Proces tvorby častíc H2+ možno znázorniť takto:

H + H+ H2+.

Jeden elektrón sa teda nachádza na väzbovom molekulovom s-orbitáli.

Multiplicita väzby sa rovná polovičnému rozdielu počtu elektrónov vo väzbových a uvoľňovacích orbitáloch. Multiplicita väzby v častici H2+ sa teda rovná (1 – 0):2 = 0,5. Metóda VS na rozdiel od metódy MO nevysvetľuje možnosť vzniku väzby jedným elektrónom.

Molekula vodíka má nasledujúcu elektronickú konfiguráciu:

Molekula H2 má dva väzbové elektróny, čo znamená, že väzba v molekule je jednoduchá.

Molekulárny ión H2- má elektronickú konfiguráciu:

H2-[(sls)2(s*ls)l].

Multiplicita väzby v H2- je (2 - 1): 2 = 0,5.

Uvažujme teraz o homonukleárnych molekulách a iónoch druhej periódy.

Elektrónová konfigurácia molekuly Li2 je nasledovná:

2Li(K2s)Li2.

Molekula Li2 obsahuje dva väzbové elektróny, čo zodpovedá jednoduchej väzbe.

Proces tvorby molekuly Be2 možno znázorniť takto:

2 Be(K2s2) Be2 .

Počet väzbových a uvoľňujúcich sa elektrónov v molekule Be2 je rovnaký a keďže jeden uvoľňujúci sa elektrón ničí pôsobenie jedného väzbového elektrónu, molekula Be2 v základnom stave sa nenašla.

V molekule dusíka sa v orbitáloch nachádza 10 valenčných elektrónov. Elektrónová štruktúra molekuly N2:

Pretože v molekule N2 je osem väzbových a dva uvoľňovacie elektróny, táto molekula má trojitú väzbu. Molekula dusíka je diamagnetická, pretože neobsahuje nespárované elektróny.

Na orbitáloch molekuly O2 je distribuovaných 12 valenčných elektrónov, preto má táto molekula konfiguráciu:

Ryža. 9.2. Schéma vzniku molekulových orbitálov v molekule O2 (zobrazené sú iba 2p elektróny atómov kyslíka)

V molekule O2 sú v súlade s Hundovým pravidlom dva elektróny s paralelnými spinmi umiestnené po jednom v dvoch orbitáloch s rovnakou energiou (obr. 9.2). Podľa metódy VS molekula kyslíka nemá nespárované elektróny a mala by mať diamagnetické vlastnosti, čo je v rozpore s experimentálnymi údajmi. Molekulárna orbitálna metóda potvrdzuje paramagnetické vlastnosti kyslíka, ktoré sú spôsobené prítomnosťou dvoch nepárových elektrónov v molekule kyslíka. Množstvo väzieb v molekule kyslíka je (8–4):2 = 2.

Uvažujme o elektrónovej štruktúre iónov O2+ a O2-. V ióne O2+ je v jeho orbitáloch umiestnených 11 elektrónov, preto je konfigurácia iónu nasledovná:

Multiplicita väzby v ióne O2+ je (8–3):2 = 2,5. V O2- je v jeho orbitáloch rozmiestnených 13 elektrónov. Tento ión má nasledujúcu štruktúru:

O2-.

Multiplicita väzieb v O2- ióne je (8 - 5): 2 = 1,5. Ióny O2- a O2+ sú paramagnetické, keďže obsahujú nepárové elektróny.

Elektrónová konfigurácia molekuly F2 má tvar:

Väzbová multiplicita v molekule F2 je 1, pretože existuje nadbytok dvoch väzbových elektrónov. Keďže v molekule nie sú žiadne nepárové elektróny, je diamagnetická.

V sériách N2, O2, F2 sú energie a dĺžky väzieb v molekulách:

Zvýšenie nadbytku väzbových elektrónov vedie k zvýšeniu väzbovej energie (pevnosti väzby). Pri prechode z N2 do F2 sa dĺžka väzby zvyšuje, čo je spôsobené oslabením väzby.

V sérii O2-, O2, O2+ sa zvyšuje multiplicita väzby, zvyšuje sa aj energia väzby a znižuje sa dĺžka väzby.

Zloženie molekuly. Teda akými atómami je molekula tvorená, v akom množstve, akými väzbami sú tieto atómy spojené. To všetko určuje vlastnosť molekuly, a teda aj vlastnosť látky, ktorú tieto molekuly tvoria.

