Poďme zistiť, ako vytvoriť elektronický vzorec chemického prvku. Táto otázka je dôležitá a relevantná, pretože dáva predstavu nielen o štruktúre, ale aj o očakávaných fyzikálnych a chemických vlastnostiach daného atómu.

Pravidlá zostavovania

Na zostavenie grafického a elektronického vzorca chemického prvku je potrebné poznať teóriu atómovej štruktúry. Na začiatok existujú dve hlavné zložky atómu: jadro a negatívne elektróny. Jadro obsahuje neutróny, ktoré nemajú náboj, ako aj protóny, ktoré majú kladný náboj.

Pri diskusii o tom, ako zostaviť a určiť elektronický vzorec chemického prvku, poznamenávame, že na nájdenie počtu protónov v jadre bude potrebný periodický systém Mendeleev.

Počet prvkov v poradí zodpovedá počtu protónov nachádzajúcich sa v jeho jadre. Číslo periódy, v ktorej sa atóm nachádza, charakterizuje počet energetických vrstiev, na ktorých sa nachádzajú elektróny.

Na určenie počtu neutrónov bez elektrického náboja je potrebné odpočítať ich sériové číslo (počet protónov) od relatívnej hmotnosti atómu prvku.

Inštrukcie

Aby ste pochopili, ako zostaviť elektronický vzorec chemického prvku, zvážte pravidlo na plnenie podúrovní negatívnymi časticami, ktoré sformuloval Klechkovský.

V závislosti od toho, koľko voľnej energie majú voľné orbitály, sa zostavuje séria, ktorá charakterizuje postupnosť úrovní plnenia elektrónmi.

Každý orbitál obsahuje iba dva elektróny, ktoré sú usporiadané v antiparalelných spinoch.

Na vyjadrenie štruktúry elektronických obalov sa používajú grafické vzorce. Ako vyzerajú elektrónové vzorce atómov chemických prvkov? Ako vytvoriť grafické možnosti? Tieto otázky sú zahrnuté v školskom kurze chémie, takže sa im budeme venovať podrobnejšie.

Existuje určitá matica (základ), ktorá sa používa pri zostavovaní grafických vzorcov. S-orbitál je charakterizovaný iba jedným kvantovým článkom, v ktorom sú dva elektróny umiestnené oproti sebe. Sú graficky označené šípkami. Pre p-orbitál sú znázornené tri bunky, z ktorých každá obsahuje tiež dva elektróny, orbitál d obsahuje desať elektrónov a orbitál f je naplnený štrnástimi elektrónmi.

Príklady zostavovania elektronických vzorcov

Pokračujme v rozhovore o tom, ako zostaviť elektronický vzorec chemického prvku. Napríklad musíte vytvoriť grafický a elektronický vzorec pre prvok mangán. Najprv určme polohu tohto prvku v periodickej tabuľke. Má atómové číslo 25, preto je v atóme 25 elektrónov. Mangán je prvok štvrtej periódy, a preto má štyri energetické úrovne.

Ako napísať elektronický vzorec chemického prvku? Zapíšeme si znak prvku, ako aj jeho poradové číslo. Pomocou Klechkovského pravidla rozdeľujeme elektróny medzi energetické úrovne a podúrovne. Umiestňujeme ich postupne na prvú, druhú a tretiu úroveň, pričom do každej bunky umiestnime dva elektróny.

Potom ich zhrnieme a získame 20 kusov. Tri úrovne sú úplne naplnené elektrónmi a na štvrtej zostáva iba päť elektrónov. Vzhľadom na to, že každý typ orbitálu má svoju vlastnú energetickú rezervu, rozdeľujeme zvyšné elektróny do podúrovní 4s a 3d. Výsledkom je, že hotový elektronický grafický vzorec pre atóm mangánu má nasledujúci tvar:

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

Praktický význam

Pomocou elektrónových grafických vzorcov môžete jasne vidieť počet voľných (nespárovaných) elektrónov, ktoré určujú valenciu daného chemického prvku.

Ponúkame zovšeobecnený algoritmus akcií, pomocou ktorého môžete vytvárať elektrónové grafické vzorce pre ľubovoľné atómy nachádzajúce sa v periodickej tabuľke.

