი.მენდელეევის სისტემის პერიოდებში. ატომების ელექტრონული სტრუქტურის სქემები აჩვენებს ელექტრონების განაწილებას ელექტრონულ ფენებზე (ენერგიის დონეები).

ჰელიუმის ატომში სრულდება პირველი ელექტრონული შრე – მას აქვს 2 ელექტრონი.

წყალბადი და ჰელიუმი არის s-ელემენტები; ამ ატომებს აქვთ s-ორბიტალი სავსე ელექტრონებით.

მეორე პერიოდის ელემენტები

მეორე პერიოდის ყველა ელემენტისთვის ივსება პირველი ელექტრონული ფენა და ელექტრონები ავსებენ მეორე ელექტრონული ფენის e- და p-ორბიტალებს უმცირესი ენერგიის პრინციპით (ჯერ s- და შემდეგ p) და წესების შესაბამისად. პაულისა და ჰუნდის (ცხრილი 2).

ნეონის ატომში დასრულებულია მეორე ელექტრონული შრე – მას აქვს 8 ელექტრონი.

ცხრილი 2 მეორე პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა

მაგიდის დასასრული. 2

Li, Be არის β-ელემენტები.

B, C, N, O, F, Ne არის p-ელემენტები; ამ ატომებს აქვთ p-ორბიტალები, რომლებიც სავსეა ელექტრონებით.

მესამე პერიოდის ელემენტები

მესამე პერიოდის ელემენტების ატომებისთვის დასრულებულია პირველი და მეორე ელექტრონული ფენა; შესაბამისად, ივსება მესამე ელექტრონული ფენა, რომელშიც ელექტრონებს შეუძლიათ დაიკავონ 3s, 3p და 3d ქვედონეები (ცხრილი 3).

ცხრილი 3 მესამე პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა

3s-ელექტრონული ორბიტალი დასრულებულია მაგნიუმის ატომთან. Na და Mg არის s-ელემენტები.

არგონის ატომში გარე შრეში (მესამე ელექტრონული ფენა) არის 8 ელექტრონი. როგორც გარე შრე, ის სრულია, მაგრამ მთლიანობაში, მესამე ელექტრონულ შრეში, როგორც უკვე იცით, შეიძლება იყოს 18 ელექტრონი, რაც ნიშნავს, რომ მესამე პერიოდის ელემენტებს აქვთ შეუვსებელი 3D ორბიტალები.

ყველა ელემენტი Al-დან Ar-მდე არის p-ელემენტები. s- და p-ელემენტები ქმნიან ძირითად ქვეჯგუფებს პერიოდულ სისტემაში.

მეოთხე ელექტრონული ფენა ჩნდება კალიუმის და კალციუმის ატომებზე და ივსება 4s ქვედონე (ცხრილი 4), ვინაიდან მას აქვს უფრო დაბალი ენერგია, ვიდრე 3D ქვედონე. მეოთხე პერიოდის ელემენტების ატომების გრაფიკული ელექტრონული ფორმულების გასამარტივებლად: 1) არგონის პირობით გრაფიკულ ელექტრონულ ფორმულას აღვნიშნავთ შემდეგნაირად:
არ;

2) ჩვენ არ გამოვსახავთ ქვედონეებს, რომლებიც არ არის შევსებული ამ ატომებისთვის.

ცხრილი 4 მეოთხე პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა

K, Ca - s-ელემენტები, რომლებიც შედის ძირითად ქვეჯგუფებში. Sc-დან Zn-მდე ატომებისთვის, 3D ქვედონე ივსება ელექტრონებით. ეს არის 3D ელემენტები. ისინი შედიან მეორად ქვეჯგუფებში, აქვთ წინასწარ გარე ელექტრონული შრე შევსებული, მათ მოიხსენიებენ როგორც გარდამავალ ელემენტებს.

ყურადღება მიაქციეთ ქრომის და სპილენძის ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურას. მათში ხდება ერთი ელექტრონის „ჩავარდნა“ 4n-დან 3d ქვედონემდე, რაც აიხსნება შედეგად მიღებული ელექტრონული კონფიგურაციების უფრო დიდი ენერგეტიკული სტაბილურობით 3d 5 და 3d 10:

თუთიის ატომში სრულდება მესამე ელექტრონული ფენა - მასში ივსება ყველა 3s, 3p და 3d ქვედონე, ჯამში მათზე 18 ელექტრონია.