Napríklad vlastnosti vody: priehľadnosť, tekutosť, schopnosť spôsobovať hrdzavenie, sú spôsobené práve prítomnosťou dvoch atómov vodíka a jedného atómu kyslíka.

Preto predtým, ako pristúpime k štúdiu vlastností molekúl (t. j. vlastností látok), je potrebné zvážiť „stavebné kamene“, ktorými sú tieto molekuly tvorené. Pochopte štruktúru atómu.

Ako je usporiadaný atóm?

Atómy sú častice, ktoré pri vzájomnom spojení vytvárajú molekuly.

Samotný atóm sa skladá z kladne nabité jadro (+) a záporne nabitý elektrónový obal (-). Vo všeobecnosti je atóm elektricky neutrálny. To znamená, že náboj jadra sa v absolútnej hodnote rovná náboju elektrónového obalu.

Jadro je tvorené nasledujúcimi časticami:

• Protóny. Jeden protón nesie +1 náboj. Jeho hmotnosť je 1 amu (atómová hmotnostná jednotka). Tieto častice sú nevyhnutne prítomné v jadre.

• Neutróny. Neutrón nemá náboj (náboj = 0). Jeho hmotnosť je 1 amu. Neutróny nemusia byť v jadre. Nie je nevyhnutnou súčasťou atómového jadra.

Protóny sú teda zodpovedné za celkový náboj jadra. Keďže jeden neutrón má náboj +1, náboj jadra sa rovná počtu protónov.

Elektrónový obal, ako už názov napovedá, tvoria častice nazývané elektróny. Ak porovnáme jadro atómu s planétou, tak elektróny sú jej satelitmi. Obiehajúc okolo jadra (zatiaľ si predstavme, že na obežných dráhach, ale v skutočnosti na obežných dráhach) tvoria elektrónový obal.

• Electron je veľmi malá častica. Jeho hmotnosť je taká malá, že sa považuje za 0. Ale náboj elektrónu je -1. To znamená, že modul sa rovná náboju protónu, líši sa znamienkom. Keďže jeden elektrón nesie náboj -1, celkový náboj elektrónového obalu sa rovná počtu elektrónov v ňom.

Jeden dôležitý dôsledok, pretože atóm je častica, ktorá nemá náboj (náboj jadra a náboj elektrónového obalu sú rovnaké v absolútnej hodnote, ale opačné v znamienku), to znamená, že je elektricky neutrálna. počet elektrónov v atóme sa rovná počtu protónov.

Ako sa navzájom líšia atómy rôznych chemických prvkov?

Atómy rôznych chemických prvkov sa navzájom líšia nábojom jadra (to znamená počtom protónov a následne počtom elektrónov).

Ako zistiť náboj jadra atómu prvku? Geniálny domáci chemik D. I. Mendelejev, ktorý objavil periodický zákon a vytvoril tabuľku pomenovanú po ňom, nám dal príležitosť to urobiť. Jeho objav ďaleko predbehol. Keď ešte nebolo známe o štruktúre atómu, Mendelejev usporiadal prvky v tabuľke podľa rastúceho jadrového náboja.

To znamená, že poradové číslo prvku v periodickej sústave je nábojom jadra atómu daného prvku. Napríklad kyslík má poradové číslo 8, respektíve náboj jadra atómu kyslíka je +8. Podľa toho je počet protónov 8 a počet elektrónov 8.

Sú to elektróny v elektrónovom obale, ktoré určujú chemické vlastnosti atómu, ale o tom neskôr.

Teraz sa bavme o omši.

Jeden protón je jedna jednotka hmotnosti, jeden neutrón je tiež jedna jednotka hmotnosti. Preto sa súčet neutrónov a protónov v jadre nazýva hromadné číslo. (Elektróny nijako neovplyvňujú hmotnosť, keďže jej hmotnosť zanedbávame a považujeme ju za nulovú).

Jednotka atómovej hmotnosti (am.m.u.) je špeciálna fyzikálna veličina na označenie malých hmotností častíc, ktoré tvoria atómy.

Všetky tieto tri atómy sú atómy jedného chemického prvku – vodíka. Pretože majú rovnaký jadrový náboj.

Ako sa budú líšiť? Tieto atómy majú rôzne hmotnostné čísla (v dôsledku odlišného počtu neutrónov). Prvý atóm má hmotnostné číslo 1, druhý má 2 a tretí má 3.

Nazývajú sa atómy toho istého prvku, ktoré sa líšia počtom neutrónov (a teda aj hmotnostnými číslami). izotopy.