V prvom rade je potrebné určiť počet elektrónov pomocou periodickej tabuľky. Číslo periódy udáva počet úrovní energie.

Príslušnosť k určitej skupine je spojená s počtom elektrónov nachádzajúcich sa na vonkajšej energetickej úrovni. Úrovne sú rozdelené do podúrovní a vyplnené s prihliadnutím na Klechkovského pravidlo.

Záver

Aby bolo možné určiť valenčné možnosti akéhokoľvek chemického prvku nachádzajúceho sa v periodickej tabuľke, je potrebné zostaviť elektronický grafický vzorec jeho atómu. Algoritmus uvedený vyššie nám umožní vyrovnať sa s úlohou a určiť možné chemické a fyzikálne vlastnosti atómu.

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 danej podúrovni. Na zostavenie elektrónového vzorca atómu akéhokoľvek prvku stačí poznať číslo tohto prvku v periodickej tabuľke a dodržiavať základné princípy, ktorými sa riadi distribúcia elektrónov v atóme.

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

Pre atómy železa má táto 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 periodicky závislé 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- Toto je počet chemických väzieb, ktorými je jeden atóm spojený s druhým.
Valenčné schopnosti atómu sú určené počtom nespárovaných elektrónov a prítomnosťou voľných atómových orbitálov na vonkajšej úrovni. Štruktúra vonkajších energetických hladín atómov chemických prvkov určuje predovšetkým vlastnosti ich atómov. Preto sa tieto úrovne nazývajú valenčné úrovne. Elektróny týchto úrovní a niekedy aj preexterných úrovní sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Takéto elektróny sa tiež nazývajú valenčné elektróny.

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

Ekvivalenty sú určené počtom pripojených alebo substituovaných atómov vodíka, takže stechiometrická valencia sa rovná počtu atómov vodíka, s ktorými daný atóm interaguje. Ale nie všetky prvky interagujú voľne, ale takmer všetky interagujú 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 pomocou 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 prvkov (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 periodickej tabuľky 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 sa rovná -3 (v amoniaku a amónnych soliach).

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

Tieto pravidlá možno použiť na určenie neznámeho oxidačného stavu prvku v zlúčenine, ak sú známe oxidačné stavy ostatných, a na zostavenie vzorcov pre viacprvkové zlúčeniny.

Oxidačný stav (oxidačné číslo) — pomocná konvenčná veličina 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 väzbové elektrónové páry sú úplne zaujaté smerom k viac elektronegatívnym atómom (to znamená za predpokladu, že zlúčenina pozostáva iba z iónov).

Oxidačné číslo zodpovedá počtu elektrónov, ktoré sa musia pridať ku kladnému iónu, aby sa zredukoval na neutrálny atóm, alebo odpočítať od záporného iónu, aby sa oxidoval na neutrálny atóm:

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

Vlastnosti prvkov v závislosti od štruktúry elektrónového obalu atómu sa líšia podľa periód a skupín periodického systému. Keďže v sérii analógových prvkov sú elektronické štruktúry 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 prirodzená zmena. .

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

Ionizačná energia (E a) je minimálne množstvo energie potrebné na odobratie 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 veličina a má najnižšie hodnoty pre atómy alkalických kovov a najvyššie pre atómy vzácnych plynov.

Elektrónová afinita (Ee) je energia uvoľnená alebo absorbovaná, keď sa k atómu v plynnej fáze pridá elektrón 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 posúvať elektróny chemických väzieb smerom k sebe, čím sa zvyšuje hustota elektrónov okolo seba sa nazýva elektronegativita.

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

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

V periódach je všeobecná tendencia k zvýšeniu ionizačnej energie a elektronegativity so zvyšujúcim sa nábojom atómového jadra, v skupinách tieto hodnoty klesajú so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku.

