Este scris sub formă de așa-numite formule electronice. În formulele electronice, literele s, p, d, f indică subnivelurile energetice electroni; numerele din fața literelor indică nivelul de energie în care se află electronul dat, iar indicele din dreapta sus este numărul de electroni din acest subnivel. Pentru a compune formula electronică a unui atom a oricărui element, este suficient să cunoaștem numărul acestui element în sistemul periodic și să îndepliniți prevederile de bază care guvernează distribuția electronilor în atom.

Structura învelișului de electroni a unui atom poate fi, de asemenea, descrisă sub forma unui aranjament de electroni în celulele energetice.

Pentru atomii de fier, o astfel de schemă are următoarea formă:

Această diagramă arată clar implementarea regulii lui Hund. La subnivelul 3d, numărul maxim de celule (patru) este umplut cu electroni nepereche. Imaginea structurii învelișului de electroni din atom sub formă de formule electronice și sub formă de diagrame nu reflectă clar proprietățile undei electron.

Formularea legii periodice cu modificările ulterioare DA. Mendeleev : proprietăți corpuri simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor sunt într-o dependență periodică a valorii greutăți atomice elemente.

Formularea modernă a Legii periodice: proprietățile elementelor, precum și formele și proprietățile compușilor lor, sunt într-o dependență periodică de sarcina nucleului atomilor lor.

Prin urmare, sarcină pozitivă miez (nu masă atomică) s-a dovedit a fi un argument mai precis, de care depind proprietățile elementelor și compușii acestora

Valenţă- acest număr legături chimice prin care un atom este legat de altul.
Posibilitățile de valență ale unui atom sunt determinate de numărul de electroni nepereche și de prezența nivel extern orbitali atomici liberi. Structura nivelurilor exterioare de energie ale atomilor elementelor chimice determină în principal proprietățile atomilor lor. Prin urmare, aceste niveluri sunt numite niveluri de valență. Electronii acestor niveluri, și uneori ai nivelurilor pre-externe, pot lua parte la formarea legăturilor chimice. Astfel de electroni sunt numiți și electroni de valență.

Valența stoichiometricăelement chimic- este numărul de echivalenți pe care un anumit atom îi poate atașa sau este numărul de echivalenți din atom.

Echivalenții sunt determinați de numărul de atomi de hidrogen atașați sau substituiți, prin urmare, valența stoechiometrică este egală cu numărul de atomi de hidrogen cu care acest atom interacționează. Dar nu toate elementele interacționează liber, dar aproape totul interacționează cu oxigenul, astfel încât valența stoechiometrică poate fi definită ca de două ori mai mare decât numărul de atomi de oxigen atașați.

De exemplu, valența stoechiometrică a sulfului în hidrogenul sulfurat H 2 S este 2, în oxidul SO 2 - 4, în oxidul SO 3 -6.

La determinarea valenţei stoechiometrice a unui element prin formula conexiune binară trebuie să ne ghidăm după regula: valența totală a tuturor atomilor unui element trebuie să fie egală cu valența totală a tuturor atomilor altui element.

Stare de oxidare de asemenea caracterizează compoziția substanței și este egală cu valența stoechiometrică cu semnul plus (pentru un metal sau un element mai electropozitiv dintr-o moleculă) sau minus.

1. În substanțe simple ax starea de oxidare a elementelor este zero.

2. Starea de oxidare a fluorului în toți compușii este -1. Halogenii rămași (clor, brom, iod) cu metale, hidrogen și alte elemente mai electropozitive au și o stare de oxidare de -1, dar în compușii cu elemente mai electronegative au valori pozitive grade de oxidare.

3. Oxigenul din compuși are o stare de oxidare de -2; excepțiile sunt peroxidul de hidrogen H 2 O 2 și derivații săi (Na 2 O 2, BaO 2 etc., în care oxigenul are o stare de oxidare de -1, precum și fluorura de oxigen OF 2, în care starea de oxidare a oxigenului este +2.

4. Elemente alcaline (Li, Na, K etc.) și elemente subgrupul principal a doua grupă a sistemului Periodic (Be, Mg, Ca etc.) au întotdeauna o stare de oxidare egală cu numărul grupului, adică +1 și respectiv +2.

5. Toate elementele grupei a treia, cu excepția taliului, au o stare de oxidare constantă egală cu numărul grupului, adică. +3.

6. Cea mai mare stare de oxidare a unui element este egală cu numărul de grup al sistemului periodic, iar cea mai mică este diferența: numărul de grup - 8. De exemplu, cel mai înalt grad oxidarea azotului (este situat în al cincilea grup) este de +5 (in acid azoticși sărurile sale), iar cea mai mică este -3 (în săruri de amoniac și amoniu).

7. Stările de oxidare ale elementelor din compus se compensează reciproc astfel încât suma lor pentru toți atomii din moleculă sau neutru unitate de formulă este egal cu zero, iar pentru un ion - sarcina acestuia.

Aceste reguli pot fi folosite pentru a determina grad necunoscut oxidarea unui element dintr-un compus, dacă sunt cunoscute stările de oxidare ale restului, și formularea de compuși multi-element.

Gradul de oxidare (numarul de oxidare,) — valoare condiționată auxiliară pentru înregistrarea proceselor de oxidare, reducere și reacții redox.

concept starea de oxidare folosit adesea în Chimie anorganicăîn locul conceptului valenţă. Starea de oxidare a unui atom este egală cu valoarea numerică incarcare electrica atribuit unui atom sub ipoteza că perechile de electroni de legătură sunt complet polarizate către mai mulți atomi electronegativi (adică pe baza ipotezei că compusul este format numai din ioni).

Starea de oxidare corespunde numărului de electroni de care trebuie atașați ion pozitiv pentru a-l restaura la atom neutru, sau scădeți dintr-un ion negativ pentru a-l oxida la un atom neutru:

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

Proprietățile elementelor, în funcție de structura învelișului electronic al atomului, se modifică pe perioade și grupuri sistem periodic. Deoarece structurile electronice dintr-un număr de elemente analoge sunt doar similare, dar nu identice, atunci când se trece de la un element dintr-un grup la altul, nu se observă o simplă repetare a proprietăților pentru ele, ci schimbarea regulată mai mult sau mai puțin clar exprimată a acestora.

