Ang lokasyon ng mga electron sa mga shell ng enerhiya o antas ay naitala gamit ang mga elektronikong formula ng mga elemento ng kemikal. Nakakatulong ang mga electronic formula o configuration na kumatawan sa istruktura ng atom ng isang elemento.

Ang istraktura ng atom

Ang mga atomo ng lahat ng elemento ay binubuo ng isang positibong sisingilin na nucleus at mga negatibong sisingilin na mga electron na matatagpuan sa paligid ng nucleus.

Ang mga electron ay nasa iba't ibang antas ng enerhiya. Kung mas malayo ang isang electron mula sa nucleus, mas maraming enerhiya ang mayroon ito. Ang laki ng antas ng enerhiya ay tinutukoy ng laki ng atomic orbit o orbital cloud. Ito ang puwang kung saan gumagalaw ang elektron.

kanin. 1. Ang pangkalahatang istraktura ng atom.

Ang mga orbital ay maaaring magkaroon ng iba't ibang geometric na pagsasaayos:

• mga s-orbital- spherical;
• p-, d at f-orbitals- hugis dumbbell, nakahiga sa iba't ibang eroplano.

Sa unang antas ng enerhiya ng anumang atom, palaging mayroong s-orbital na may dalawang electron (isang exception ay hydrogen). Simula sa ikalawang antas, ang s- at p-orbital ay nasa parehong antas.

kanin. 2. s-, p-, d at f-orbitals.

Umiiral ang mga orbital anuman ang lokasyon ng mga electron sa kanila at maaaring mapunan o mabakante.

Pagpasok ng formula

Ang mga elektronikong pagsasaayos ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal ay nakasulat ayon sa mga sumusunod na prinsipyo:

• bawat antas ng enerhiya ay tumutugma sa isang serial number, na tinutukoy ng isang Arabic numeral;
• ang numero ay sinusundan ng isang titik na nagsasaad ng orbital;
• isang superscript ang nakasulat sa itaas ng titik, na tumutugma sa bilang ng mga electron sa orbital.

Mga halimbawa ng pag-record:

• calcium -

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

• oxygen -

  1s 2 2s 2 2p 4 ;

• carbon-

  1s 2 2s 2 2p 2 .

Nakakatulong ang periodic table na isulat ang electronic formula. Ang bilang ng mga antas ng enerhiya ay tumutugma sa bilang ng panahon. Ang bilang ng elemento ay nagpapahiwatig ng singil ng isang atom at ang bilang ng mga electron. Ang numero ng pangkat ay nagpapahiwatig kung gaano karaming mga valence electron ang nasa panlabas na antas.

Kunin natin ang Na bilang isang halimbawa. Ang sodium ay nasa unang pangkat, sa ikatlong yugto, sa numero 11. Nangangahulugan ito na ang sodium atom ay may positibong sisingilin na nucleus (naglalaman ng 11 proton), kung saan ang 11 mga electron ay matatagpuan sa tatlong antas ng enerhiya. Mayroong isang elektron sa panlabas na antas.

Alalahanin na ang unang antas ng enerhiya ay naglalaman ng s-orbital na may dalawang electron, at ang pangalawa ay naglalaman ng s- at p-orbital. Ito ay nananatiling punan ang mga antas at makuha ang buong rekord:

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

Para sa kaginhawahan, ang mga espesyal na talahanayan ng mga elektronikong formula ng elemento ay nilikha. Sa mahabang periodic table, ang mga formula ay ipinahiwatig din sa bawat cell ng elemento.

kanin. 3. Talaan ng mga electronic formula.

Para sa kaiklian, ang mga elemento ay nakasulat sa mga square bracket, ang electronic formula na kung saan ay tumutugma sa simula ng formula ng elemento. Halimbawa, ang electronic formula ng magnesium ay 3s 2, ang neon ay 1s 2 2s 2 2p 6. Samakatuwid, ang buong formula para sa magnesium ay 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 . 4.6. Kabuuang mga rating na natanggap: 195.

Ang kondisyonal na imahe ng pamamahagi ng mga electron sa electron cloud ayon sa mga antas, sublevel at orbital ay tinatawag ang electronic formula ng atom.

Mga panuntunan batay sa|batay sa| alin | alin | make up | iabot | mga elektronikong formula

1. Prinsipyo ng pinakamababang enerhiya: mas kaunting enerhiya ang mayroon ang system, mas matatag ito.

2. Ang panuntunan ni Klechkovsky: ang distribusyon ng mga electron sa mga antas at sublevel ng electron cloud ay nangyayari sa pataas na pagkakasunud-sunod ng kabuuan ng principal at orbital quantum number (n + 1). Sa kaso ng pagkakapantay-pantay ng mga halaga (n + 1), ang sublevel na may mas maliit na halaga ng n ay unang pinupunan.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Level number n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1 1* 0 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 quantum number

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

Serye ng Klechkovsky

1* - tingnan ang talahanayan Blg. 2.