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

Atómové a iónové polomery. Veľkosti atómov a iónov sú určené veľkosťou elektrónového obalu. Podľa kvantovo-mechanických konceptov nemá elektrónový obal presne definované hranice. Preto sa polomer voľného atómu alebo iónu môže brať ako teoreticky vypočítaná vzdialenosť od jadra k polohe hlavného maxima hustoty vonkajších elektrónových oblakov. Táto vzdialenosť sa nazýva orbitálny polomer. V praxi sa zvyčajne používajú polomery atómov a iónov v zlúčeninách vypočítané na základe experimentálnych údajov. V tomto prípade sa rozlišujú kovalentné a kovové polomery atómov.

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

Periodická sústava prvkov je názorným príkladom prejavu rôznych typov periodicity vo vlastnostiach prvkov, ktorý sa sleduje horizontálne (v období zľava doprava), vertikálne (v skupine napr. zhora nadol). ), diagonálne, t.j. niektorá vlastnosť atómu sa zvyšuje alebo znižuje, ale periodicita zostáva.

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

Chemická väzba- Ide o vzájomné spojenie 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).

Chemické väzby sú realizované valenčnými elektrónmi. Podľa moderných koncepcií je chemická väzba elektronickej povahy, ale uskutočňuje sa rôznymi spôsobmi. Preto existujú tri hlavné typy chemických väzieb: kovalentné, iónové, kovové.Vzniká medzi molekulami vodíková väzba, a stane sa van der Waalsove interakcie.

Medzi hlavné charakteristiky chemickej väzby patria:

- dĺžka pripojenia - Toto je medzijadrová vzdialenosť medzi chemicky viazanými atómami.

Závisí to od povahy interagujúcich atómov a násobnosti väzby. Keď sa multiplicita zvyšuje, dĺžka väzby sa 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;

Energia väzby E SV - je to energia, ktorá sa uvoľní pri vzniku danej väzby a vynaloží sa na jej rozbitie, kJ/mol.

Kovalentná väzba - Chemická väzba vytvorená zdieľaním páru elektrónov medzi dvoma atómami.

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

Metóda valenčnej väzby

Základné princípy tvorby chemickej väzby pomocou MBC:

1. Chemická väzba je tvorená valenčnými (nespárovými) elektrónmi.

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

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

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

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

Existujú dva mechanizmy tvorby kovalentných väzieb:

Výmenný mechanizmus. Väzba vzniká zdieľaním valenčných elektrónov dvoch neutrálnych atómov. Každý atóm prispieva jedným nepárovým elektrónom k ​​spoločnému elektrónovému páru:

Ryža. 7. Výmenný mechanizmus tvorby kovalentných väzieb: A- nepolárne; b- polárny

Donor-akceptorový mechanizmus. Jeden atóm (donor) poskytuje elektrónový pár a druhý 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.

Smerovosť – t . spojenie je vytvorené v smere maximálneho prekrytia elektrónových oblakov . Vzhľadom na čiaru spájajúcu stredy atómov tvoriacich väzbu rozlišujú: 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. Smer väzby určuje priestorovú štruktúru molekúl, t.j. ich geometrický tvar. Hybridizácia - ide o zmenu tvaru niektorých orbitálov pri vytváraní kovalentnej väzby na dosiahnutie efektívnejšieho prekrývania orbitálov. Chemická väzba vytvorená za účasti elektrónov hybridných orbitálov je silnejšia ako väzba za účasti elektrónov nehybridných s- a p-orbitálov, pretože dochádza k väčšiemu prekrývaniu. Rozlišujú sa tieto typy hybridizácie (obr. 10, tabuľka 31): sp hybridizácia - jeden s-orbitál a jeden p-orbitál sa zmenia na dva rovnaké „hybridné“ orbitály, uhol medzi ich osami je 180°. Molekuly, v ktorých dochádza k sp-hybridizácii, majú lineárnu geometriu (BeCl2).

hybridizácia sp2- jeden s-orbitál a dva p-orbitály sa zmenia na tri rovnaké „hybridné“ orbitály, uhol medzi ich osami je 120°. Molekuly, v ktorých dochádza k hybridizácii sp2, majú plochú geometriu (BF 3, AlCl 3).

sp 3-hybridizácia- jeden s-orbitál a tri p-orbitály sa transformujú 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 hybridizácie valenčných orbitálov: a - sp-hybridizácia valenčných orbitálov; b - sp 2 - hybridizácia valenčných orbitálov; V - sp 3-hybridizácia valenčných orbitálov

Úloha zostaviť elektronický vzorec pre chemický prvok nie je najjednoduchšia.

