Umiestnenie elektrónov na energetických obaloch alebo hladinách sa zaznamenáva pomocou elektronických vzorcov chemických prvkov. Elektronické vzorce alebo konfigurácie pomáhajú reprezentovať štruktúru atómu prvku.

Štruktúra atómu

Atómy všetkých prvkov pozostávajú z kladne nabitého jadra a záporne nabitých elektrónov, ktoré sa nachádzajú okolo jadra.

Elektróny sú na rôznych energetických úrovniach. Čím ďalej je elektrón od jadra, tým má väčšiu energiu. Veľkosť energetickej hladiny je určená veľkosťou atómovej dráhy alebo orbitálneho oblaku. Toto je priestor, v ktorom sa elektrón pohybuje.

Ryža. 1. Všeobecná štruktúra atómu.

Orbitály môžu mať rôzne geometrické konfigurácie:

• s-orbitály- sférický;
• p-, d a f-orbitály- činkový tvar, ležiaci v rôznych rovinách.

Na prvej energetickej úrovni akéhokoľvek atómu je vždy s-orbitál s dvoma elektrónmi (výnimkou je vodík). Počnúc druhou úrovňou sú s- a p-orbitály na rovnakej úrovni.

Ryža. 2. s-, p-, d a f-orbitály.

Orbitály existujú bez ohľadu na umiestnenie elektrónov na nich a môžu byť zaplnené alebo prázdne.

Vstup do vzorca

Elektronické konfigurácie atómov chemických prvkov sa zapisujú podľa nasledujúcich princípov:

• každá energetická hladina zodpovedá sériovému číslu označenému arabskou číslicou;
• za číslom nasleduje písmeno označujúce orbitál;
• nad písmenom sa píše horný index zodpovedajúci počtu elektrónov v orbitále.

Príklady nahrávania:

• vápnik -

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

• kyslík -

  1s 2 2s 2 2p 4 ;

• uhlík-

  1s 2 2s 2 2p 2 .

Periodická tabuľka pomáha zapisovať elektronický vzorec. Počet úrovní energie zodpovedá číslu periódy. Číslo prvku udáva náboj atómu a počet elektrónov. Číslo skupiny udáva, koľko valenčných elektrónov je na vonkajšej úrovni.

Vezmime si ako príklad Na. Sodík je v prvej skupine, v tretej tretine, na čísle 11. To znamená, že atóm sodíka má kladne nabité jadro (obsahuje 11 protónov), okolo ktorého sa nachádza 11 elektrónov na troch energetických úrovniach. Vo vonkajšej úrovni je jeden elektrón.

Pripomeňme, že prvá energetická hladina obsahuje s-orbitál s dvoma elektrónmi a druhá obsahuje s- a p-orbitály. Zostáva vyplniť úrovne a získať úplný záznam:

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

Pre pohodlie boli vytvorené špeciálne tabuľky elektronických vzorcov prvku. V dlhej periodickej tabuľke sú vzorce uvedené aj v každej bunke prvku.

Ryža. 3. Tabuľka elektronických vzorcov.

Pre stručnosť sa prvky píšu do hranatých zátvoriek, ktorých elektronický vzorec sa zhoduje so začiatkom vzorca prvku. Napríklad elektronický vzorec horčíka je 3s 2, neón je 1s 2 2s 2 2p 6. Preto je úplný vzorec horčíka 1s 2 2 2 2 2p 6 3s 2 . 4.6. Celkový počet získaných hodnotení: 195.

Podmienený obraz rozloženia elektrónov v elektrónovom oblaku podľa hladín, podúrovní a orbitálov sa nazýva tzv elektrónový vzorec atómu.

Pravidlá založené na|založené na| ktorý | ktorý | make up | odovzdať | elektronické vzorce

1. Princíp minimálnej energie: čím menej energie má systém, tým je stabilnejší.

2. Klechkovského pravidlo: distribúcia elektrónov na úrovniach a podúrovniach elektrónového oblaku sa vyskytuje vo vzostupnom poradí súčtu hlavných a orbitálnych kvantových čísel (n + 1). V prípade rovnosti hodnôt (n + 1) sa najskôr vyplní podúroveň, ktorá má menšiu hodnotu n.

1 2 3 3 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1 1 0 7 1 1 2 0 Číslo úrovne 1 2 2 3 3 3 4 4 4 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 kvantové číslo

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

séria Klechkovského

1* - pozri tabuľku č.2.

3. Hundovo pravidlo: keď sú zaplnené orbitály jednej podúrovne, najnižšia energetická hladina zodpovedá umiestneniu elektrónov s paralelnými spinmi.