Natura chimică a unui element este determinată de capacitatea atomului său de a pierde sau de a câștiga electroni. Această capacitate este cuantificată prin valorile energiilor de ionizare și ale afinității electronilor.

Energia de ionizare (Ei) numit cantitate minimă energia necesară pentru detașarea și îndepărtarea completă a unui electron dintr-un atom în faza gazoasă la T = 0

K fără transfer la un electron eliberat energie kinetică cu transformarea atomului într-un ion încărcat pozitiv: E + Ei = E + + e-. Energia de ionizare este pozitivă și are cele mai mici valori pentru atomii de metale alcaline și cel mai mare pentru atomii de gaze nobile (inerte).

Afinitatea electronică (Ee) este energia eliberată sau absorbită atunci când un electron este atașat de un atom în faza gazoasă la T = 0

K cu transformarea atomului într-un ion încărcat negativ fără a transfera energie cinetică particulei:

E + e- = E- + Ee.

Halogenii, în special fluorul, au afinitatea electronică maximă (Ee = -328 kJ/mol).

Valorile lui Ei și Ee sunt exprimate în kilojuli pe mol (kJ/mol) sau în electron volți per atom (eV).

Abilitatea atom legat pentru a deplasa electronii legăturilor chimice către sine, creșterea densității electronilor în jurul său se numește electronegativitatea.

Acest concept a fost introdus în știință de L. Pauling. Electronegativitateanotat cu simbolul ÷ și caracterizează tendința unui atom dat de a atașa electroni atunci când formează o legătură chimică.

Potrivit lui R. Maliken, electronegativitatea unui atom este estimată la jumătate din suma energiilor de ionizare și afinitatea electronică a atomilor liberi h = (Ee + Ei)/2

În perioade există tendința generală o creștere a energiei de ionizare și a electronegativității cu creșterea sarcinii nucleului atomic, în grupuri aceste cantități scad odată cu creșterea numărului ordinal al elementului.

Trebuie subliniat faptul că elementul nu poate fi atribuit valoare constantă electronegativitatea, deoarece depinde de mulți factori, în special de stare de valență element, tipul de compus în care este inclus, numărul și tipul atomilor vecini.

Raze atomice și ionice. Dimensiunile atomilor și ionilor sunt determinate de dimensiunile învelișului de electroni. Conform conceptelor mecanicii cuantice, învelișul de electroni nu are limite strict definite. Prin urmare, pentru raza unui atom sau ion liber, putem lua distanța calculată teoretic de la miez până la poziția densității maxime principale a norilor de electroni exteriori. Această distanță se numește raza orbitală. În practică, se folosesc de obicei valorile razelor atomilor și ionilor din compuși, calculate din date experimentale. În acest caz, se disting razele covalente și metalice ale atomilor.

Dependenţa atomică şi razele ionice pe sarcina nucleului unui atom al unui element și este periodică. În perioade, pe măsură ce numărul atomic crește, razele tind să scadă. Cea mai mare scădere este tipică pentru elementele de perioade mici, deoarece nivelul electronic exterior este umplut în ele. În perioade mari în familiile de elemente d și f, această schimbare este mai puțin accentuată, deoarece umplerea electronilor în ele are loc în stratul preextern. În subgrupe, razele atomilor și ionilor de același tip cresc în general.

Tabelul periodic al elementelor este bun exemplu manifestări de diferite tipuri de periodicitate în proprietățile elementelor, care se observă orizontal (într-o perioadă de la stânga la dreapta), vertical (într-un grup, de exemplu, de sus în jos), în diagonală, i.e. o anumită proprietate a atomului crește sau scade, dar periodicitatea se păstrează.

În perioada de la stânga la dreapta (→), oxidativă și nu proprietăți metalice elemente, iar proprietățile reducătoare și metalice scad. Deci, dintre toate elementele din perioada 3, sodiul va fi cel mai mult metal activși cel mai puternic agent reducător, în timp ce clorul este cel mai puternic agent oxidant.

legătură chimică- este interconectarea atomilor dintr-o moleculă sau rețea cristalină, ca urmare a acțiunii dintre atomi forte electrice atracţie.

Aceasta este interacțiunea tuturor electronilor și a tuturor nucleelor, conducând la formarea unui sistem poliatomic stabil (radical, ion molecular, moleculă, cristal).

Legătura chimică este realizată de electroni de valență. De idei moderne legătura chimică este de natură electronică, dar se realizează în moduri diferite. Prin urmare, există trei tipuri principale de legături chimice: covalent, ionic, metalicÎntre molecule apare legătură de hidrogen, și se întâmplă interacțiunile van der Waals.

Principalele caracteristici ale unei legături chimice sunt:

- lungimea legăturii - este distanța internucleară dintre atomii legați chimic.

Depinde de natura atomilor care interacționează și de multiplicitatea legăturii. Odată cu creșterea multiplicității, lungimea legăturii scade și, în consecință, rezistența acesteia crește;

- multiplicitatea legăturilor - este determinată de numărul de perechi de electroni care leagă doi atomi. Pe măsură ce multiplicitatea crește, energia de legare crește;

- unghi de conectare- unghiul dintre liniile drepte imaginare care trec prin nucleele a doi atomi vecini interconectați chimic;

Energie de legare E CB - aceasta este energia care este eliberată în timpul formării acestei legături și este cheltuită pentru a o rupe, kJ / mol.

legătură covalentă - O legătură chimică formată prin împărțirea unei perechi de electroni cu doi atomi.

Explicația legăturii chimice prin apariția perechilor de electroni comuni între atomi a stat la baza teoriei spin a valenței, al cărei instrument este metoda legăturii de valență (MVS) , descoperit de Lewis în 1916. Pentru descrierea mecanică cuantică a legăturii chimice și a structurii moleculelor se folosește o altă metodă - metoda orbitală moleculară (MMO) .