Algoritmus na zostavovanie elektronických vzorcov prvkov je teda nasledujúci:

• Najprv si zapíšeme chemický znak. prvok, kde vľavo dole na znaku uvádzame jeho poradové číslo.
• Ďalej podľa čísla periódy (z ktorej prvok) určíme počet energetických hladín a nakreslíme taký počet oblúkov vedľa znamienka chemického prvku.
• Potom sa podľa čísla skupiny zapíše pod oblúk počet elektrónov vo vonkajšej úrovni.
• Na prvej úrovni je maximum 2, na druhej je už 8, na tretej - až 18. Začneme dávať čísla pod zodpovedajúce oblúky.
• Počet elektrónov na predposlednej úrovni sa musí vypočítať takto: počet už priradených elektrónov sa odpočíta od sériového čísla prvku.
• Zostáva premeniť náš diagram na elektronický vzorec:

Tu sú elektronické vzorce niektorých chemických prvkov:

• 1. Píšeme chemický prvok a jeho poradové číslo Číslo udáva počet elektrónov v atóme.
  2. Urobme vzorec. Na to je potrebné zistiť počet úrovní energie, základom pre určenie je číslo periódy prvku.
  3. Úrovne delíme na podúrovne.

  Nižšie vidíte príklad, ako správne zostaviť elektronické vzorce chemických prvkov.

Elektronické vzorce chemických prvkov musíte vytvoriť týmto spôsobom: musíte sa pozrieť na číslo prvku v periodickej tabuľke a tak zistiť, koľko elektrónov má. Potom musíte zistiť počet úrovní, ktorý sa rovná perióde. Potom sú napísané a vyplnené podúrovne:

Najprv musíte určiť počet atómov podľa periodickej tabuľky.



Na zostavenie elektronického vzorca budete potrebovať periodický systém Mendelejev. Nájdite tam svoj chemický prvok a pozrite sa na obdobie - bude sa rovnať počtu energetických hladín. Číslo skupiny bude číselne zodpovedať počtu elektrónov v poslednej úrovni. Počet prvku sa bude kvantitatívne rovnať počtu jeho elektrónov. Musíte tiež jasne vedieť, že prvá úroveň má maximálne 2 elektróny, druhá - 8 a tretia - 18.

Toto sú hlavné body. Okrem toho na internete (vrátane našej webovej stránky) nájdete informácie s pripraveným elektronickým vzorcom pre každý prvok, takže sa môžete otestovať.

Kompilácia elektronických vzorcov chemických prvkov je veľmi zložitý proces; nemôžete to urobiť bez špeciálnych tabuliek a musíte použiť celý rad vzorcov. Stručne povedané, na zostavenie musíte prejsť týmito fázami:

Je potrebné zostaviť orbitálny diagram, v ktorom bude predstava, ako sa elektróny navzájom líšia. Diagram zvýrazňuje orbitály a elektróny.

Elektróny sú vyplnené v úrovniach zdola nahor a majú niekoľko podúrovní.

Najprv teda zistíme celkový počet elektrónov daného atómu.

Vzorec vyplníme podľa určitej schémy a zapíšeme - toto bude elektronický vzorec.



Napríklad pre dusík tento vzorec vyzerá takto, najprv sa zaoberáme elektrónmi:



A napíšte vzorec:



Rozumieť princíp zostavovania elektrónového vzorca chemického prvku Najprv musíte určiť celkový počet elektrónov v atóme podľa čísla v periodickej tabuľke. Potom musíte určiť počet úrovní energie, pričom za základ beriete číslo obdobia, v ktorom sa prvok nachádza.

Úrovne sú potom rozdelené do podúrovní, ktoré sú naplnené elektrónmi na základe princípu najmenšej energie.

Správnosť svojej úvahy si môžete overiť pohľadom napríklad tu.

Zložením elektrónového vzorca chemického prvku môžete zistiť, koľko elektrónov a elektrónových vrstiev je v konkrétnom atóme, ako aj poradie ich rozloženia medzi vrstvami.