Návrh|Odoslanie| elektronické vzorce

Potenciálny riadok: 1 s 2 s p 3 s p 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

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

séria Klechkovského

Objednávka plnenia Electroni 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Elektronický vzorec

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

Informatívnosť elektronických vzorcov

1. Poloha prvku v periodickom|periodickom| systém.

2. Možné stupne| oxidácia prvku.

3. Chemická povaha prvku.

4. Zloženie|sklad| a spojovacie vlastnosti prvku.

Poloha prvku v periodiku|Pravidelne|Systém D.I. Mendelejeva:

a) číslo obdobia, v ktorej sa prvok nachádza, zodpovedá počtu úrovní, na ktorých sa nachádzajú elektróny;

b) číslo skupiny, do ktorej tento prvok patrí, sa rovná súčtu valenčných elektrónov. Valenčné elektróny pre atómy s- a p-prvkov sú elektróny vonkajšej úrovne; pre d-prvky sú to elektróny vonkajšej úrovne a nevyplnená podúroveň predchádzajúcej úrovne.

v) elektronická rodina je určená symbolom podúrovne, do ktorej vstupuje posledný elektrón (s-, p-, d-, f-).

G) podskupina je určená príslušnosťou k elektronickej rodine: s - a p - prvky zaberajú hlavné podskupiny a d - prvky - sekundárne, f - prvky zaberajú samostatné sekcie v spodnej časti periodického systému (aktinidy a lantanoidy).

2. Možné stupne| oxidácia prvku.

Oxidačný stav je náboj, ktorý atóm získava, keď dáva alebo získava elektróny.

Atómy, ktoré darujú elektróny, získavajú kladný náboj, ktorý sa rovná počtu darovaných elektrónov (elektrónový náboj (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Atóm, ktorý daroval elektróny, sa stáva katión(kladne nabitý ión). Proces odstránenia elektrónu z atómu sa nazýva ionizačný proces. Energia potrebná na uskutočnenie tohto procesu je tzv ionizačná energia ( Eion, eB).

Ako prvé sa od atómu oddeľujú elektróny vonkajšej úrovne, ktoré v orbitále nemajú pár – nepárové. V prítomnosti voľných orbitálov na tej istej úrovni, pôsobením vonkajšej energie, sú elektróny, ktoré vytvorili páry na tejto úrovni, nespárované a potom oddelené. Proces deparácie, ku ktorému dochádza v dôsledku absorpcie časti energie jedným z elektrónov páru a jeho prechodu do najvyššej podúrovne, sa nazýva proces vzrušenia.

Najväčší počet elektrónov, ktoré môže atóm darovať, sa rovná počtu valenčných elektrónov a zodpovedá číslu skupiny, v ktorej sa prvok nachádza. Náboj, ktorý atóm získa po strate všetkých valenčných elektrónov, sa nazýva najvyšší stupeň oxidácie atóm.

Po prepustení|prepustení| valenčná úroveň externá sa stáva|stáva| úroveň ktorá|čo| predchádzala valencia. Toto je hladina úplne naplnená elektrónmi, a preto | a teda | energeticky odolný.

Atómy prvkov, ktoré majú na vonkajšej úrovni od 4 do 7 elektrónov, dosahujú energeticky stabilný stav nielen vzdávaním sa elektrónov, ale aj ich pridávaním. V dôsledku toho sa vytvorí hladina (.ns 2 p 6) - stabilný stav inertného plynu.

Atóm, ktorý má pripojené elektróny, získava negatívnestupňaoxidácia- záporný náboj, ktorý sa rovná počtu prijatých elektrónov.

Z E 0 + ne  Z E - n

Počet elektrónov, ktoré môže atóm pripojiť, sa rovná číslu (8 –N|), kde N je číslo skupiny, v ktorej|čo| prvok sa nachádza (alebo počet valenčných elektrónov).

Proces pripájania elektrónov k atómu je sprevádzaný uvoľňovaním energie, ktorá sa nazýva c afinita k elektrónu (Esrodship,eV).

Zloženie atómu.

Atóm sa skladá z atómové jadro a elektrónový obal.

Jadro atómu sa skladá z protónov ( p+) a neutróny ( n 0). Väčšina atómov vodíka má jedno protónové jadro.

Počet protónov N(p+) sa rovná jadrovému náboju ( Z) a poradové číslo prvku v prirodzenom rade prvkov (a v periodickej sústave prvkov).

N(p +) = Z

Súčet počtu neutrónov N(n 0), označuje sa jednoducho písmenom N a počet protónov Z volal hromadné číslo a je označený písmenom ALE.

A = Z + N

Elektrónový obal atómu pozostáva z elektrónov pohybujúcich sa okolo jadra ( e -).

Počet elektrónov N(e-) v elektrónovom obale neutrálneho atómu sa rovná počtu protónov Z v jeho jadre.

Hmotnosť protónu je približne rovnaká ako hmotnosť neutrónu a 1840-násobok hmotnosti elektrónu, takže hmotnosť atómu sa prakticky rovná hmotnosti jadra.

Tvar atómu je sférický. Polomer jadra je asi 100 000-krát menší ako polomer atómu.