Metoda legăturii de valență

Principiile de bază ale formării unei legături chimice conform MVS:

1. Se formează o legătură chimică datorită electronilor de valență (nepereche).

2. Electroni cu spin antiparalel aparținând lui doi atomi diferiți, devin comune.

3. O legătură chimică se formează numai dacă, atunci când doi sau mai mulți atomi se apropie unul de celălalt, energia totală a sistemului scade.

4. Principalele forte care actioneaza in molecula sunt de origine electrica, coulombiana.

5. Conexiunea este mai puternică decât în Mai mult norii de electroni care interacționează se suprapun.

Există două mecanisme de formare legătură covalentă:

mecanism de schimb. Comunicarea se formează prin socializare electroni de valență doi atomi neutri. Fiecare atom dă un electron nepereche unei perechi de electroni comune:

Orez. 7. Mecanism de schimb pentru formarea unei legături covalente: A- nepolar; b- polar

Mecanismul donor-acceptor. Un atom (donator) oferă o pereche de electroni, iar un alt atom (acceptor) oferă un orbital gol pentru această pereche.

conexiuni, educat conform mecanismului donor-acceptor, aparțin compuși complecși

Orez. 8. Mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor covalente

O legătură covalentă are anumite caracteristici.

Saturabilitatea - proprietatea atomilor de a se forma strict un anumit număr legaturi covalente. Datorită saturației legăturilor, moleculele au o anumită compoziție.

Orientare - t . e. legătura se formează în direcţia de suprapunere maximă a norilor de electroni . În ceea ce privește linia care leagă centrele atomilor care formează o legătură, există: σ și π (Fig. 9): σ-legatură - formată prin suprapunerea AO de-a lungul liniei care leagă centrele atomilor care interacționează; O legătură π este o legătură care are loc în direcția unei axe perpendiculare pe linia dreaptă care leagă nucleele unui atom. Direcția de comunicare determină structura spatiala molecule, adică forma lor geometrică. hibridizare - este o modificare a formei unor orbitali în formarea unei legături covalente pentru a realiza o suprapunere mai eficientă a orbitalilor. Legătura chimică formată cu participarea electronilor orbitalilor hibrizi este mai puternică decât legătura cu participarea electronilor orbitalilor s și p nehibrizi, deoarece există mai multă suprapunere. Distinge următoarele tipuri hibridizare (Fig. 10, Tabelul 31): hibridizare sp - un orbital s și un orbital p se transformă în doi orbitali „hibrizi” identici, al căror unghi dintre axe este de 180°. Moleculele în care are loc hibridizarea sp au o geometrie liniară (BeCl 2).

hibridizare sp 2- un orbital s și doi orbitali p se transformă în trei orbitali „hibrizi” identici, al căror unghi dintre axe este de 120°. Moleculele în care se realizează hibridizarea sp2 au o geometrie plată (BF3, AlCl3).

sp 3-hibridizare- un orbital s și trei orbitali p se transformă în patru orbitali „hibrizi” identici, al căror unghi dintre axe este de 109 ° 28". Moleculele în care are loc hibridizarea sp 3 au o geometrie tetraedrică (CH 4 ). , NH3).

Orez. 10. Tipuri de hibridizări orbitali de valență: a - sp-hibridarea orbitalilor de valență; b - sp2- hibridizarea orbitalilor de valență; în - sp 3 - hibridizarea orbitalilor de valență

Fizicianul elvețian W. Pauli în 1925 a stabilit că într-un atom dintr-un orbital nu pot exista mai mult de doi electroni care au spini opuși (antiparaleli) (tradus din engleză ca „fus”), adică au proprietăți care pot fi s-a reprezentat condiționat ca rotația unui electron în jurul axei sale imaginare: în sensul acelor de ceasornic sau în sens invers acelor de ceasornic. Acest principiu se numește principiul Pauli.

Dacă există un electron în orbital, atunci se numește nepereche, dacă sunt doi, atunci aceștia sunt electroni perechi, adică electroni cu spini opuși.

Figura 5 prezintă o diagramă a împărțirii nivelurilor de energie în subniveluri.

Orbitalul S, după cum știți deja, este sferic. Electronul atomului de hidrogen (s = 1) este situat în acest orbital și este nepereche. Prin urmare ea formula electronica sau configuratia electronica s-ar scrie asa: 1s 1 . În formulele electronice, numărul nivelului de energie este indicat de numărul din fața literei (1 ...), Literă latină notează subnivelul (tipul de orbital), iar numărul, care este scris în dreapta sus a literei (ca exponent), arată numărul de electroni din subnivel.

Pentru un atom de heliu, He, având doi electroni perechi în același orbital s, această formulă este: 1s 2 .

Învelișul de electroni a atomului de heliu este complet și foarte stabil. Heliul este un gaz nobil.

Al doilea nivel de energie (n = 2) are patru orbiti: unul s și trei p. Electronii orbitalii s de nivelul doi (orbitalii 2s) au o energie mai mare, deoarece se află la o distanță mai mare de nucleu decât electronii orbitalii 1s (n = 2).

În general, pentru fiecare valoare a lui n, există un orbital s, dar cu o cantitate corespunzătoare de energie electronică în el și, prin urmare, cu un diametru corespunzător, care crește pe măsură ce valoarea lui n crește.

Orbitul R are forma unei gantere sau a unei figuri de opt. Toți cei trei orbitali p sunt localizați în atom reciproc perpendicular de-a lungul coordonatelor spațiale trasate prin nucleul atomului. Trebuie subliniat din nou că fiecare nivel de energie (stratul electronic), începând de la n = 2, are trei p-orbitali. Pe măsură ce valoarea lui n crește, electronii ocupă orbitali p localizați la distanțe mari de nucleu și direcționați de-a lungul axelor x, y și z.

Pentru elementele din a doua perioadă (n = 2), mai întâi este umplut un orbital β și apoi trei orbitali p. Formula electronică 1l: 1s 2 2s 1. Electronul este legat mai slab de nucleul atomului, astfel încât atomul de litiu îl poate ceda cu ușurință (după cum probabil vă amintiți, acest proces se numește oxidare), transformându-se într-un ion Li +.

În atomul de beriliu Be 0, al patrulea electron este situat și în orbitalul 2s: 1s 2 2s 2 . Cei doi electroni exteriori ai atomului de beriliu se desprind usor - Be 0 este oxidat la cationul Be 2+.