Najprv určíme atómové číslo prvku podľa periodickej tabuľky, ktoré zodpovedá počtu elektrónov. Počet elektrónových vrstiev udáva číslo periódy a počet elektrónov v poslednej vrstve atómu zodpovedá číslu skupiny.

• najprv vyplníme s-podúroveň a potom p-, d-b f-podúrovne;
• podľa Klechkovského pravidla vypĺňajú orbitály elektróny v poradí so zvyšujúcou sa energiou týchto orbitálov;
• podľa Hundovho pravidla elektróny v rámci jednej podúrovne po jednom obsadzujú voľné orbitály a potom vytvárajú páry;
• Podľa Pauliho princípu nie sú v jednom orbitále viac ako 2 elektróny.

• Elektrónový vzorec chemického prvku ukazuje, koľko elektrónových vrstiev a koľko elektrónov je obsiahnutých v atóme a ako sú rozdelené medzi vrstvy.

  Ak chcete zostaviť elektronický vzorec chemického prvku, musíte sa pozrieť na periodickú tabuľku a použiť informácie získané pre tento prvok. Atómové číslo prvku v periodickej tabuľke zodpovedá počtu elektrónov v atóme. Počet elektrónových vrstiev zodpovedá číslu periódy, počet elektrónov v poslednej elektrónovej vrstve zodpovedá číslu skupiny.

  Je potrebné si uvedomiť, že prvá vrstva obsahuje maximálne 2 elektróny 1s2, druhá - maximálne 8 (dva s a šesť p: 2s2 2p6), tretia - maximálne 18 (dva s, šesť p a desať d: 3s2 3p6 3d10).

  Napríklad elektrónový vzorec uhlíka: C 1s2 2s2 2p2 (sériové číslo 6, číslo periódy 2, číslo skupiny 4).

  Elektronický vzorec pre sodík: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (sériové číslo 11, číslo periódy 3, číslo skupiny 1).

  Ak chcete skontrolovať, či je elektronický vzorec napísaný správne, môžete sa pozrieť na webovú stránku www.alhimikov.net.

  Na prvý pohľad sa môže zdať, že zostavenie elektronického vzorca pre chemické prvky je pomerne komplikovaná úloha, ale všetko bude jasné, ak budete dodržiavať nasledujúcu schému:

  • najprv napíšeme orbitály
  • Pred orbitály vložíme čísla, ktoré označujú číslo energetickej hladiny. Nezabudnite na vzorec na určenie maximálneho počtu elektrónov na energetickej úrovni: N=2n2

  Ako môžete zistiť počet úrovní energie? Stačí sa pozrieť na periodickú tabuľku: toto číslo sa rovná číslu periódy, v ktorej sa prvok nachádza.

  • Nad ikonou orbitálu napíšeme číslo, ktoré udáva počet elektrónov, ktoré sa v tomto orbitáli nachádzajú.

  Napríklad elektronický vzorec pre scandium bude vyzerať takto.

Algoritmus na zostavenie elektronického vzorca prvku:

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

2. Pomocou čísla periódy, v ktorej sa prvok nachádza, určte počet úrovní energie; 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:

Treba mať na pamäti, že prvá úroveň obsahuje maximálne 2 elektróny 1 s 2, 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.
• Najprv naplniť s- podúroveň teda р-, d- b f- podúrovne.
• Elektróny zapĺňajú orbitály v poradí narastajúcej energie orbitálov (Klechkovského pravidlo).
• V rámci podúrovne elektróny najskôr jeden po druhom obsadia voľné orbitály a až potom vytvoria páry (Hundovo pravidlo).
• V jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny (Pauliho princíp).

Príklady.

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

2. Vytvorme elektronický vzorec pre argón. Argón je číslo 18 v periodickej tabuľke.

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

3. Vytvorme elektronický vzorec chrómu. Chromium má v periodickej tabuľke číslo 24.

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

Energetický diagram zinku.