Prezentované izotopy vodíka majú dokonca svoje vlastné názvy:

• Prvý izotop (hmotnostné číslo 1) sa nazýva protium.
• Druhý izotop (hmotnostné číslo 2) sa nazýva deutérium.
• Tretí izotop (s hmotnostným číslom 3) sa nazýva trícium.

Teraz ďalšia rozumná otázka znie: prečo ak je počet neutrónov a protónov v jadre celé číslo, ich hmotnosť je 1 amu, potom v periodickom systéme je hmotnosť atómu zlomkové číslo. Napríklad pre síru: 32,066.

Odpoveď: prvok má niekoľko izotopov, líšia sa od seba hmotnostnými číslami. Preto je atómová hmotnosť v periodickej tabuľke priemernou hodnotou atómových hmotností všetkých izotopov prvku, berúc do úvahy ich výskyt v prírode. Táto hmotnosť, uvedená v periodickej sústave, je tzv relatívna atómová hmotnosť.

Na chemické výpočty sa používajú indikátory práve takého „priemerného atómu“. Atómová hmotnosť je zaokrúhlená na najbližšie celé číslo.

Štruktúra elektrónového obalu.

Chemické vlastnosti atómu sú určené štruktúrou jeho elektrónového obalu. Elektróny okolo jadra nie sú nijako usporiadané. Elektróny sú lokalizované v elektrónových orbitáloch.

Elektronický orbitál- priestor okolo atómového jadra, kde je najväčšia pravdepodobnosť nájdenia elektrónu.

Elektrón má jeden kvantový parameter nazývaný spin. Ak vezmeme klasickú definíciu z kvantovej mechaniky, tak točiť je vnútorný moment hybnosti častice. V zjednodušenej forme to možno znázorniť ako smer rotácie častice okolo svojej osi.

Elektrón je častica s polovičným celočíselným spinom, elektrón môže mať spin +½ alebo -½. Bežne to môže byť znázornené ako otáčanie v smere a proti smeru hodinových ručičiek.

V jednom elektrónovom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny s opačnými spinmi.

Všeobecne akceptované označenie elektronického obydlia je bunka alebo pomlčka. Elektrón je označený šípkou: šípka hore je elektrón s kladným spinom +½, šípka dole ↓ je elektrón so záporným spinom -½.

Elektrón, ktorý je v orbitále sám, sa nazýva nespárované. Nazývajú sa dva elektróny v rovnakom orbitále spárované.

Elektronické orbitály sú rozdelené do štyroch typov v závislosti od tvaru: s, p, d, f. Orbitály rovnakého tvaru tvoria podúroveň. Počet orbitálov na podúrovni je určený počtom možných umiestnení vo vesmíre.

1. s orbitálny.

Orbitál s je sférický:

Vo vesmíre môže byť s-orbitál umiestnený iba jedným spôsobom:

Preto je s-podúroveň tvorená len jedným s-orbitálom.

1. p-orbitálny.

Orbitál p má tvar činky:

Vo vesmíre môže byť p-orbitál umiestnený iba tromi spôsobmi:

Preto p-podúroveň tvoria tri p-orbitály.

1. d-orbital.

D-orbitál má zložitý tvar:

Vo vesmíre môže byť d-orbitál umiestnený piatimi rôznymi spôsobmi. Preto je d-podúroveň tvorená piatimi d-orbitálmi.

1. f-orbitálny

F-orbitál má ešte zložitejší tvar. Vo vesmíre môže byť f-orbitál umiestnený siedmimi rôznymi spôsobmi. Preto je f-podúroveň tvorená siedmimi f-orbitálmi.

Elektrónový obal atómu je ako lístkové cesto. Má tiež vrstvy. Elektróny umiestnené na rôznych vrstvách majú rôzne energie: na vrstvách bližšie k jadru - menej, na tých vzdialených od jadra - viac. Tieto vrstvy sa nazývajú energetické hladiny.

Zapĺňanie elektrónových orbitálov.

Prvá energetická úroveň má iba s-podúroveň:

Na druhej energetickej úrovni je s-podúroveň a objaví sa p-podúroveň:

Na tretej energetickej úrovni je s-podúroveň, p-podúroveň a objaví sa d-podúroveň:

Na štvrtej energetickej úrovni sa v princípe pridáva f-podúroveň. Ale v školskom kurze nie sú f-orbitály vyplnené, takže nemôžeme zobraziť podúroveň f:

Počet energetických hladín v atóme prvku je číslo obdobia. Pri vypĺňaní elektrónových orbitálov by sa mali dodržiavať tieto zásady:

1. Každý elektrón sa snaží v atóme zaujať pozíciu, kde bude jeho energia minimálna. To znamená, že najprv sa naplní prvá energetická hladina, potom druhá atď.