La atomul de bor, al cincilea electron ocupă un orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. În plus, atomii C, N, O, E sunt umpluți cu orbitali 2p, care se termină cu neonul de gaz nobil: 1s 2 2s 2 2p 6.

Pentru elementele perioadei a treia, orbitalii Sv- și, respectiv, Sp-ul sunt umpluți. Cinci d-orbitali ai celui de-al treilea nivel rămân liberi:

Uneori, în diagramele care prezintă distribuția electronilor în atomi, este indicat doar numărul de electroni la fiecare nivel de energie, adică se notează formulele electronice abreviate ale atomilor elementelor chimice, spre deosebire de formulele electronice complete prezentate mai sus.

Pentru elementele de perioade mari (a patra și a cincea), primii doi electroni ocupă orbitalii 4 și 5, respectiv: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Începând cu al treilea element al fiecăruia perioada lunga, următorii zece electroni vor merge la orbitalii 3d și respectiv 4d anteriori (pentru elementele subgrupurilor secundare): 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. De regulă, atunci când subnivelul d anterior este umplut, subnivelul exterior (4p- și, respectiv, 5p) p va începe să se umple.

Pentru elementele de perioade mari - al șaselea și al șaptelea incomplet - nivelurile și subnivelurile electronice sunt umplute cu electroni, de regulă, după cum urmează: primii doi electroni vor merge la subnivelul β exterior: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; următorul electron (pentru Na și Ac) față de precedentul (subnivelul p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 și 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Apoi următorii 14 electroni vor merge la al treilea nivel de energie din exterior în orbitalii 4f și, respectiv, 5f pentru lantanide și actinide.

Apoi, al doilea nivel de energie exterioară (subnivelul d) va începe să se acumuleze din nou: pentru elementele subgrupurilor secundare: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - și, în final, numai după umplerea completă a nivelului curent cu zece electroni va fi umplut din nou subnivelul exterior:

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

Foarte des structura învelișuri de electroni atomii sunt reprezentați folosind energie sau celule cuantice - ei notează așa-numitele formule electronice grafice. Pentru această înregistrare se folosește următoarea notație: fiecare celulă cuantică este notată cu o celulă care corespunde unui orbital; fiecare electron este indicat printr-o săgeată corespunzătoare direcției spinului. Când scrieți o formulă electronică grafică, trebuie reținute două reguli: principiul Pauli, conform căruia într-o celulă nu pot exista mai mult de doi electroni (orbitali, dar cu spin antiparalel) și regula lui F. Hund, conform căreia electronii ocupă celule libere (orbitale), sunt localizate în ele pe rând și au în același timp aceeași valoare se învârt, și numai atunci se împerechează, dar în acest caz, conform principiului Pauli, învârtirile vor fi deja direcționate opus.

În concluzie, să considerăm încă o dată maparea configurațiilor electronice ale atomilor elementelor pe perioadele sistemului D. I. Mendeleev. Schemele structurii electronice a atomilor arată distribuția electronilor peste straturile electronice (nivelurile de energie).

Într-un atom de heliu, primul strat de electroni este completat - are 2 electroni.

Hidrogenul și heliul sunt elemente s; acești atomi au un orbital s plin cu electroni.

Elemente ale perioadei a doua

Pentru toate elementele din a doua perioadă, primul strat de electroni este umplut, iar electronii umplu orbitalii e și p ai celui de-al doilea strat de electroni în conformitate cu principiul energiei minime (întâi s- și apoi p) și cu regulile lui Pauli și Hund (Tabelul 2).

În atomul de neon, al doilea strat de electroni este completat - are 8 electroni.

Tabelul 2 Structura învelișurilor de electroni ale atomilor elementelor din a doua perioadă

Sfârșitul mesei. 2

Li, Be sunt elemente β.

B, C, N, O, F, Ne sunt elemente p; acești atomi au orbitali p umpluți cu electroni.

Elemente ale perioadei a treia

Pentru atomii elementelor din a treia perioadă, primul și al doilea strat de electroni sunt completați; prin urmare, al treilea strat de electroni este umplut, în care electronii pot ocupa subnivelurile 3s, 3p și 3d (Tabelul 3).

Tabelul 3 Structura învelișurilor de electroni ale atomilor elementelor din perioada a treia

Un orbital de electroni 3s este completat la atomul de magneziu. Na și Mg sunt elemente s.

Există 8 electroni în stratul exterior (al treilea strat de electroni) în atomul de argon. Ca strat exterior, este complet, dar în total, în al treilea strat de electroni, după cum știți deja, pot exista 18 electroni, ceea ce înseamnă că elementele din a treia perioadă au orbitali 3d neumpluți.

Toate elementele de la Al la Ar sunt elemente p. Elementele s- și p formează principalele subgrupe din sistemul periodic.

Un al patrulea strat de electroni apare la atomii de potasiu și calciu, iar subnivelul 4s este umplut (Tabelul 4), deoarece are o energie mai mică decât subnivelul 3d. Pentru a simplifica formulele electronice grafice ale atomilor elementelor din perioada a patra: 1) să notăm condiționat formula electronică grafică a argonului după cum urmează:
Ar;

2) nu vom descrie subnivelurile care nu sunt umplute pentru acești atomi.

Tabelul 4 Structura învelișurilor de electroni ale atomilor elementelor din perioada a patra

K, Ca - s-elemente incluse în principalele subgrupe. Pentru atomii de la Sc la Zn, subnivelul 3d este umplut cu electroni. Acestea sunt elemente 3D. Ele sunt incluse în subgrupurile secundare, stratul lor de electroni pre-extern este umplut, sunt denumite elemente de tranziție.

Acordați atenție structurii învelișurilor de electroni ale atomilor de crom și cupru. În ele, are loc o „eșec” a unui electron de la subnivelul 4n- la 3d, care se explică prin stabilitatea energetică mai mare a configurațiilor electronice rezultate 3d 5 și 3d 10:

În atomul de zinc, al treilea strat de electroni este complet - toate subnivelurile 3s, 3p și 3d sunt umplute în el, în total sunt 18 electroni pe ele.

