Să aflăm cum să scriem formula electronică a unui element chimic. Această întrebare este importantă și relevantă, deoarece oferă o idee nu numai despre structură, ci și despre presupusele proprietăți fizice și chimice ale atomului 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 valoarea masei relative 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 a subnivelurilor cu particule negative, formulată de Klechkovsky.

În funcție de cantitatea de energie liberă pe care o au orbitalii liberi, se întocmește o serie care caracterizează succesiunea de umplere a nivelurilor 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 cursul de chimie școlar, așa că ne vom opri mai detaliat asupra lor.

Există o anumită matrice (bază) care este utilizată la compilarea formulelor grafice. S-orbital este caracterizat de o singură celulă cuantică, în care doi electroni sunt poziționați unul față de celălalt. Ele sunt indicate grafic 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 sunt complet umplute cu electroni, iar pe al patrulea rămân 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.

Apartenența la un anumit grup este asociată cu numărul de electroni care se află la nivelul energetic exterior. Nivelurile sunt subdivizate în subniveluri, completate conform regulii Klechkovsky.

Concluzie

Pentru a determina capacitățile de valență ale oricărui element chimic situat în tabelul periodic, este necesar să se întocmească o formulă electron-grafică a atomului său. Algoritmul dat mai sus va permite să facă față sarcinii, să determine posibilele proprietăți chimice și fizice ale atomului.

Este scris sub formă de așa-numite formule electronice. În formulele electronice, literele s, p, d, f indică subnivelurile energetice ale electronilor; 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 descrisă și 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 în mod clar proprietățile de undă ale electronului.

Formularea legii periodice cu modificările ulterioare DA. Mendeleev : proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de mărimea greutăților atomice ale elementelor.

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

Astfel, sarcina pozitivă a nucleului (mai degrabă decât masa atomică) s-a dovedit a fi un argument mai precis de care depind proprietățile elementelor și ale compușilor acestora.

Valenţă- este numărul de legături chimice pe care un atom este legat de altul.
Posibilitățile de valență ale unui atom sunt determinate de numărul de electroni nepereche și de prezența orbitalilor atomici liberi la nivelul exterior. 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 stoichiometrică element chimic - este numărul de echivalenți pe care un atom dat îi poate atașa sau este numărul de echivalenți dintr-un 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.

Când se determină valența stoechiometrică a unui element conform formulei unui compus binar, trebuie să se ghideze 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. La substanțele simple, 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 ei o stare de oxidare de -1, dar în compușii cu elemente mai electronegative au stări de oxidare pozitive.

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. Elementele alcaline (Li, Na, K, etc.) și elementele subgrupei principale din a doua grupă a sistemului periodic (Be, Mg, Ca etc.) au întotdeauna o stare de oxidare egală cu numărul grupului, care este, +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 este 8. De exemplu, cea mai mare stare de oxidare a azotului (este situat în a cincea grupă) este +5 (în acid azotic și sărurile sale), iar cel mai mic este -3 (în sărurile de amoniu și amoniu).

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

Aceste reguli pot fi utilizate pentru a determina starea de oxidare necunoscută a unui element dintr-un compus, dacă stările de oxidare ale celorlalți sunt cunoscute și pentru a formula 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 adesea folosit în chimia anorganică în locul conceptului valenţă. Starea de oxidare a unui atom este egală cu valoarea numerică a sarcinii electrice atribuită atomului, presupunând că perechile de electroni care realizează legătura sunt complet polarizate către atomi mai electronegativi (adică pe baza presupunerii că compusul este format numai de ioni).

Starea de oxidare corespunde numărului de electroni care trebuie adăugați unui ion pozitiv pentru a-l reduce la un atom neutru sau luați 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 în funcție de perioadele și grupele sistemului 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) este cantitatea minimă de energie necesară pentru detașarea și îndepărtarea completă a unui electron dintr-un atom în fază gazoasă la T = 0

K fără a transfera energie cinetică la electronul eliberat cu transformarea atomului într-un ion încărcat pozitiv: E + Ei = E + + e-. Energia de ionizare este o valoare pozitivă și are cele mai mici valori pentru atomii de metale alcaline și cele mai mari pentru atomii de gaz nobili (inerți).

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).

Capacitatea unui atom legat de a deplasa electronii legăturilor chimice spre sine, crescând densitatea 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 o tendință generală de creștere a energiei de ionizare și a electronegativității cu o creștere a sarcinii nucleului atomic; în grupuri, aceste valori scad odată cu creșterea numărului ordinal al elementului.

Trebuie subliniat faptul că unui element nu i se poate atribui o valoare constantă a electronegativității, deoarece aceasta depinde de mulți factori, în special de starea de valență a elementului, de tipul de compus în care intră, de 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.

Dependența razelor atomice și ionice de 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.

Sistemul periodic de elemente este un exemplu clar al manifestării diferitelor tipuri de periodicitate în proprietățile elementelor, care este observată orizontal (într-o perioadă de la stânga la dreapta), vertical (într-un grup, de exemplu, de sus în jos). ), în diagonală, adică o anumită proprietate a atomului crește sau scade, dar periodicitatea se păstrează.