4. Vytvorme elektronický vzorec zinku. Zinok je číslo 30 v periodickej tabuľke.

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

Upozorňujeme, 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:

Švajčiarsky fyzik W. Pauli v roku 1925 zistil, že v atóme v jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny s opačnými (antiparalelnými) spinmi (v preklade z angličtiny „vreteno“), teda s takými vlastnosťami, ktoré môžu byť konvenčne predstavoval si seba ako rotáciu elektrónu okolo svojej imaginárnej osi: v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek. Tento princíp sa nazýva Pauliho princíp.

Ak je v orbitáli jeden elektrón, potom sa nazýva nepárový, ak sú dva, ide o párové elektróny, teda elektróny s opačnými spinmi.

Obrázok 5 znázorňuje schému rozdelenia energetických hladín do podúrovní.

S-Orbital, ako už viete, má guľový tvar. Elektrón atómu vodíka (s = 1) sa nachádza v tomto orbitále a je nepárový. Preto bude jeho elektronický vzorec alebo elektronická konfigurácia napísaná takto: 1s 1. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej úrovne označené číslom pred písmenom (1 ...), latinské písmeno označuje podúroveň (typ orbitálu) a číslo, ktoré je napísané vpravo hore na písmeno (ako exponent), ukazuje počet elektrónov v podúrovni.

Pre atóm hélia He, ktorý má dva párové elektróny v jednom s-orbitáli, je tento vzorec: 1s 2.

Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn.

Na druhej energetickej úrovni (n = 2) sú štyri orbitály: jeden s a tri p. Elektróny s-orbitalu druhej úrovne (2s-orbitály) majú vyššiu energiu, keďže sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny 1s-orbitálu (n = 2).

Vo všeobecnosti pre každú hodnotu n existuje jeden orbitál s, ale so zodpovedajúcou zásobou elektrónovej energie na ňom, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou n.

R-Orbital má tvar činky alebo trojrozmernej osmičky. Všetky tri p-orbitály sú umiestnené v atóme navzájom kolmo pozdĺž priestorových súradníc vedených cez jadro atómu. Treba ešte raz zdôrazniť, že každá energetická hladina (elektronická vrstva), počnúc n = 2, má tri p-orbitály. Keď sa hodnota n zvyšuje, elektróny obsadzujú p-orbitály umiestnené vo veľkých vzdialenostiach od jadra a smerujúce pozdĺž osí x, y, z.

Pre prvky druhej periódy (n = 2) sa najprv vyplní jeden b-orbitál a potom tri p-orbitály. Elektronický vzorec 1l: 1s 2 2s 1. Elektrón je voľnejšie viazaný na jadro atómu, takže atóm lítia sa ho môže ľahko vzdať (ako si pamätáte, tento proces sa nazýva oxidácia), pričom sa zmení na ión Li+.

V atóme berýlia Be 0 je štvrtý elektrón tiež umiestnený v orbitáli 2s: 1s 2 2s 2. Dva vonkajšie elektróny atómu berýlia sa ľahko oddelia – Be 0 sa oxiduje na katión Be 2+.

V atóme bóru piaty elektrón zaberá orbitál 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Ďalej sú atómy C, N, O, E naplnené orbitálmi 2p, ktoré končia neónom vzácneho plynu: 1s 2 2s 2 2p 6.

Pre prvky tretej periódy sú vyplnené orbitály Sv a Sr, resp. Päť d-orbitálov tretej úrovne zostáva voľných:

Niekedy v diagramoch zobrazujúcich distribúciu elektrónov v atómoch je uvedený iba počet elektrónov na každej energetickej úrovni, to znamená, že sú napísané skrátené elektronické vzorce atómov chemických prvkov, na rozdiel od úplných elektronických vzorcov uvedených vyššie.

Pre prvky s veľkými periódami (štvrtá a piata) prvé dva elektróny obsadzujú 4. a 5. orbitál: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počnúc tretím prvkom každej hlavnej periódy vstúpi ďalších desať elektrónov do predchádzajúcich 3d a 4d orbitálov (pre prvky vedľajších podskupín): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Spravidla, keď je naplnená predchádzajúca d-podúroveň, začne sa napĺňať vonkajšia (4p- a 5p-v tomto poradí) p-podúroveň.