În elementele care urmează zincului, al patrulea strat de electroni, subnivelul 4p, continuă să fie umplut: Elementele de la Ga la Kr sunt elemente p.

Stratul exterior (al patrulea) al atomului de cripton este complet și are 8 electroni. Dar doar în al patrulea strat de electroni, după cum știți, pot fi 32 de electroni; subnivelurile 4d și 4f ale atomului de cripton rămân încă neumplute.

Elementele perioadei a cincea umple subnivelurile în următoarea ordine: 5s-> 4d -> 5p. Și există și excepții asociate cu „eșecul” electronilor, în 41 Nb, 42 MO etc.

În perioadele a șasea și a șaptea apar elemente, adică elemente în care sunt umplute subnivelurile 4f și, respectiv, 5f ale celui de-al treilea strat electronic exterior.

Elementele 4f se numesc lantanide.

Elementele 5f se numesc actinide.

Ordinea de umplere a subnivelurilor electronice în atomii elementelor din perioada a șasea: 55 Сs și 56 Ва - 6s-elemente;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemente; 81 Tl - 86 Rn - 6p elemente. Dar chiar și aici există elemente în care ordinea de umplere este „încălcată” orbitalii de electroni, care, de exemplu, este asociat cu o stabilitate energetică mai mare a subnivelurilor f jumătate și pline, adică nf 7 și nf 14 .

În funcție de subnivelul atomului umplut cu electroni, toate elementele, așa cum ați înțeles deja, sunt împărțite în patru familii sau blocuri electronice (Fig. 7).

1) s-Elemente; subnivelul β al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; elementele s includ hidrogen, heliu și elemente din principalele subgrupe ale grupelor I și II;

2) p-elemente; subnivelul p al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; p elementele includ elemente ale subgrupurilor principale ale grupelor III-VIII;

3) d-elemente; subnivelul d al nivelului preextern al atomului este umplut cu electroni; Elementele d includ elemente ale subgrupurilor secundare ale grupelor I-VIII, adică elemente ale deceniilor intercalate de perioade mari situate între elementele s- și p. Se mai numesc si elemente de tranzitie;

4) elemente f, subnivelul f al celui de-al treilea nivel exterior al atomului este umplut cu electroni; acestea includ lantanide și actinide.

1. Ce s-ar întâmpla dacă principiul Pauli nu ar fi respectat?

2. Ce s-ar întâmpla dacă regula lui Hund nu ar fi respectată?

3. Realizați diagrame ale structurii electronice, formule electronice și formule electronice grafice ale atomilor următoarelor elemente chimice: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Scrieți formula electronică pentru elementul #110 folosind simbolul pentru gazul nobil corespunzător.

5. Care este „eșecul” unui electron? Dați exemple de elemente în care se observă acest fenomen, notați-le formulele electronice.

6. Cum se determină apartenența unui element chimic la una sau la alta familie de electronice?

7. Comparați formulele electronice și grafice electronice ale atomului de sulf. Ce Informații suplimentare conține ultima formulă?

Compoziția atomului.

Un atom este format din nucleul atomic și învelișul de electroni.

Nucleul unui atom este format din protoni ( p+) și neutroni ( n 0). Majoritatea atomilor de hidrogen au un singur nucleu de proton.

Numărul de protoni N(p+) este egal cu sarcina nucleară ( Z) și numărul ordinal al elementului din seria naturală de elemente (și din sistemul periodic de elemente).

N(p +) = Z

Suma numărului de neutroni N(n 0), notat simplu prin litera N, și numărul de protoni Z numit numar de masa și este marcat cu litera DAR.

A = Z + N

Învelișul de electroni a unui atom este format din electroni care se mișcă în jurul nucleului ( e -).

Numărul de electroni N(e-) în învelișul de electroni a unui atom neutru este egal cu numărul de protoni Zîn miezul ei.

Masa unui proton este aproximativ egală cu masa unui neutron și de 1840 de ori mai multa masa electron, deci masa unui atom este aproape egală cu masa nucleului.

Forma unui atom este sferică. Raza miezului de aproximativ 100.000 de ori mai mică decât raza atom.

Element chimic- tip de atomi (mult de atomi) cu aceeași sarcină nucleară (cu același număr de protoni în nucleu).

Izotop- un set de atomi ai unui element cu același număr de neutroni în nucleu (sau un tip de atomi cu același număr de protoni și același număr de neutroni în nucleu).

Diferiții izotopi diferă unul de celălalt prin numărul de neutroni din nucleele atomilor lor.

Desemnarea unui singur atom sau izotop: (E - simbolul elementului), de exemplu: .

Structura învelișului de electroni a atomului

orbital atomic este starea unui electron într-un atom. Simbol orbital - . Fiecare orbital corespunde unui nor de electroni.

Orbitalii atomilor reali din starea fundamentală (neexcitată) sunt de patru tipuri: s, p, dși f.

nor electronic- partea din spațiu în care poate fi găsit un electron cu o probabilitate de 90 (sau mai mult) la sută.

Notă: uneori concepte" orbital atomic„ și „norul de electroni” nu se deosebesc, numind atât pe unul, cât și pe celălalt „orbital atomic”.

Învelișul de electroni a unui atom este stratificat. Stratul electronic formată din nori de electroni de aceeași dimensiune. Se formează orbitalii unui singur strat nivel electronic („energie”), energiile lor sunt aceleași pentru atomul de hidrogen, dar diferite pentru alți atomi.

Orbitalii de același nivel sunt grupați în electronic (energie) subnivele:
s- subnivel (constă dintr-un singur s-orbitali), simbol - .
p subnivel (constă din trei p
d subnivel (constă din cinci d-orbitali), simbol - .
f subnivel (constă din șapte f-orbitali), simbol - .

Energiile orbitalilor aceluiasi subnivel sunt aceleasi.

La desemnarea subnivelurilor, numărul stratului (nivelul electronic) este adăugat simbolului subnivelului, de exemplu: 2 s, 3p, 5d mijloace s- subnivelul celui de-al doilea nivel, p- subnivelul celui de-al treilea nivel, d- subnivelul celui de-al cincilea nivel.