În perioada de la stânga la dreapta (→), proprietățile oxidante și nemetalice ale elementelor cresc, în timp ce proprietățile reducătoare și metalice scad. Deci, dintre toate elementele din perioada 3, sodiul va fi cel mai activ metal și cel mai puternic agent reducător, iar clorul va fi cel mai puternic agent oxidant.

legătură chimică- aceasta este interconectarea atomilor într-o moleculă, sau rețea cristalină, ca rezultat al acțiunii forțelor electrice de atracție dintre atomi.

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

Legătura chimică este realizată de electroni de valență. Conform conceptelor moderne, legătura chimică are o 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. Electronii cu spin antiparalel aparținând a doi atomi diferiți devin comuni.

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. Cu cât conexiunea este mai puternică, cu atât norii de electroni care interacționează se suprapun.

Există două mecanisme pentru formarea unei legături covalente:

mecanism de schimb. Legătura se formează prin împărțirea electronilor de valență a 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 forma un număr strict definit de legături 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. Orientarea legăturii determină structura spațială a moleculelor, 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. Există următoarele tipuri de 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 ale orbitalilor de valență: a - sp-hibridarea orbitalilor de valență; b - sp2- hibridizarea orbitalilor de valență; în - sp 3 - hibridizarea orbitalilor de valență

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 la penultimul nivel trebuie calculat după cum urmează: numărul de electroni deja atașați se scade din numărul de serie 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 compuneți formulele electronice ale elementelor chimice în acest fel: trebuie să vă uitați 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.

Compilarea formulelor electronice ale elementelor chimice este un proces foarte complex, nu puteți face fără tabele speciale și trebuie să utilizați 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 mai întâi aflăm numărul total de electroni ai 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., căutând, de exemplu, aici.

Compilând formula electronică a unui element chimic, puteți afla câți electroni și straturi de electroni sunt într-un anumit atom, precum și ordinea în care sunt distribuite între 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.

  Elaborarea unei formule electronice a elementelor chimice la prima vedere poate părea o sarcină destul de complicată, dar totul va deveni clar dacă respectați următoarea schemă:

  • scrieți mai întâi orbitalii
  • inserăm numere în fața orbitalilor care indică numărul nivelului de energie. Nu uitați de formula pentru determinarea numărului maxim de electroni la nivel de energie: 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.

Algoritm pentru compilarea formulei electronice a unui element:

1. Determinați numărul de electroni dintr-un atom folosind Tabelul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev.

2. După numărul perioadei în care se află elementul, determinați numărul de niveluri de energie; numărul de electroni din ultimul nivel electronic corespunde numărului de grup.

3. Împărțiți nivelurile în subniveluri și orbitali și umpleți-le cu electroni în conformitate cu regulile de umplere a orbitalilor:

Trebuie reținut că primul nivel are maximum 2 electroni. 1s2, pe al doilea - maximum 8 (două sși șase R: 2s 2 2p 6), pe a treia - maximum 18 (două s, șase p, și zece d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Numărul cuantic principal n ar trebui să fie minimă.
• Completat primul s- subnivel, atunci p-, d-b f- subniveluri.
• Electronii umplu orbitalii în ordinea crescătoare a energiei orbitale (regula lui Klechkovsky).
• În cadrul subnivelului, electronii ocupă mai întâi orbitalii liberi pe rând și abia după aceea formează perechi (regula lui Hund).
• Nu pot exista mai mult de doi electroni într-un orbital (principiul Pauli).

Exemple.

1. Compuneți formula electronică a azotului. Azotul este numărul 7 în tabelul periodic.

2. Compuneți formula electronică a argonului. În tabelul periodic, argonul este la numărul 18.

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

3. Compuneți formula electronică a cromului. În tabelul periodic, cromul este numărul 24.

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

Diagrama energetică a zincului.

4. Compuneți formula electronică a zincului. În tabelul periodic, zincul este numărul 30.

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

Rețineți că o parte a formulei electronice, și anume 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 este formula electronică a argonului.

Formula electronică a zincului poate fi reprezentată ca.

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, formula sa electronică sau configurația electronică se va scrie după cum urmează: 1s 1. În formulele electronice, numărul nivelului de energie este indicat prin numărul din fața literei (1 ...), subnivelul (tipul orbital) este indicat prin litera latină, iar numărul care este scris în dreapta sus a litera (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. Pornind de la al treilea element al fiecărei perioade mari, următorii zece electroni vor merge la orbitalii anteriori 3d, respectiv 4d (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 învelișurilor de electroni ale atomilor este descrisă 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 (orbitali), sunt situate în ei sunt primul pe rând și au în același timp aceeași valoare de spin și abia apoi se perechează, dar spinurile în acest caz, conform principiului Pauli, vor fi deja îndreptat 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) notăm formula electronică grafică condiționată a argonului astfel:
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. Sunt incluse în subgrupele secundare, au un strat de electroni pre-extern 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 a orbitalilor electronici este „încălcată”, ceea ce, de exemplu, este asociat cu o mai mare stabilitate energetică a subnivelurilor f jumătate și complet umplute, 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 gazului 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?