Pre prvky veľkých periód - šiesta a neúplná siedma - sú elektronické úrovne a podúrovne naplnené elektrónmi spravidla takto: prvé dva elektróny pôjdu do vonkajšej podúrovne b: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; ďalší jeden elektrón (pre Na a Ac) k predchádzajúcemu (p-podúroveň: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 a 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Potom ďalších 14 elektrónov vstúpi do tretej vonkajšej energetickej úrovne v orbitáloch 4f a 5f lantanoidov a aktinoidov.

Potom sa opäť začne budovať druhá vonkajšia energetická hladina (d-podúroveň): pre prvky vedľajších podskupín: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - a nakoniec až po úplnom naplnení súčasnej hladiny desiatimi elektrónmi sa vonkajšia p-podhladina opäť naplní:

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

Veľmi často sa štruktúra elektronických obalov atómov zobrazuje pomocou energetických alebo kvantových buniek - píšu sa takzvané grafické elektronické vzorce. Pre tento zápis sa používa nasledujúci zápis: každá kvantová bunka je označená bunkou, ktorá zodpovedá jednému orbitálu; Každý elektrón je označený šípkou zodpovedajúcou smeru spinu. Pri písaní grafického elektronického vzorca by ste si mali pamätať na dve pravidlá: Pauliho princíp, podľa ktorého v bunke (orbitálnej) nemôžu byť viac ako dva elektróny, ale s antiparalelnými spinmi, a pravidlo F. Hunda, podľa ktorého elektróny zaberajú voľné bunky (orbitály) a nachádzajú sa v Najprv sú po jednom a majú rovnakú hodnotu spinu a až potom sa spárujú, ale rotácie budú smerovať opačne podľa Pauliho princípu.

Na záver sa ešte raz zamyslime nad zobrazením elektronických konfigurácií atómov prvkov podľa období systému D.I.Mendelejeva. Diagramy elektrónovej štruktúry atómov ukazujú distribúciu elektrónov cez elektronické vrstvy (energetické hladiny).

V atóme hélia je prvá elektrónová vrstva úplná – má 2 elektróny.

Vodík a hélium sú s-prvky, s-orbitál týchto atómov je vyplnený elektrónmi.

Prvky druhého obdobia

Pre všetky prvky druhej periódy je prvá elektrónová vrstva vyplnená a elektróny vypĺňajú e- a p-orbitály druhej elektrónovej vrstvy v súlade s princípom najmenšej energie (najskôr s- a potom p) a Pauliho resp. Hundské pravidlá (tabuľka 2).

V neónovom atóme je druhá elektrónová vrstva kompletná – má 8 elektrónov.

Tabuľka 2 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov druhej periódy

Koniec stola. 2

Li, Be sú b-elementy.

B, C, N, O, F, Ne sú p-prvky; tieto atómy majú p-orbitály naplnené elektrónmi.

Prvky tretej tretiny

Pre atómy prvkov tretej periódy je doplnená prvá a druhá elektrónová vrstva, teda je vyplnená tretia elektrónová vrstva, v ktorej môžu elektróny obsadiť podúrovne 3s, 3p a 3d (tabuľka 3).

Tabuľka 3 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov tretej periódy

Atóm horčíka dokončí svoj 3s elektrónový orbitál. Na a Mg sú s-prvky.

Atóm argónu má vo svojej vonkajšej vrstve (tretia elektrónová vrstva) 8 elektrónov. Ako vonkajšia vrstva je kompletná, ale celkovo v tretej elektrónovej vrstve, ako už viete, môže byť 18 elektrónov, čo znamená, že prvky tretej periódy majú nevyplnené 3d orbitály.

Všetky prvky od Al po Ar sú p-prvky. S- a p-prvky tvoria hlavné podskupiny v periodickej tabuľke.

V atómoch draslíka a vápnika sa objavuje štvrtá elektrónová vrstva a podúroveň 4s je vyplnená (tabuľka 4), pretože má nižšiu energiu ako podúroveň 3d. Pre zjednodušenie grafických elektrónových vzorcov atómov prvkov štvrtej periódy: 1) označme konvenčný grafický elektrónový vzorec argónu takto:
Ar;

2) nebudeme zobrazovať podúrovne, ktoré nie sú vyplnené týmito atómami.