Chemický prvok- druh atómov (súbor atómov) s rovnakým jadrovým nábojom (s rovnakým počtom protónov v jadre).

izotop- súbor atómov jedného prvku s rovnakým počtom neutrónov v jadre (alebo druh atómov s rovnakým počtom protónov a rovnakým počtom neutrónov v jadre).

Rôzne izotopy sa navzájom líšia počtom neutrónov v jadrách svojich atómov.

Označenie jedného atómu alebo izotopu: (E - symbol prvku), napríklad: .

Štruktúra elektrónového obalu atómu

atómový orbitál je stav elektrónu v atóme. Orbitálny symbol - . Každý orbitál zodpovedá elektrónovému oblaku.

Orbitály skutočných atómov v základnom (neexcitovanom) stave sú štyroch typov: s, p, d a f.

elektronický cloud- časť priestoru, v ktorej možno nájsť elektrón s pravdepodobnosťou 90 (alebo viac) percent.

Poznámka: niekedy sa pojmy „atómový orbitál“ a „elektrónový oblak“ nerozlišujú, pričom sa oba nazývajú „atómový orbitálny“.

Elektrónový obal atómu je vrstvený. Elektronická vrstva tvorené elektrónovými oblakmi rovnakej veľkosti. Orbitály tvoria jednu vrstvu elektronická („energetická“) úroveň, ich energie sú rovnaké pre atóm vodíka, ale odlišné pre ostatné atómy.

Orbitály rovnakej úrovne sú zoskupené do elektronický (energia) podúrovne:
s- podúroveň (pozostáva z jedného s-orbitály), symbol - .
p podúroveň (pozostáva z troch p
d podúroveň (pozostáva z piatich d-orbitály), symbol - .
f podúroveň (pozostáva zo siedmich f-orbitály), symbol - .

Energie orbitálov tej istej podúrovne sú rovnaké.

Pri označovaní podúrovní sa k symbolu podúrovne pridáva číslo vrstvy (elektronická úroveň), napríklad: 2 s, 3p, 5d znamená s- podúroveň druhej úrovne, p- podúroveň tretej úrovne, d- podúroveň piatej úrovne.

Celkový počet podúrovní v jednej úrovni sa rovná číslu úrovne n. Celkový počet orbitálov v jednej úrovni je n 2. Podľa toho je aj celkový počet oblakov v jednej vrstve n 2 .

Označenia: - voľný orbitál (bez elektrónov), - orbitál s nepárovým elektrónom, - orbitál s elektrónovým párom (s dvoma elektrónmi).

Poradie, v ktorom elektróny vypĺňajú orbitály atómu, určujú tri prírodné zákony (formulácie sú uvedené zjednodušeným spôsobom):

1. Princíp najmenšej energie - elektróny vypĺňajú orbitály v poradí narastajúcej energie orbitálov.

2. Pauliho princíp - v jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny.

3. Hundovo pravidlo - v rámci podúrovne elektróny najskôr vypĺňajú voľné orbitály (po jednom) a až potom vytvárajú elektrónové páry.

Celkový počet elektrónov v elektronickej úrovni (alebo v elektronickej vrstve) je 2 n 2 .

Rozdelenie podúrovní podľa energie je vyjadrené ďalej (v poradí narastajúcej energie):

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

Vizuálne je táto postupnosť vyjadrená energetickým diagramom:

Distribúciu elektrónov atómu podľa úrovní, podúrovní a orbitálov (elektrónová konfigurácia atómu) možno znázorniť ako elektrónový vzorec, energetický diagram alebo, jednoduchšie, ako diagram elektronických vrstiev ("elektronický diagram") .

Príklady elektrónovej štruktúry atómov:

valenčné elektróny- elektróny atómu, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Pre každý atóm sú to všetky vonkajšie elektróny plus tie predvonkajšie elektróny, ktorých energia je väčšia ako energia vonkajších. Napríklad: Atóm Ca má 4 vonkajšie elektróny s 2, sú tiež valenciou; Atóm Fe má vonkajšie elektróny - 4 s 2 ale má 3 d 6, teda atóm železa má 8 valenčných elektrónov. Valenčný elektrónový vzorec atómu vápnika je 4 s 2 a atómy železa - 4 s 2 3d 6 .

Periodický systém chemických prvkov D. I. Mendelejeva
(prirodzený systém chemických prvkov)

Periodický zákon chemických prvkov(moderná formulácia): vlastnosti chemických prvkov, ako aj nimi tvorených jednoduchých a zložitých látok, sú v periodickej závislosti od hodnoty náboja z atómových jadier.

Periodický systém- grafické vyjadrenie periodického zákona.

Prirodzená škála chemických prvkov- množstvo chemických prvkov, usporiadaných podľa nárastu počtu protónov v jadrách ich atómov, alebo, čo je to isté, podľa nárastu nábojov jadier týchto atómov. Poradové číslo prvku v tomto rade sa rovná počtu protónov v jadre ktoréhokoľvek atómu tohto prvku.