Numărul total de subniveluri dintr-un nivel este egal cu numărul nivelului n. Numărul total de orbitali dintr-un nivel este n 2. În consecinţă, numărul total nori într-un singur strat este, de asemenea n 2 .

Denumiri: - orbital liber (fără electroni), - orbital cu un electron nepereche, - orbital cu pereche de electroni(cu doi electroni).

Ordinea în care electronii umplu orbitalii unui atom este determinată de trei legi ale naturii (formulările sunt date într-un mod simplificat):

1. Principiul energiei minime - electronii umplu orbitalii în ordinea creșterii energiei orbitalilor.

2. Principiul lui Pauli – nu pot exista mai mult de doi electroni într-un orbital.

3. Regula lui Hund - în cadrul subnivelului, electronii umplu mai întâi orbitalii liberi (câte unul) și abia după aceea formează perechi de electroni.

Numărul total de electroni per nivel electronic(sau în stratul de electroni) este 2 n 2 .

Distribuția subnivelurilor după energie este exprimată în continuare (în ordinea creșterii energiei):

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

Vizual, această secvență este exprimată prin diagrama energetică:

Distribuția electronilor unui atom pe niveluri, subnivele și orbitali (configurația electronică a unui atom) poate fi descrisă ca o formulă electronică, o diagramă energetică sau, mai simplu, ca o diagramă a straturilor electronice ("diagrama electronică") .

Exemple de structura electronică a atomilor:

electroni de valență- electronii unui atom care pot lua parte la formarea legăturilor chimice. Fiecare atom are totul electronii exteriori plus acei electroni pre-exteriori a căror energie este mai mare decât cea a celor exteriori. De exemplu: atomul de Ca are 4 electroni exteriori s 2, sunt și valență; atomul de Fe are electroni externi - 4 s 2 dar el are 3 d 6, prin urmare atomul de fier are 8 electroni de valență. Formula electronică de valență a atomului de calciu este 4 s 2 și atomi de fier - 4 s 2 3d 6 .

Sistemul periodic al elementelor chimice al lui D. I. Mendeleev
(sistemul natural de elemente chimice)

Legea periodică a elementelor chimice(formulare modernă): proprietăți ale elementelor chimice, precum și simple și substanțe complexe, formate din ele, sunt într-o dependență periodică de valoarea sarcinii din nucleele atomice.

Sistem periodic- exprimarea grafică a legii periodice.

Gama naturală de elemente chimice- un număr de elemente chimice, dispuse în funcție de creșterea numărului de protoni din nucleele atomilor lor, sau, ceea ce este la fel, în funcție de creșterea sarcinilor nucleelor ​​acestor atomi. Numărul ordinal al elementului din acest rând este egal cu numărul protoni din nucleul oricărui atom al acelui element.

Tabelul elementelor chimice este construit prin „decuparea” seriei naturale de elemente chimice în perioade(rânduri orizontale ale tabelului) și grupări (coloane verticale ale tabelului) de elemente cu similare structura electronica atomi.

În funcție de modul în care elementele sunt combinate în grupuri, un tabel poate fi perioada lunga(elementele cu același număr și tip de electroni de valență sunt colectate în grupuri) și termen scurt(elementele cu același număr de electroni de valență sunt colectate în grupuri).

Grupurile din tabelul cu perioade scurte sunt împărțite în subgrupe ( principalși efecte secundare), care coincid cu grupurile tabelului cu perioade lungi.

Toți atomii elementelor din aceeași perioadă acelasi numar straturi electronice, egale cu numărul perioadei.

Numărul elementelor din perioade: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Majoritatea elementelor perioadei a opta au fost obținute artificial, ultimele elemente din această perioadă nefiind încă sintetizate. Toate perioadele, cu excepția primei, încep cu elementul care se formează metal alcalin(Li, Na, K etc.) și se termină cu un element de gaz nobil (He, Ne, Ar, Kr etc.).

În tabelul cu perioade scurte - opt grupuri, fiecare dintre ele împărțit în două subgrupe (principal și secundar), în tabelul cu perioade lungi - șaisprezece grupuri, care sunt numerotate cu cifre romane cu literele A sau B, de exemplu: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupa IA a tabelului cu perioade lungi corespunde subgrupului principal al primului grup al tabelului cu perioade scurte; Grupa VIIB - subgrup secundar a șaptea grupă: restul - în mod similar.

Caracteristicile elementelor chimice se schimbă în mod natural în grupuri și perioade.

În perioade (cu numărul de serie din ce în ce mai mare)

• sarcina nucleară crește
• numărul de electroni exteriori crește,
• raza atomilor scade,
• puterea de legătură a electronilor cu nucleul crește (energie de ionizare),
• electronegativitatea crește.
• intensifica proprietăți oxidante substanțe simple ("non-metalicitate"),
• proprietățile reducătoare ale substanțelor simple ("metalicitatea") slăbesc,
• slăbește caracterul de bază al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători,
• caracterul acid al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători crește.

În grupuri (cu numărul de serie din ce în ce mai mare)

• sarcina nucleară crește
• raza atomilor crește (numai în grupele A),
• puterea legăturii dintre electroni și nucleu scade (energia de ionizare; numai în grupele A),
• electronegativitatea scade (numai în grupele A),
• slăbesc proprietățile oxidante ale substanțelor simple („non-metalicitate”; numai în grupele A),
• proprietățile reducătoare ale substanțelor simple sunt îmbunătățite ("metalicitatea"; numai în grupele A),
• caracterul de bază al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători crește (numai în grupele A),
• natura acidă a hidroxizilor și a oxizilor corespunzători slăbește (numai în grupele A),
• stabilitatea scade compuși cu hidrogen(se ridică reducerea activitatii; numai în grupele A).

Sarcini și teste pe tema „Tema 9. „Structura atomului. Legea periodică și sistemul periodic al elementelor chimice ale lui D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Legea periodică - Legea periodică și structura atomilor Clasa 8–9
  Ar trebui să știți: legile umplerii orbitalilor cu electroni (principiul energiei minime, principiul lui Pauli, regula lui Hund), structura sistemului periodic de elemente.