Na opísanie štruktúry elektrónového obalu sa používa aj elektrónový vzorec. Elektronický vzorec je krátky jednoriadkový záznam rozloženia elektrónov podľa podúrovní.

1. Na podúrovni každý elektrón najskôr vyplní prázdny orbitál. A každý má rotáciu +½ (šípka nahor).

A až potom, čo je v každom podúrovňovom orbitále jeden elektrón, ďalší elektrón sa spáruje - to znamená, že zaberá orbitál, ktorý už má elektrón:

1. d-sublevel sa vypĺňa špeciálnym spôsobom.

Faktom je, že energia d-podúrovne je vyššia ako energia s-podúrovne ĎALŠEJ energetickej vrstvy. A ako vieme, elektrón sa snaží zaujať tú pozíciu v atóme, kde bude jeho energia minimálna.

Preto po naplnení podúrovne 3p sa najskôr vyplní podúroveň 4s, po ktorej sa vyplní podúroveň 3d.

A až po úplnom vyplnení 3d podúrovne sa naplní podúroveň 4p.

Rovnako je to aj so 4. energetickou úrovňou. Po vyplnení podúrovne 4p sa vyplní ďalšia podúroveň 5s, po ktorej nasleduje podúroveň 4d. A po ňom už len 5p.

1. A je tu ešte jeden bod, jedno pravidlo týkajúce sa plnenia d-podúrovne.

Potom je tu fenomén tzv zlyhanie. V prípade poruchy jeden elektrón zo s-podúrovne ďalšej energetickej hladiny doslova spadne na d-elektrón.

Prízemné a excitované stavy atómu.

Atómy, ktorých elektronické konfigurácie sme teraz vytvorili, sa nazývajú atómy základný stav. To znamená, že toto je normálny, prirodzený, ak chcete, stav.

Keď atóm dostane energiu zvonku, môže dôjsť k excitácii.

Vzrušenie je prechod párového elektrónu na prázdny orbitál, v rámci vonkajšej energetickej hladiny.

Napríklad pre atóm uhlíka:

Excitácia je charakteristická pre mnohé atómy. Toto je potrebné mať na pamäti, pretože excitácia určuje schopnosť atómov viazať sa navzájom. Hlavná vec, ktorú si treba zapamätať, je podmienka, za ktorej môže dôjsť k excitácii: spárovaný elektrón a prázdny orbitál na vonkajšej energetickej úrovni.

Existujú atómy, ktoré majú niekoľko excitovaných stavov:

Elektronická konfigurácia iónu.

Ióny sú častice, na ktoré sa atómy a molekuly menia získavaním alebo stratou elektrónov. Tieto častice majú náboj, pretože im buď „nedostatok“ elektrónov, alebo ich prebytok. Kladne nabité ióny sa nazývajú katiónov, negatívny - anióny.

Atóm chlóru (nemá náboj) získava elektrón. Elektrón má náboj 1- (jedna mínus), v tomto poradí sa vytvorí častica, ktorá má prebytočný záporný náboj. Chlórový anión:

Cl 0 + 1e → Cl –

Atóm lítia (tiež bez náboja) stráca elektrón. Elektrón má náboj 1+ (jeden plus), tvorí sa častica bez záporného náboja, to znamená, že jeho náboj je kladný. lítny katión:

Li 0 – 1e → Li +

Premenou na ióny získavajú atómy takú konfiguráciu, že vonkajšia energetická hladina sa stáva „krásnou“, to znamená, že je úplne naplnená. Táto konfigurácia je termodynamicky najstabilnejšia, takže existuje dôvod, prečo sa atómy menia na ióny.

A preto atómy prvkov skupiny VIII-A (ôsma skupina hlavnej podskupiny), ako je uvedené v ďalšom odseku, sú vzácne plyny, teda chemicky neaktívne. V základnom stave majú nasledujúcu štruktúru: vonkajšia energetická hladina je úplne naplnená. Iné atómy majú tendenciu nadobúdať konfiguráciu týchto najvzácnejších plynov, a preto sa menia na ióny a vytvárajú chemické väzby.