Tabuľka chemických prvkov je zostrojená „rozrezaním“ prirodzeného radu chemických prvkov do obdobia(vodorovné riadky tabuľky) a zoskupenia (zvislé stĺpce tabuľky) prvkov s podobnou elektrónovou štruktúrou atómov.

V závislosti od toho, ako sú prvky kombinované do skupín, môže byť tabuľka dlhé obdobie(prvky s rovnakým počtom a typom valenčných elektrónov sa zhromažďujú v skupinách) a krátkodobý(prvky s rovnakým počtom valenčných elektrónov sa zhromažďujú v skupinách).

Skupiny krátkodobej tabuľky sú rozdelené do podskupín ( Hlavná a vedľajšie účinky), ktoré sa zhodujú so skupinami tabuľky dlhých období.

Všetky atómy prvkov rovnakej periódy majú rovnaký počet elektrónových vrstiev, ktorý sa rovná počtu periódy.

Počet prvkov v obdobiach: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Väčšina prvkov ôsmeho obdobia bola získaná umelo, posledné prvky tohto obdobia ešte neboli syntetizované. Všetky periódy okrem prvej začínajú prvkom tvoriacim alkalický kov (Li, Na, K atď.) a končia prvkom tvoriacim vzácny plyn (He, Ne, Ar, Kr atď.).

V tabuľke krátkych období - osem skupín, z ktorých každá je rozdelená do dvoch podskupín (hlavná a vedľajšia), v tabuľke dlhých období - šestnásť skupín, ktoré sú očíslované rímskymi číslicami s písmenami A alebo B, napríklad: IA, IIIB, VIA, VIIB. Skupina IA tabuľky dlhých období zodpovedá hlavnej podskupine prvej skupiny tabuľky krátkych období; skupina VIIB - sekundárna podskupina siedmej skupiny: zvyšok - podobne.

Charakteristiky chemických prvkov sa prirodzene menia v skupinách a obdobiach.

V obdobiach (s rastúcim sériovým číslom)

• jadrový náboj sa zvyšuje
• počet vonkajších elektrónov sa zvyšuje,
• polomer atómov sa zmenšuje,
• zvyšuje sa pevnosť väzby elektrónov s jadrom (ionizačná energia),
• elektronegativita sa zvyšuje.
• zlepšujú sa oxidačné vlastnosti jednoduchých látok ("nekovovosť"),
• redukčné vlastnosti jednoduchých látok („kovovosť“) sa oslabujú,
• oslabuje zásaditý charakter hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov,
• zvyšuje sa kyslý charakter hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov.

V skupinách (s rastúcim sériovým číslom)

• jadrový náboj sa zvyšuje
• zväčšuje sa polomer atómov (iba v skupinách A),
• znižuje sa sila väzby medzi elektrónmi a jadrom (ionizačná energia; len v A-skupinách),
• elektronegativita klesá (iba v A-skupinách),
• oslabiť oxidačné vlastnosti jednoduchých látok ("nekovovosť"; len v A-skupinách),
• zlepšujú sa redukčné vlastnosti jednoduchých látok ("kovovosť"; len v skupinách A),
• zásaditý charakter hydroxidov a príslušných oxidov sa zvyšuje (len v skupinách A),
• kyslá povaha hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov sa oslabuje (iba v skupinách A),
• klesá stabilita vodíkových zlúčenín (zvyšuje sa ich redukčná aktivita; len v A-skupinách).

Úlohy a testy na tému "Téma 9. "Štruktúra atómu. Periodický zákon a periodický systém chemických prvkov D. I. Mendelejeva (PSCE)"."

• Periodický zákon - Periodický zákon a štruktúra atómov 8.–9. ročník
  Mali by ste poznať: zákony zapĺňania orbitálov elektrónmi (princíp najmenšej energie, Pauliho princíp, Hundovo pravidlo), štruktúru periodickej sústavy prvkov.

  Mali by ste byť schopní: určiť zloženie atómu podľa polohy prvku v periodickej sústave, a naopak, nájsť prvok v periodickej sústave, pričom poznáte jeho zloženie; znázorniť štruktúrny diagram, elektrónovú konfiguráciu atómu, iónu a naopak určiť polohu chemického prvku v PSCE z diagramu a elektrónovej konfigurácie; charakterizovať prvok a látky, ktoré tvorí, podľa jeho pozície v PSCE; určiť zmeny polomeru atómov, vlastnosti chemických prvkov a látok, ktoré tvoria v rámci jednej periódy a jednej hlavnej podskupiny periodickej sústavy.

  Príklad 1 Určte počet orbitálov v tretej elektronickej úrovni. Čo sú to za orbitály?
  Na určenie počtu orbitálov používame vzorec N orbitály = n 2, kde n- číslo úrovne. N orbitály = 3 2 = 9. Jeden 3 s-, tri 3 p- a päť 3 d-orbitály.