თუთიის შემდეგ ელემენტებში მეოთხე ელექტრონული ფენა, 4p ქვედონე, აგრძელებს შევსებას: ელემენტები Ga-დან Kr-მდე არის p-ელემენტები.

კრიპტონის ატომის გარე შრე (მეოთხე) სრულია და აქვს 8 ელექტრონი. მაგრამ მხოლოდ მეოთხე ელექტრონულ ფენაში, როგორც მოგეხსენებათ, შეიძლება იყოს 32 ელექტრონი; კრიპტონის ატომის 4d და 4f ქვედონეები კვლავ შეუვსებელი რჩება.

მეხუთე პერიოდის ელემენტები ავსებენ ქვედონეებს შემდეგი თანმიმდევრობით: 5s-> 4d -> 5p. და ასევე არის გამონაკლისები, რომლებიც დაკავშირებულია ელექტრონების "მარცხთან" 41 Nb, 42 MO და ა.შ.

მეექვსე და მეშვიდე პერიოდებში ჩნდება ელემენტები, ანუ ელემენტები, რომლებშიც ივსება, შესაბამისად, მესამე გარე ელექტრონული ფენის 4f და 5f ქვედონეები.

4f ელემენტებს ლანთანიდები ეწოდება.

5f-ელემენტებს აქტინიდები ეწოდება.

მეექვსე პერიოდის ელემენტების ატომებში ელექტრონული ქვედონეების შევსების რიგი: 55 Cs და 56 Ba - 6s ელემენტები;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d ელემენტი; 58 Ce - 71 Lu - 4f ელემენტები; 72 Hf - 80 Hg - 5d ელემენტები; 81 Tl - 86 Rn - 6p ელემენტები. მაგრამ აქაც არის ელემენტები, რომლებშიც „ირღვევა“ ელექტრონული ორბიტალების შევსების რიგი, რაც, მაგალითად, ასოცირდება ნახევარი და მთლიანად შევსებული f ქვედონეების უფრო დიდ ენერგეტიკულ სტაბილურობასთან, ანუ nf 7 და nf 14.

იმის მიხედვით, თუ ატომის რომელი ქვედონე ივსება ბოლოს ელექტრონებით, ყველა ელემენტი, როგორც უკვე მიხვდით, იყოფა ოთხ ელექტრონულ ოჯახად ან ბლოკად (ნახ. 7).

1) s-ელემენტები; ატომის გარე დონის β-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; s-ელემენტებში შედის წყალბადი, ჰელიუმი და I და II ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტები;

2) p-ელემენტები; ატომის გარე დონის p-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; p ელემენტები მოიცავს III-VIII ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტებს;

3) d-ელემენტები; ატომის წინაგარე დონის d-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; d-ელემენტები მოიცავს I-VIII ჯგუფების მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტებს, ანუ s- და p- ელემენტებს შორის განლაგებული დიდი პერიოდის ინტერკალირებული ათწლეულების ელემენტებს. მათ ასევე უწოდებენ გარდამავალ ელემენტებს;

4) f- ელემენტები, ატომის მესამე გარე დონის f-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; მათ შორისაა ლანთანიდები და აქტინიდები.

1. რა მოხდებოდა, თუ პაულის პრინციპი არ იქნებოდა დაცული?

2. რა მოხდებოდა ჰუნდის წესს რომ არ იცავდნენ?

3. შეადგინეთ შემდეგი ქიმიური ელემენტების ატომების ელექტრონული სტრუქტურის, ელექტრონული ფორმულების და გრაფიკული ელექტრონული ფორმულების დიაგრამები: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. დაწერეთ #110 ელემენტის ელექტრონული ფორმულა შესაბამისი კეთილშობილი გაზის სიმბოლოს გამოყენებით.

5. რა არის ელექტრონის „მარცხი“? მიეცით ელემენტების მაგალითები, რომლებშიც შეიმჩნევა ეს ფენომენი, ჩამოწერეთ მათი ელექტრონული ფორმულები.

6. როგორ დგინდება ქიმიური ელემენტის კუთვნილება ამა თუ იმ ელექტრონულ ოჯახთან?

7. შეადარეთ გოგირდის ატომის ელექტრონული და გრაფიკული ელექტრონული ფორმულები. რა დამატებით ინფორმაციას შეიცავს ბოლო ფორმულა?