ŠTRUKTÚRA VIACELEKTRONOVÝCH ATÓMOV A IÓNOV

Elektrón v atóme existuje vo forme elektrónový oblak, teda určitú oblasť jadrového priestoru, ktorá pokrýva približne 90 % náboja a hmotnosti elektrónu. Táto oblasť priestoru sa nazýva orbitálny. Na úplnú charakterizáciu stavu každého elektrónu v atóme je potrebné uviesť preň hodnoty štyroch kvantových čísel: Hlavná n , orbitálny l , magnetické m l a točiť pani .

Hlavné kvantové číslo charakterizuje hlavnú energetickú rezervu elektrónu a veľkosť elektrónového oblaku. Môže nadobudnúť iba kladné celé číslo medzi 1 a ¥. Čím väčšia hodnota n, čím väčšia je veľkosť elektrónového oblaku. Zbierka elektronických stavov, ktoré majú rovnakú hodnotu n, sa volá elektronická vrstva alebo energetická úroveň. Pre energetické úrovne sú akceptované nasledujúce písmenové označenia

o n= 1 energia elektrónu má minimálnu hodnotu E 1 = -13,6 eV. Tento stav elektrónu sa nazýva Hlavná alebo normálne. štátov od r n= 2, 3, 4... sa nazývajú vzrušený. Energie, ktoré im zodpovedajú, sú spojené s E 1 výraz

Keď sa elektrón pohybuje z jednej energetickej úrovne na druhú, kvantum elektromagnetickej energie D je absorbované alebo emitované E

kde s je rýchlosť svetla ( s= 3 x 108 m/s); s/ l \u003d n - frekvencia žiarenia, s -1.

Orbitálny(inak strane alebo azimutálne) kvantové číslo určuje moment hybnosti elektrónu a charakterizuje tvar elektrónového oblaku. Môže nadobudnúť všetky celočíselné hodnoty od 0 do ( n- jeden). Každá hodnota l zodpovedá vlastnému tvaru elektrónového oblaku: at l= 0 – sférický; l= 1 - činka; l= 2 - dve činky pretínajúce sa v pravom uhle.

Elektróny rovnakej energetickej úrovne s rovnakými hodnotami l, formulár energetické podúrovne, ktoré majú nasledujúce písmenové označenia

Energetické hodnoty v podúrovniach každej úrovne sú trochu odlišné. Počet podúrovní, na ktoré je energetická hladina rozdelená, sa rovná číslu úrovne, teda hodnote n.

Stav elektrónu zodpovedajúci určitým hodnotám n a l, sa zapisuje ako kombinácia digitálnej hodnoty n a list l(napr. keď n= 3 a l= 1 napíš 3 p).

Magnetické kvantové číslo charakterizuje priestorovú orientáciu elektrónového oblaku, preberá všetky celočíselné hodnoty od - l predtým +l, celkovo v každej podúrovni (2 l+ 1) hodnoty. Počet prijatých hodnôt m l, udáva počet možných polôh elektrónového oblaku daného typu v priestore, teda počet orbitálov v podúrovni. Áno, akékoľvek s podúroveň pozostáva z jedného orbitálu, p- podúroveň - od 3, d- podúroveň - od 5, a f- podúroveň - zo 7. Všetky orbitály rovnakej úrovne majú rovnakú energiu a sú tzv degenerovať.

Stav elektrónu v atóme, charakterizovaný hodnotami kvantových čísel n,l a m l, sa volá atómový orbitál(AO).

Spin kvantové číslo charakterizuje vlastný mechanický moment elektrónu spojený s jeho rotáciou okolo svojej osi. Môže nadobudnúť iba dve hodnoty pani= +1/2 a pani = – 1/2.

Pri rozdeľovaní elektrónov v atóme nad AO sa dodržiava niekoľko zásad a pravidiel. Podľa princíp minimálnej energie elektróny v atóme majú tendenciu obsadzovať najskôr tie AO, ktoré zodpovedajú najnižšej hodnote energie elektrónu. Implementácia tohto princípu sa uskutočňuje na základe Klechkovský vládne:

so zvýšením atómového čísla prvku sa elektróny umiestňujú na AO postupne ako súčet ( n+l); pri rovnakých hodnotách tohto súčtu sa orbitál s menšou hodnotou čísla vyplní skôr n .

Podľa Klechkovského pravidla plnenie energetických hladín v podstate zodpovedá nasledujúcim radom: 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p atď.

Degenerované orbitály rovnakej úrovne sú naplnené elektrónmi v súlade s Hundovo (Hundovo) pravidlo:

v rámci energetickej podúrovne sú elektróny usporiadané tak, že ich celkový spin je maximálny.