  Príklad 2 Určte atóm, ktorého prvok má elektrónový vzorec 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Aby ste mohli určiť, o aký prvok ide, musíte zistiť jeho sériové číslo, ktoré sa rovná celkovému počtu elektrónov v atóme. V tomto prípade: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Toto je hliník.

  Keď sa ubezpečíte, že ste sa naučili všetko, čo potrebujete, pokračujte k úlohám. Prajeme vám úspech.

  
  Odporúčaná literatúra:
  • O. S. Gabrielyan a ďalší Chémia, 11. ročník. M., Drop, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chémia 11 buniek. M., Vzdelávanie, 2001.

Zapisuje sa vo forme takzvaných elektronických vzorcov. V elektronických vzorcoch písmená s, p, d, f označujú energetické podúrovne elektrónov; čísla pred písmenami označujú energetickú hladinu, v ktorej sa daný elektrón nachádza a index vpravo hore je počet elektrónov v tejto podúrovni. Na zostavenie elektrónového vzorca atómu akéhokoľvek prvku stačí poznať číslo tohto prvku v periodickom systéme a splniť základné ustanovenia, ktoré upravujú distribúciu elektrónov v atóme.

Štruktúru elektrónového obalu atómu možno znázorniť aj vo forme usporiadania elektrónov v energetických článkoch.

Pre atómy železa má takáto schéma nasledujúcu formu:

Tento diagram jasne ukazuje implementáciu Hundovho pravidla. Na 3d podúrovni je maximálny počet buniek (štyri) naplnený nepárovými elektrónmi. Obraz štruktúry elektrónového obalu v atóme vo forme elektrónových vzorcov a vo forme diagramov jasne neodráža vlnové vlastnosti elektrónu.

Znenie periodického zákona v znení neskorších predpisovÁNO. Mendelejev : vlastnosti jednoduchých telies, ako aj formy a vlastnosti zlúčenín prvkov sú v periodickej závislosti od veľkosti atómových hmotností prvkov.

Moderná formulácia periodického zákona: vlastnosti prvkov, ako aj formy a vlastnosti ich zlúčenín sú v periodickej závislosti od veľkosti náboja jadra ich atómov.

Kladný náboj jadra (a nie atómová hmotnosť) sa teda ukázal ako presnejší argument, od ktorého závisia vlastnosti prvkov a ich zlúčenín.

Valence- je počet chemických väzieb, ktorými je jeden atóm viazaný na druhý.
Valenčné možnosti atómu sú určené počtom nepárových elektrónov a prítomnosťou voľných atómových orbitálov na vonkajšej úrovni. Štruktúra vonkajších energetických hladín atómov chemických prvkov určuje najmä vlastnosti ich atómov. Preto sa tieto úrovne nazývajú valenčné úrovne. Elektróny týchto úrovní a niekedy aj predexterných úrovní sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Takéto elektróny sa tiež nazývajú valenčné elektróny.

Stechiometrická valencia chemický prvok - je počet ekvivalentov, ktoré k sebe môže daný atóm pripojiť, alebo je to počet ekvivalentov v atóme.

Ekvivalenty sú určené počtom pripojených alebo substituovaných atómov vodíka, preto sa stechiometrická valencia rovná počtu atómov vodíka, s ktorými tento atóm interaguje. Ale nie všetky prvky interagujú voľne, ale takmer všetko interaguje s kyslíkom, takže stechiometrickú valenciu možno definovať ako dvojnásobok počtu pripojených atómov kyslíka.

Napríklad stechiometrická valencia síry v sírovodíku H2S je 2, v oxide S02-4, v oxide S03-6.

Pri určovaní stechiometrickej valencie prvku podľa vzorca binárnej zlúčeniny by sme sa mali riadiť pravidlom: celková valencia všetkých atómov jedného prvku sa musí rovnať celkovej valencii všetkých atómov iného prvku.

Oxidačný stav tiež charakterizuje zloženie látky a rovná sa stechiometrickej valencii so znamienkom plus (pre kov alebo elektropozitívnejší prvok v molekule) alebo mínus.

1. V jednoduchých látkach je oxidačný stav prvkov nulový.

2. Oxidačný stav fluóru vo všetkých zlúčeninách je -1. Zvyšné halogény (chlór, bróm, jód) s kovmi, vodíkom a inými elektropozitívnejšími prvkami majú tiež oxidačný stav -1, ale v zlúčeninách s viac elektronegatívnymi prvkami majú kladné oxidačné stavy.

3. Kyslík v zlúčeninách má oxidačný stav -2; výnimkou sú peroxid vodíka H 2 O 2 a jeho deriváty (Na 2 O 2, BaO 2 atď., v ktorých má kyslík oxidačný stav -1, ako aj fluorid kyslíka OF 2, v ktorom je oxidačný stav kyslíka je +2.