Tabuľka 4 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov štvrtej periódy

K, Ca - s-prvky zaradené do hlavných podskupín. V atómoch od Sc po Zn je 3. podúroveň vyplnená elektrónmi. Toto sú prvky Zy. Sú zahrnuté v sekundárnych podskupinách, ich vonkajšia elektronická vrstva je vyplnená a sú klasifikované ako prechodné prvky.

Venujte pozornosť štruktúre elektronických obalov atómov chrómu a medi. V nich dochádza k „zlyhaniu“ jedného elektrónu od 4. do 3. podúrovne, čo sa vysvetľuje väčšou energetickou stabilitou výsledných elektronických konfigurácií Zd 5 a Zd 10:

V atóme zinku je tretia elektrónová vrstva kompletná - sú v nej vyplnené všetky podúrovne 3s, 3p a 3d, spolu 18 elektrónov.

V prvkoch nasledujúcich po zinku sa štvrtá elektrónová vrstva, podúroveň 4p, naďalej vypĺňa: Prvky od Ga po Kr sú p-prvky.

Atóm kryptónu má vonkajšiu vrstvu (štvrtú), ktorá je úplná a má 8 elektrónov. Ale celkovo vo štvrtej elektrónovej vrstve, ako viete, môže byť 32 elektrónov; atóm kryptónu má stále nevyplnené podúrovne 4d a 4f.

Pre prvky piatej periódy sa podúrovne vyplnia v nasledujúcom poradí: 5s-> 4d -> 5p. A existujú aj výnimky spojené so „zlyhaním“ elektrónov v 41 Nb, 42 MO atď.

V šiestej a siedmej perióde sa objavujú prvky, teda prvky, v ktorých sa vypĺňajú podúrovne 4f a 5f tretej vonkajšej elektronickej vrstvy.

Prvky 4f sa nazývajú lantanoidy.

5f-prvky sa nazývajú aktinidy.

Poradie plnenia elektronických podúrovní v atómoch prvkov šiestej periódy: 55 Сs a 56 Ва - 6s prvkov;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d prvok; 58 Ce - 71 Lu - 4f prvky; 72 Hf - 80 Hg - 5d prvky; 81 Tl— 86 Rn—6p prvkov. Ale aj tu sú prvky, v ktorých je „porušené“ poradie zapĺňania elektrónových orbitálov, čo je napríklad spojené s väčšou energetickou stabilitou polovičných a úplne vyplnených f podúrovní, teda nf 7 a nf 14. .

V závislosti od toho, ktorá podúroveň atómu je naplnená elektrónmi ako posledná, sú všetky prvky, ako ste už pochopili, rozdelené do štyroch elektronických rodín alebo blokov (obr. 7).

1) s-Elementy; b-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; s-prvky zahŕňajú vodík, hélium a prvky hlavných podskupín skupín I a II;

2) p-prvky; p-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; p prvky zahŕňajú prvky hlavných podskupín skupín III-VIII;

3) d-prvky; d-podúroveň predvonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; d-prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín skupín I-VIII, to znamená prvky zásuvných desaťročí veľkých periód umiestnených medzi s- a p-prvkami. Nazývajú sa tiež prechodové prvky;

4) f-prvky, f-podúroveň tretej vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; patria sem lantanoidy a aktinidy.

1. Čo by sa stalo, keby sa Pauliho princíp nedodržiaval?

2. Čo by sa stalo, keby sa Hundovo pravidlo nedodržiavalo?

3. Vytvorte schémy elektrónovej štruktúry, elektrónové vzorce a grafické elektrónové vzorce atómov nasledujúcich chemických prvkov: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Napíšte elektronický vzorec pre prvok #110 pomocou príslušného symbolu vzácneho plynu.

5. Čo je to elektrónový „ponor“? Uveďte príklady prvkov, v ktorých je tento jav pozorovaný, zapíšte ich elektronické vzorce.

6. Ako sa určuje príslušnosť chemického prvku ku konkrétnej elektronickej skupine?

7. Porovnajte elektrónový a grafický elektrónový vzorec atómu síry. Aké ďalšie informácie obsahuje posledný vzorec?