  Ar trebui să fiți capabil să: determinați compoziția unui atom după poziția unui element în sistemul periodic și, dimpotrivă, să găsiți un element în sistemul periodic, cunoscându-i compoziția; descrieți diagrama structurii, configurația electronică a unui atom, ion și, invers, determinați poziția unui element chimic în PSCE din diagramă și configurația electronică; caracterizează elementul și substanțele pe care le formează în funcție de poziția sa în PSCE; determina modificările razei atomilor, proprietățile elementelor chimice și substanțele pe care le formează într-o perioadă și un subgrup principal al sistemului periodic.

  Exemplul 1 Determinați numărul de orbitali în al treilea nivel electronic. Care sunt acești orbitali?
  Pentru a determina numărul de orbitali, folosim formula N orbitali = n 2, unde n- numărul nivelului. N orbitali = 3 2 = 9. Unu 3 s-, trei 3 p- și cinci 3 d-orbitali.

  Exemplul 2 Determinați atomul al cărui element are formula electronică 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Pentru a determina ce element este, trebuie să aflați ce este. număr de serie, care este egal cu numărul total de electroni din atom. LA acest caz: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Acesta este aluminiu.

  După ce vă asigurați că tot ce aveți nevoie este învățat, treceți la sarcini. Vă dorim succes.

  
  Literatura recomandata:
  • O. S. Gabrielyan și alții.Chimie, clasa a XI-a. M., Butarda, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chimie 11 celule. M., Educație, 2001.

Să aflăm cum să scriem formula electronică a unui element chimic. Această întrebare este importantă și relevantă, deoarece dă o idee nu numai despre structură, ci și despre presupusul fizic și proprietăți chimice atomul în cauză.

Reguli de compilare

Pentru a compune o formulă grafică și electronică a unui element chimic, este necesar să aveți o idee despre teoria structurii atomului. Pentru început, există două componente principale ale unui atom: nucleul și electronii negativi. Nucleul include neutroni, care nu au sarcină, precum și protoni, care au o sarcină pozitivă.

Argumentând cum se compune și se determină formula electronică a unui element chimic, observăm că pentru a afla numărul de protoni din nucleu este necesar sistemul periodic al lui Mendeleev.

Numărul unui element în ordine corespunde numărului de protoni din nucleul său. Numărul perioadei în care se află atomul caracterizează numărul de straturi energetice pe care se află electronii.

Pentru a determina numărul de neutroni lipsiți de sarcină electrică, este necesar să se scadă numărul său de serie (numărul de protoni) din masa relativă a unui atom al unui element.

Instruire

Pentru a înțelege cum să compuneți formula electronică a unui element chimic, luați în considerare regula de umplere particule negative subniveluri formulate de Klechkovsky.

Depinde de cat stoc energie gratis au orbitali liberi, se întocmește o serie care caracterizează succesiunea în care nivelurile sunt umplute cu electroni.

Fiecare orbital conține doar doi electroni, care sunt aranjați în spinuri antiparalele.

Pentru a exprima structura învelișurilor de electroni se folosesc formule grafice. Cum arată formulele electronice ale atomilor elementelor chimice? Cum să faci opțiuni grafice? Aceste întrebări sunt incluse în curs şcolar chimie, așa că haideți să le aruncăm o privire mai atentă.

Exista matrice definită(bază), care se folosește la preparare formule grafice. S-orbital este caracterizat de o singură celulă cuantică, în care doi electroni sunt poziționați unul față de celălalt. pe ei inauntru forma grafica sunt indicate prin săgeți. Pentru orbitalul p, sunt reprezentate trei celule, fiecare conține, de asemenea, doi electroni, zece electroni sunt localizați pe orbitalul d și f este umplut cu paisprezece electroni.

Exemple de compilare a formulelor electronice

Să continuăm conversația despre cum să compunem formula electronică a unui element chimic. De exemplu, trebuie să faceți o formulă grafică și electronică pentru elementul mangan. În primul rând, determinăm poziția acestui element în sistemul periodic. Are numărul atomic 25, deci există 25 de electroni într-un atom. Manganul este un element al perioadei a patra, prin urmare, are patru niveluri de energie.

Cum se scrie formula electronică a unui element chimic? Notăm semnul elementului, precum și numărul său ordinal. Folosind regula Klechkovsky, distribuim electronii pe niveluri și subniveluri de energie. Le aranjam secvenţial pe primul, al doilea şi al treilea nivel, înscriind doi electroni în fiecare celulă.

Apoi le însumăm, obținând 20 de bucăți. Trei niveluri în în întregime umplut cu electroni, iar celui de-al patrulea mai are doar cinci electroni. Având în vedere că fiecare tip de orbital are propria sa rezervă de energie, distribuim electronii rămași la subnivelurile 4s și 3d. Ca rezultat, formula electronică grafică finită pentru atomul de mangan are următoarea formă:

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

Valoare practică

Cu ajutorul formulelor electron-grafice, puteți vedea clar numărul de electroni liberi (neperechi) care determină valența unui element chimic dat.

Oferim un algoritm generalizat de acțiuni, cu ajutorul căruia puteți compune formule grafice electronice ale oricăror atomi aflați în tabelul periodic.

Primul pas este determinarea numărului de electroni folosind tabelul periodic. Numărul perioadei indică numărul de niveluri de energie.

A apartine lui anumit grup raportat la numărul de electroni din nivelul energetic exterior. Nivelurile sunt subdivizate în subniveluri, completate conform regulii Klechkovsky.

Concluzie

Pentru a determina posibilități de valență a oricărui element chimic situat în tabelul periodic, este necesar să se întocmească o formulă electron-grafică a atomului său. Algoritmul prezentat mai sus vă va permite să faceți față sarcinii, să determinați posibila substanță chimică și proprietăți fizice atom.

Sarcina de a compila formula electronică a unui element chimic nu este cea mai ușoară.