4. Alkalické prvky (Li, Na, K atď.) a prvky hlavnej podskupiny druhej skupiny periodickej sústavy (Be, Mg, Ca atď.) majú vždy oxidačný stav rovný číslu skupiny, že je +1 a +2, v tomto poradí.

5. Všetky prvky tretej skupiny, okrem tália, majú konštantný oxidačný stav rovný číslu skupiny, t.j. +3.

6. Najvyšší oxidačný stav prvku sa rovná číslu skupiny periodického systému a najnižší je rozdiel: číslo skupiny je 8. Napríklad najvyšší oxidačný stav dusíka (nachádza sa v piatej skupine) je +5 (v kyseline dusičnej a jej soliach) a najnižšia je -3 (v amoniaku a amónnych soliach).

7. Oxidačné stavy prvkov v zlúčenine sa navzájom kompenzujú tak, že ich súčet pre všetky atómy v molekule alebo neutrálnej jednotke vzorca je nula a pre ión - jeho náboj.

Tieto pravidlá možno použiť na určenie neznámeho oxidačného stavu prvku v zlúčenine, ak sú oxidačné stavy zvyšku známe, a na formuláciu viacprvkových zlúčenín.

Stupeň oxidácie (oxidačné číslo,) — pomocná podmienená hodnota na zaznamenávanie procesov oxidácie, redukcie a redoxných reakcií.

koncepcia oxidačný stavčasto používaný v anorganickej chémii namiesto pojmu valencia. Oxidačný stav atómu sa rovná číselnej hodnote elektrického náboja priradeného atómu za predpokladu, že elektrónové páry, ktoré vytvárajú väzbu, sú úplne vychýlené smerom k viac elektronegatívnym atómom (t. j. na základe predpokladu, že zlúčenina pozostáva z iba z iónov).

Oxidačný stav zodpovedá počtu elektrónov, ktoré sa musia pridať ku kladnému iónu, aby sa zredukoval na neutrálny atóm, alebo odobrať zo záporného iónu, aby sa oxidoval na neutrálny atóm:

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

Vlastnosti prvkov sa v závislosti od štruktúry elektrónového obalu atómu menia podľa periód a skupín periodickej sústavy. Keďže elektronické štruktúry v mnohých analogických prvkoch sú iba podobné, ale nie identické, pri prechode z jedného prvku v skupine do druhého sa u nich nepozoruje jednoduché opakovanie vlastností, ale ich viac-menej jasne vyjadrená pravidelná zmena.

Chemická povaha prvku je určená schopnosťou jeho atómu strácať alebo získavať elektróny. Táto schopnosť je kvantifikovaná hodnotami ionizačných energií a elektrónovej afinity.

Ionizačná energia (Ei) je minimálne množstvo energie potrebné na oddelenie a úplné odstránenie elektrónu z atómu v plynnej fáze pri T = 0

K bez odovzdania kinetickej energie uvoľnenému elektrónu s premenou atómu na kladne nabitý ión: E + Ei = E + + e-. Ionizačná energia je kladná a má najnižšie hodnoty pre atómy alkalických kovov a najvyššie pre atómy vzácneho (inertného) plynu.

Elektrónová afinita (Ee) je energia uvoľnená alebo absorbovaná, keď je elektrón pripojený k atómu v plynnej fáze pri T = 0

K s premenou atómu na záporne nabitý ión bez prenosu kinetickej energie na časticu:

E + e- = E- + Ee.

Halogény, najmä fluór, majú maximálnu elektrónovú afinitu (Ee = -328 kJ/mol).

Hodnoty Ei a Ee sú vyjadrené v kilojouloch na mol (kJ/mol) alebo v elektrónvoltoch na atóm (eV).

Schopnosť viazaného atómu premiestňovať elektróny chemických väzieb smerom k sebe, čím sa zvyšuje hustota elektrónov okolo seba, tzv. elektronegativita.

Tento pojem zaviedol do vedy L. Pauling. Elektronegativitaoznačuje sa symbolom ÷ a charakterizuje tendenciu daného atómu pripájať elektróny pri vytváraní chemickej väzby.

Podľa R. Malikena sa elektronegativita atómu odhaduje polovičným súčtom ionizačných energií a elektrónovej afinity voľných atómov h = (Ee + Ei)/2

V obdobiach existuje všeobecná tendencia k zvýšeniu ionizačnej energie a elektronegativity so zvýšením náboja atómového jadra; v skupinách tieto hodnoty klesajú so zvýšením poradového čísla prvku.

Je potrebné zdôrazniť, že prvku nemožno priradiť konštantnú hodnotu elektronegativity, pretože závisí od mnohých faktorov, najmä od valenčného stavu prvku, typu zlúčeniny, do ktorej vstupuje, počtu a typu susedných atómov. .