To znamená, že najprv elektróny zaplnia všetky voľné orbitály podúrovne jeden po druhom, pričom majú identicky smerované spiny, a až potom sa tieto AO naplnia druhými (párovými) elektrónmi. V súlade s Pauliho princíp jeden AO ​​môže obsahovať najviac dva elektróny, ktoré sa navzájom líšia hodnotou pani. Teda maximálna elektronická kapacita akéhokoľvek s-podúroveň sa rovná dvom, p- podúroveň - šesť, d- podúroveň - 10 e, a f- podúroveň - 14 e.

Celkový počet AO na energetickej úrovni je určený vzorcom

N AO = n 2 (6)

Celkový počet elektrónov v hladine možno vypočítať z rovnice

N e = 2n 2 (7)

Keď sa z atómu odstráni jeden alebo viac elektrónov, stane sa z neho kladne nabitý ión. katión, ktorého náboj sa rovná počtu odstránených elektrónov. Pripojenie jedného alebo viacerých elektrónov k atómu vedie k vytvoreniu záporného iónu - anión, ktorého záporný náboj sa rovná počtu prijatých elektrónov.

Keď sa vytvorí katión, najprv atóm opustí elektróny vonkajšej energetickej hladiny, pretože v tomto prípade budú náklady na energiu na oddelenie elektrónu minimálne. Keď sa vytvorí anión, elektróny sú umiestnené na úrovniach v súlade s princípom minimálnej energie.

Valence nazývané elektróny, ktoré sa nachádzajú na vonkajšej energetickej úrovni a jednotlivé podúrovne druhej (pre lantanoidy a aktinidy - tretia) od konca elektrónovej vrstvy, ktoré nie sú úplne vytvorené, to znamená, že počet elektrónov v podúrovni sa nezvýšil. dosiahli hraničnú hodnotu.

Prvky, ktorých atómy sú vyplnené s-orbitály patria do čeľade s-prvky; v ktorej je vyplnená p podúrovni, patria do rodiny p- prvky atď.

Príklad 1 Kvantové čísla valenčných elektrónov iónu E 2- sú

Elektrónové číslo n l m l m s

Určte poradové číslo prvku a pomenujte ho.

rozhodnutie

Valenčný elektrónový vzorec iónu E 2-: ... 3 s 2 3p jeden . Po odstránení dvoch elektrónov navyše bude mať elektrónová konfigurácia atómu tvar E: ... 3 s jeden . Pridajte chýbajúce elektróny E:1 s 2 2s 2 2p 6 3s jeden . Celkový počet elektrónov (2 + 2 + 6 + 1) \u003d 11, čo znamená, že ide o prvok číslo 11 - sodík Na.

Príklad 2 Zapíšte si úplný elektronický vzorec prvku s poradovým číslom 27. Označte jeho valenčné elektróny a uveďte pre ne hodnoty všetkých kvantových čísel. Do akej elektrónovej rodiny patrí tento atóm? Napíšte elektrónový vzorec valenčných podhladín daného atómu po odstránení dvoch valenčných elektrónov.

rozhodnutie

Prvok s číslom 27 - kobalt Co. Poskladáme jej elektronický vzorec

27 Co: 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7

Valenčné elektróny sú 4 elektróny s a 3 d podúrovne. Hodnoty kvantového čísla pre každý z deviatich valenčných elektrónov sú

Elektrónové číslo n l m l m s

Keďže podúroveň je vyplnená d, potom kobalt patrí do rodiny d-prvky.

Keď sa od atómu kobaltu oddelia dva elektróny, vytvorí sa ión Co2+. Elektrónový vzorec valenčných elektrónov Co 2+: ... 4 d 7 5s 0 .

Príklad 3 Napíšte elektrónové vzorce atómu kremíka v normálnom a excitovanom stave.

rozhodnutie

Elektrónový vzorec atómu kremíka obsahuje 14 elektrónov. V normálnom stave Si 14:1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2. Pri vzrušení jeden zo spárovaných elektrónov 3 s-orbitály sa presunú do podúrovne 3 p a elektronický vzorec bude mať formu

Si+ E® Si*: 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 .

Ďalšia excitácia atómu kremíka nie je možná, pretože všetky valenčné elektróny atómu sú nepárové.

Úlohy

1. Atóm, ktorého prvok má v základnom stave elektrónovú konfiguráciu 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2? Určte celkový počet energetických hladín a podúrovní obsadených elektrónmi v danom atóme.