Deci, algoritmul pentru compilarea formulelor electronice ale elementelor este următorul:

• În primul rând, notăm semnul chimiei. element, unde mai jos în stânga semnului indicăm numărul de serie al acestuia.
• În plus, după numărul perioadei (din care elementul) determinăm numărul de niveluri de energie și desenăm lângă semnul elementului chimic un astfel de număr de arce.
• Apoi, în funcție de numărul grupului, numărul de electroni din nivelul exterior este scris sub arc.
• La nivelul 1, maximul posibil este 2e, la al doilea este deja 8, la al treilea - până la 18. Începem să punem numere sub arcurile corespunzătoare.
• Numărul de electroni per pre ultimul nivel este necesar să se calculeze astfel: numărul de electroni deja atașați se scade din numărul ordinal al elementului.
• Rămâne să ne transformăm circuitul într-o formulă electronică:

Iată formulele electronice ale unor elemente chimice:

• 1. Scriem elementul chimic și numărul său de serie.Numărul arată numărul de electroni din atom.
  2. Facem o formulă. Pentru a face acest lucru, trebuie să aflați numărul de niveluri de energie, se ia baza pentru determinarea numărului perioadei elementului.
  3. Împărțim nivelurile în sub-niveluri.

  Mai jos puteți vedea un exemplu despre cum să compuneți corect formulele electronice ale elementelor chimice.

Trebuie să compune formulele electronice ale elementelor chimice în acest fel: trebuie să te uiți la numărul elementului din tabelul periodic, aflând astfel câți electroni are. Apoi trebuie să aflați numărul de niveluri, care este egal cu perioada. Apoi se scriu și se completează subnivelurile:

În primul rând, trebuie să determinați numărul de atomi conform tabelului periodic.



Pentru a compila o formulă electronică, veți avea nevoie de sistemul periodic al lui Mendeleev. Găsiți-vă elementul chimic acolo și uitați-vă la perioada - va fi egală cu numărul de niveluri de energie. Numărul grupului va corespunde numeric cu numărul de electroni din ultimul nivel. Numărul elementului va fi cantitativ egal cu numărul de electroni ai acestuia.De asemenea, trebuie să știți că există maxim 2 electroni la primul nivel, 8 la al doilea și 18 la al treilea.

Acestea sunt cele mai importante. În plus, pe Internet (inclusiv site-ul nostru) puteți găsi informații cu o formulă electronică gata făcută pentru fiecare element, astfel încât să vă puteți verifica singur.

Întocmirea formulelor electronice ale elementelor chimice este foarte proces dificil, nu vă puteți lipsi de tabele speciale și trebuie să aplicați o mulțime de formule. Pentru a rezuma, trebuie să parcurgeți acești pași:

Este necesar să se întocmească o diagramă orbitală în care să existe un concept al diferenței dintre electroni unul față de celălalt. Orbitalii și electronii sunt evidențiați în diagramă.

Electronii sunt umpluți în niveluri, de jos în sus și au mai multe subniveluri.

Deci, să aflăm mai întâi total electronii unui atom dat.

Completam formula conform unei anumite scheme și o notăm - aceasta va fi formula electronică.



De exemplu, pentru azot, această formulă arată astfel, mai întâi ne ocupăm de electroni:



Și scrieți formula:



A întelege principiul alcătuirii formulei electronice a unui element chimic, mai întâi trebuie să determinați numărul total de electroni din atom după numărul din tabelul periodic. După aceea, trebuie să determinați numărul de niveluri de energie, luând ca bază numărul perioadei în care se află elementul.

După aceea, nivelurile sunt împărțite în subniveluri, care sunt umplute cu electroni, pe baza principiului energiei minime.

Puteți verifica corectitudinea raționamentului dvs. uitându-vă, de exemplu, aici.

Compilând formula electronică a unui element chimic, puteți afla câți electroni și straturi de electroni sunt în atom specific, precum și ordinea distribuției lor pe straturi.

Pentru început, determinăm numărul de serie al elementului conform tabelului periodic, acesta corespunde numărului de electroni. Numărul de straturi de electroni indică numărul perioadei, iar numărul de electroni din ultimul strat al atomului corespunde numărului de grup.

• mai întâi completăm subnivelul s, iar apoi subnivelurile p-, d-b f;
• conform regulii Klechkovsky, electronii umplu orbitalii în ordinea creșterii energiei acestor orbitali;
• conform regulii lui Hund, electronii dintr-un subnivel ocupă orbitali liberi unul câte unul și apoi formează perechi;
• Conform principiului Pauli, nu există mai mult de 2 electroni într-un orbital.

• Formula electronică a unui element chimic arată câte straturi de electroni și câți electroni sunt conținuți într-un atom și cum sunt distribuiti peste straturi.

  Pentru a compila formula electronică a unui element chimic, trebuie să vă uitați la tabelul periodic și să utilizați informațiile obținute pentru acest element. Numărul de serie al elementului din tabelul periodic corespunde numărului de electroni din atom. Numărul de straturi de electroni corespunde numărului perioadei, numărul de electroni din ultimul strat de electroni corespunde numărului de grup.

  Trebuie amintit că primul strat are maximum 2 electroni 1s2, al doilea - maximum 8 (două s și șase p: 2s2 2p6), al treilea - maximum 18 (două s, șase p și zece). d: 3s2 3p6 3d10).

  De exemplu, formula electronică a carbonului: C 1s2 2s2 2p2 (numărul de serie 6, numărul de perioadă 2, numărul de grup 4).

  Formula electronică a sodiului: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (numărul de serie 11, numărul de perioadă 3, numărul de grup 1).

  Pentru a verifica corectitudinea scrierii unei formule electronice, puteți consulta site-ul www.alhimikov.net.

  Întocmirea unei formule electronice a elementelor chimice la prima vedere poate părea destul de simplă sarcină dificilă, cu toate acestea, totul va deveni clar dacă respectați următoarea schemă:

  • scrieți mai întâi orbitalii
  • inserăm numere în fața orbitalilor care indică numărul nivelului de energie. Nu uita de formula de determinare număr maxim electroni la nivel energetic: N=2n2

  Și cum să aflați numărul de niveluri de energie? Uită-te doar la tabelul periodic: acest număr este egal cu numărul perioadei în care se află acest element.

  • deasupra pictogramei orbital scriem un număr care indică numărul de electroni care se află în acest orbital.

  De exemplu, formula electronică pentru scandiu ar arăta astfel.