Atómové a iónové polomery. Rozmery atómov a iónov sú určené rozmermi elektrónového obalu. Podľa kvantovej mechaniky nemá elektrónový obal presne definované hranice. Preto pre polomer voľného atómu alebo iónu môžeme vziať teoreticky vypočítaná vzdialenosť od jadra k polohe hlavnej maximálnej hustoty vonkajších elektrónových oblakov. Táto vzdialenosť sa nazýva orbitálny polomer. V praxi sa zvyčajne používajú hodnoty polomerov atómov a iónov v zlúčeninách vypočítané z experimentálnych údajov. V tomto prípade sa rozlišujú kovalentné a kovové polomery atómov.

Závislosť atómových a iónových polomerov od náboja jadra atómu prvku a je periodická. V periódach, keď sa atómové číslo zvyšuje, polomery majú tendenciu klesať. Najväčší pokles je typický pre prvky malých periód, keďže je v nich vyplnená vonkajšia elektronická úroveň. Vo veľkých periódach v rodinách d- a f-prvkov je táto zmena menej ostrá, pretože k naplneniu elektrónov v nich dochádza v preexternej vrstve. V podskupinách sa polomery atómov a iónov rovnakého typu spravidla zväčšujú.

Periodický systém prvkov je jasným príkladom prejavu rôznych druhov periodicity vo vlastnostiach prvkov, ktorý sa pozoruje horizontálne (v období zľava doprava), vertikálne (v skupine napr. zhora nadol). ), diagonálne, t.j. niektorá vlastnosť atómu sa zvyšuje alebo znižuje, ale periodicita je zachovaná.

V období zľava doprava (→) sa zvyšujú oxidačné a nekovové vlastnosti prvkov, kým redukčné a kovové vlastnosti klesajú. Takže zo všetkých prvkov 3. periódy bude sodík najaktívnejším kovom a najsilnejším redukčným činidlom a chlór bude najsilnejším oxidačným činidlom.

chemická väzba- ide o vzájomné prepojenie atómov v molekule alebo kryštálovej mriežke v dôsledku pôsobenia elektrických príťažlivých síl medzi atómami.

Ide o interakciu všetkých elektrónov a všetkých jadier, ktorá vedie k vytvoreniu stabilného, ​​polyatómového systému (radikál, molekulárny ión, molekula, kryštál).

Chemická väzba sa uskutočňuje valenčnými elektrónmi. Podľa moderných koncepcií má chemická väzba elektronickú povahu, ale uskutočňuje sa rôznymi spôsobmi. Preto existujú tri hlavné typy chemických väzieb: kovalentné, iónové, kovové Medzi molekulami vzniká vodíková väzba, a stane sa van der Waalsove interakcie.

Hlavné charakteristiky chemickej väzby sú:

- dĺžka väzby - je medzijadrová vzdialenosť medzi chemicky viazanými atómami.

Závisí to od povahy interagujúcich atómov a od násobnosti väzby. S nárastom multiplicity sa dĺžka väzby znižuje a následne sa zvyšuje jej pevnosť;

- násobnosť väzby - je určená počtom elektrónových párov spájajúcich dva atómy. So zvyšujúcou sa multiplicitou sa zvyšuje väzbová energia;

- uhol pripojenia- uhol medzi pomyselnými priamkami prechádzajúcimi cez jadrá dvoch chemicky prepojených susedných atómov;

Väzbová energia E CB - je to energia, ktorá sa uvoľní pri tvorbe tejto väzby a vynaloží sa na jej rozbitie, kJ / mol.

kovalentná väzba - Chemická väzba vytvorená zdieľaním páru elektrónov s dvoma atómami.

Vysvetlenie chemickej väzby objavením sa spoločných elektrónových párov medzi atómami tvorilo základ spinovej teórie valencie, ktorej nástrojom je metóda valenčnej väzby (MVS) , objavil Lewis v roku 1916. Na kvantovomechanický popis chemickej väzby a štruktúry molekúl sa používa iná metóda - molekulárna orbitálna metóda (MMO) .

Metóda valenčnej väzby

Základné princípy vzniku chemickej väzby podľa MVS:

1. Chemická väzba vzniká vďaka valenčným (nespárovým) elektrónom.

2. Elektróny s antiparalelnými spinmi patriace dvom rôznym atómom sa stávajú bežnými.

3. Chemická väzba vzniká len vtedy, ak pri priblížení dvoch alebo viacerých atómov k sebe klesá celková energia sústavy.

4. Hlavné sily pôsobiace v molekule sú elektrického, coulombovského pôvodu.

5. Čím silnejšie je spojenie, tým viac sa vzájomne prekrývajúce elektrónové oblaky prekrývajú.