2. Pomocou Hundovho pravidla rozmiestnite elektróny v orbitáloch zodpovedajúcich najnižšiemu energetickému stavu atómov: mangán, dusík, kremík.

3. Koľko zadarmo f-orbitály je obsiahnutý v atómoch prvkov s poradovými číslami 59, 60, 90, 93? Pomocou Hundovho pravidla rozdeľte elektróny medzi orbitály pre atómy týchto prvkov.

4. Napíšte elektronické vzorce doposiaľ neobjavených prvkov č. 110 a č. 113 a uveďte, aké miesto v periodickej sústave zaujmú.

5. Atóm prvku má elektrónový vzorec 1 s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3R 6. Napíšte preň elektronické vzorce iónu E - a podmieneného iónu E 7+.

6. Napíšte elektrónové vzorce atómov prvkov s poradovými číslami 21 a 23. Koľko voľných d-orbitály v atómoch týchto prvkov? Uveďte valenčné elektróny prvkov.

7. Napíšte elektrónové vzorce atómov a iónov: Se, Ti 2+, V 3-. Označte ich valenčné elektróny.

8. Napíšte elektrónový vzorec atómu a pomenujte prvok, ak sú hodnoty kvantových čísel valenčných elektrónov rovnaké:

9. Pre prvky ktorých periód sú elektróny vonkajšej vrstvy charakterizované hodnotou súčtu ( n+l) = 5? Do ktorých elektronických rodín patria tieto prvky?

10. Napíšte elektrónové vzorce častíc: Br - , Br + , Br 5+ . Napíšte kvantové čísla valenčných elektrónov iónu Br +.

11. Určte počet nepárových elektrónov v atóme irídia. Uveďte hodnoty kvantových čísel valenčných elektrónov tohto atómu.

12. Napíšte elektrónový vzorec atómu síry, koľko nepárových elektrónov má tento atóm v normálnom a excitovanom stave? Aké sú elektronické vzorce S 2- a S 4+?

13. Koľko a aké priestorové orientácie d Orbitály poznáte? Aké je na to kvantové číslo?

14. Napíšte úplné elektrónové vzorce atómov a iónov: Zn 4-, Kr, Se 2+. Označte ich valenčné elektróny.

15. Určte poradové číslo prvku a zapíšte úplný elektrónový vzorec atómu, ak po pripojení dvoch elektrónov k nemu sú kvantové čísla valenčných podúrovní nasledovné:

16. Napíšte elektrónové vzorce častíc: Po, Bi 3+, Mn 2-. Nakreslite elektrónové diagramy ich valenčných podúrovní.

17. Napíšte úplný elektronický vzorec a elektronickú grafickú schému valenčných podhladín atómov tália a kryptónu.

18. Určte celkový počet elektrónov nie 8 energetickej hladiny.

19. Koľko zadarmo d-orbitály sú prítomné v atómoch titánu a vanádu? Zapíšte si pre tieto atómy hodnoty kvantových čísel vonkajšej vrstvy.

20. Koľko hodnôt magnetického kvantového čísla je možné pre elektróny podúrovne energie, ktorých orbitálne kvantové číslo je: a) l= 3; b) l = 4?

21. Ktorý prvok má v atóme tri elektróny, pre každý z nich n= 3 a l= 1? Aké sú pre nich hodnoty magnetického kvantového čísla? Má tento atóm spárované elektróny?

22. Vytvorte elektronické vzorce prvkov s poradovými číslami 27 a 60. Uveďte hodnoty všetkých kvantových čísel pre valenčné elektróny iónov týchto prvkov s nábojmi + 1 a - 1.

23. Existujú konfigurácie plechoviek R 7 alebo d 12 - elektróny. prečo? Zostavte elektrónový vzorec atómu prvku s poradovým číslom 22 a označte jeho valenčné elektróny.

24. Napíšte elektrónové vzorce atómov prvkov s poradovými číslami 15 a 28. Aký je maximálny spin R-elektróny na atómoch prvého a d-elektróny na atómoch druhého prvku.

25. Atóm, ktorého prvok má nasledujúcu štruktúru vonkajšej a predposlednej elektrónovej vrstvy 2 s2 2R 6 3s 2 3R

26. Atóm, ktorého prvok má nasledujúcu štruktúru vonkajšej a predposlednej elektrónovej vrstvy 3 s 2 3R 6 3d 3 4s 2? Napíšte im kvantové čísla valenčných elektrónov v normálnom stave.