Na vytvorenie kovalentnej väzby existujú dva mechanizmy:

výmenný mechanizmus. Väzba vzniká zdieľaním valenčných elektrónov dvoch neutrálnych atómov. Každý atóm dáva jeden nepárový elektrón spoločnému elektrónovému páru:

Ryža. 7. Mechanizmus výmeny pre vznik kovalentnej väzby: a- nepolárne; b- polárny

Donor-akceptorový mechanizmus. Jeden atóm (donor) poskytuje elektrónový pár a ďalší atóm (akceptor) poskytuje tomuto páru prázdny orbitál.

spojenia, vzdelaný podľa mechanizmu donor-akceptor patria medzi komplexné zlúčeniny

Ryža. 8. Donor-akceptorový mechanizmus tvorby kovalentnej väzby

Kovalentná väzba má určité vlastnosti.

Sýtosť - vlastnosť atómov vytvárať presne definovaný počet kovalentných väzieb. V dôsledku nasýtenia väzieb majú molekuly určité zloženie.

Orientácia - t . spojenie je vytvorené v smere maximálneho prekrytia elektrónových oblakov . Vzhľadom na čiaru spájajúcu stredy atómov tvoriacich väzbu existujú: σ a π (obr. 9): σ-väzba - vzniká prekrytím AO pozdĺž čiary spájajúcej stredy interagujúcich atómov; π-väzba je väzba, ktorá sa vyskytuje v smere osi kolmej na priamku spájajúcu jadrá atómu. Orientácia väzby určuje priestorovú štruktúru molekúl, t.j. ich geometrický tvar. hybridizácia - ide o zmenu tvaru niektorých orbitálov pri vzniku kovalentnej väzby za účelom dosiahnutia efektívnejšieho prekrývania orbitálov. Chemická väzba vytvorená za účasti elektrónov hybridných orbitálov je silnejšia ako väzba za účasti elektrónov nehybridných s- a p-orbitálov, pretože sa viac prekrýva. Existujú nasledujúce typy hybridizácie (obr. 10, tabuľka 31): sp hybridizácia - jeden s-orbitál a jeden p-orbitál sa zmenia na dva identické "hybridné" orbitály, ktorých uhol medzi osami je 180°. Molekuly, v ktorých dochádza k hybridizácii sp, majú lineárnu geometriu (BeCl2).

hybridizácia sp2- jeden s-orbitál a dva p-orbitály sa zmenia na tri rovnaké "hybridné" orbitály, ktorých uhol medzi osami je 120°. Molekuly, v ktorých sa uskutočňuje hybridizácia sp2, majú plochú geometriu (BF3, AlCl3).

sp 3-hybridizácia- jeden s-orbitál a tri p-orbitály sa menia na štyri identické "hybridné" orbitály, ktorých uhol medzi osami je 109° 28". Molekuly, v ktorých dochádza k hybridizácii sp 3, majú tetraedrickú geometriu (CH 4 , NH3).

Ryža. 10. Typy hybridizácií valenčných orbitálov: a - sp-hybridizácia valenčných orbitálov; b - sp2- hybridizácia valenčných orbitálov; v - sp 3 - hybridizácia valenčných orbitálov

Algoritmus na zostavenie elektronického vzorca prvku:

1. Určte počet elektrónov v atóme pomocou Periodickej tabuľky chemických prvkov D.I. Mendelejev.

2. Podľa čísla periódy, v ktorej sa prvok nachádza, určte počet energetických hladín; počet elektrónov v poslednej elektronickej úrovni zodpovedá číslu skupiny.

3. Rozdeľte úrovne na podúrovne a orbitály a naplňte ich elektrónmi v súlade s pravidlami pre vypĺňanie orbitálov:

Je potrebné si uvedomiť, že prvá úroveň má maximálne 2 elektróny. 1s2, na druhom - maximálne 8 (dva s a šesť R: 2s 2 2p 6), na treťom - maximálne 18 (dva s, šesť p a desať d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Hlavné kvantové číslo n by mala byť minimálna.
• Vyplnené ako prvé s- podúroveň teda p-, d-b f- podúrovne.
• Elektróny vypĺňajú orbitály vo vzostupnom poradí orbitálnej energie (Klechkovského pravidlo).
• V rámci podúrovne elektróny najskôr po jednom obsadzujú voľné orbitály a až potom vytvárajú páry (Hundovo pravidlo).
• V jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny (Pauliho princíp).

Príklady.

1. Zostavte elektrónový vzorec dusíka. Dusík je číslo 7 v periodickej tabuľke.

2. Zostavte elektrónový vzorec argónu. V periodickej tabuľke je argón na čísle 18.

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

3. Zostavte elektronický vzorec chrómu. V periodickej tabuľke má chróm číslo 24.

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

Energetický diagram zinku.

4. Zostavte elektronický vzorec zinku. V periodickej tabuľke má zinok 30.

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

Všimnite si, že časť elektronického vzorca, konkrétne 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, je elektronický vzorec argónu.

Elektronický vzorec zinku môže byť reprezentovaný ako.