27. Atóm, ktorého prvok má nasledujúcu štruktúru vonkajšej a predposlednej elektrónovej vrstvy 3 s 2 3R 6 3d 10 4s 2 4R 5 ? Napíšte im kvantové čísla valenčných elektrónov v excitovanom stave.

28. Atóm, ktorého prvok má nasledujúcu štruktúru vonkajšej a predposlednej elektrónovej vrstvy 4 s 2 4R 6 4d 7 5s jeden ? Zapíšte si úplné elektronické vzorce pre nich v vzrušenom stave.

29. Atóm, ktorého prvok má nasledujúcu štruktúru vonkajšej a predposlednej elektrónovej vrstvy 4 s 2 4R 6 4d 10 5s 0? Zapíšte si úplné elektronické vzorce pre nich v vzrušenom stave.

30. Koľko zadarmo d-orbitály sú prítomné v atómoch nióbu a zirkónu? Zapíšte si pre tieto atómy hodnoty kvantových čísel vonkajšej vrstvy.

Atómy sa skladajú z troch druhov malých častíc. V strede atómu sa nachádza jadro tvorené protónmi a neutrónmi. Okolo jadra sú elektróny, ktoré tvoria elektrónové obaly. Počet elektrónov sa zvyčajne rovná počtu protónov v jadre. Počet neutrónov v jadre môže byť rôzny: od nuly po niekoľko desiatok.

Hmotnosť protónu je približne rovnaká ako hmotnosť neutrónu. V porovnaní s ich hmotnosťami je hmotnosť elektrónu zanedbateľná. Elektróny sú takzvané negatívne nabité častice, protóny sú pozitívne nabité častice. Neutróny sú nenabité alebo elektricky neutrálne častice (čo je elektrický náboj a ako sa určujú jeho znamienka sa dozvieme v § 8-c).

Častice jadra sú navzájom pevne spojené špeciálnymi jadrovými silami. Príťažlivosť elektrónov k jadru je oveľa slabšia ako vzájomná príťažlivosť protónov a neutrónov, takže elektróny (na rozdiel od častíc jadra - protónov a neutrónov) sa môžu oddeliť od svojich atómov a presunúť sa k iným.

V dôsledku elektrónových prechodov vznikajú ióny - atómy alebo skupiny atómov, v ktorých sa počet elektrónov nerovná počtu protónov. Ak ión obsahuje viac negatívne nabitých častíc ako kladne nabitých častíc, potom sa takýto ión nazýva negatívny. V opačnom prípade sa ión nazýva pozitívny. Horná časť obrázku znázorňuje stratu elektrónu atómom, teda vznik kladného iónu. V spodnej časti obrázku je tvorba záporného iónu z atómu.

Ióny sú veľmi bežné v látkach, napríklad sú vo všetkých kovoch bez výnimky. Dôvodom je to, že jeden alebo viac elektrónov z každého atómu kovu sa oddelí a pohybuje sa vo vnútri kovu, pričom vytvára takzvaný elektrónový plyn. Je to kvôli strate elektrónov, to znamená negatívnych častíc, že ​​atómy kovov sa stávajú kladnými iónmi. To platí pre kovy v akomkoľvek skupenstve – pevnom, kvapalnom alebo plynnom (napríklad pre ortuťové pary).

Už viete, že v pevnom stave sú všetky kovy kryštály (pozri § 7). Ióny všetkých kovov sú usporiadané usporiadaným spôsobom a tvoria kryštálovú mriežku. V kovoch v kvapalnom alebo plynnom stave neexistuje usporiadané usporiadanie iónov, ale stále je prítomný elektrónový plyn.

Niektoré ióny môžu byť tvorené niekoľkými atómami. Napríklad molekuly kyseliny sírovej H2SO4 vo vodnom roztoku sa rozkladajú na kladné vodíkové ióny, z ktorých každý má jeden atóm, a záporné ióny zvyšku kyseliny, z ktorých každý má päť atómov (pozri obrázok).

Tvorba iónov z neutrálnych molekúl (ionizácia) môže nastať z rôznych dôvodov. Jeden z nich, rozpustenie, sme práve zvažovali. Ďalším dôvodom je zvýšenie teploty. V tomto prípade sa zvyšuje rozsah vibrácií molekúl aj atómov, ktoré ich tvoria. Ak teplota prekročí určitú hodnotu, molekula sa rozpadne a vytvoria sa ióny. Ionizácia môže nastať aj pôsobením trenia, elektriny, svetla, žiarenia.