3. Pamumuno ni Hund: kapag ang mga orbital ng isang sublevel ay napuno, ang pinakamababang antas ng enerhiya ay tumutugma sa paglalagay ng mga electron na may parallel spins.

Pag-draft|Pagsusumite| mga elektronikong formula

Potensyal na row: 1 s 2 s p 3 s p d 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

Serye ng Klechkovsky

Filling order 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.

Electronic na formula

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

Ang pagiging informative ng mga electronic formula

1. Ang posisyon ng elemento sa periodic|periodic| sistema.

2. Mga posibleng degree| oksihenasyon ng elemento.

3. Ang kemikal na katangian ng elemento.

4. Komposisyon|warehouse| at mga katangian ng koneksyon ng elemento.

Ang posisyon ng elemento sa periodic|Paminsan-minsan|Sistema ni D.I. Mendeleev:

a) numero ng panahon, kung saan matatagpuan ang elemento, ay tumutugma sa bilang ng mga antas kung saan matatagpuan ang mga electron;

b) numero ng pangkat, kung saan nabibilang ang elementong ito, ay katumbas ng kabuuan ng mga electron ng valence. Ang mga electron ng Valence para sa mga atom ng s- at p-element ay mga electron ng panlabas na antas; para sa mga d-element, ito ang mga electron ng panlabas na antas at ang hindi napunong sublevel ng nakaraang antas.

sa) elektronikong pamilya ay tinutukoy ng simbolo ng sublevel kung saan pumapasok ang huling electron (s-, p-, d-, f-).

G) subgroup ay natutukoy sa pamamagitan ng pag-aari sa elektronikong pamilya: s - at p - ang mga elemento ay sumasakop sa mga pangunahing subgroup, at d - mga elemento - pangalawa, f - ang mga elemento ay sumasakop sa magkahiwalay na mga seksyon sa ibabang bahagi ng periodic system (actinides at lanthanides).

2. Mga posibleng degree| oksihenasyon ng elemento.

Katayuan ng oksihenasyon ay ang singil na nakukuha ng isang atom kapag ito ay nagbibigay o nakakakuha ng mga electron.

Ang mga atom na nag-donate ng mga electron ay nakakakuha ng positibong singil, na katumbas ng bilang ng mga electron na naibigay (electron charge (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Ang atom na nag-donate ng mga electron ay nagiging kasyon(positive charged ion). Ang proseso ng pag-alis ng isang elektron mula sa isang atom ay tinatawag proseso ng ionization. Ang enerhiya na kailangan upang maisagawa ang prosesong ito ay tinatawag enerhiya ng ionization ( Eion, eB).

Ang unang humiwalay sa atom ay ang mga electron ng panlabas na antas, na walang isang pares sa orbital - walang paired. Sa pagkakaroon ng mga libreng orbital sa loob ng parehong antas, sa ilalim ng pagkilos ng panlabas na enerhiya, ang mga electron na bumubuo ng mga pares sa antas na ito ay hindi magkapares, at pagkatapos ay pinaghiwalay ang lahat. Ang proseso ng depairing, na nangyayari bilang resulta ng pagsipsip ng isang bahagi ng enerhiya ng isa sa mga electron ng pares at ang paglipat nito sa pinakamataas na sublevel, ay tinatawag na proseso ng pagpukaw.

Ang pinakamalaking bilang ng mga electron na maaaring ibigay ng isang atom ay katumbas ng bilang ng mga valence electron at tumutugma sa bilang ng pangkat kung saan matatagpuan ang elemento. Ang singil na nakukuha ng isang atom pagkatapos mawala ang lahat ng valence electron nito ay tinatawag ang pinakamataas na antas ng oksihenasyon atom.

Pagkatapos palayain|dismiss| valence level external nagiging|nagiging| antas na|ano| nauna sa valence. Ito ay isang antas na ganap na puno ng mga electron, at samakatuwid | at samakatuwid | lumalaban sa enerhiya.

Ang mga atomo ng mga elemento na may mula 4 hanggang 7 electron sa panlabas na antas ay nakakamit ng isang masiglang matatag na estado hindi lamang sa pamamagitan ng pagbibigay ng mga electron, kundi pati na rin sa pamamagitan ng pagdaragdag sa kanila. Bilang resulta, nabuo ang isang antas (.ns 2 p 6) - isang matatag na estado ng inert gas.

Nakukuha ng isang atom na may nakakabit na mga electron negatibodegreeoksihenasyon- isang negatibong singil, na katumbas ng bilang ng mga natanggap na electron.

Z E 0 + ne  Z E - n

Ang bilang ng mga electron na maaaring ikabit ng isang atom ay katumbas ng bilang (8 –N|), kung saan ang N ay ang bilang ng pangkat kung saan|ano| ang elemento ay matatagpuan (o ang bilang ng mga valence electron).

Ang proseso ng pag-attach ng mga electron sa isang atom ay sinamahan ng pagpapalabas ng enerhiya, na tinatawag na c affinity sa electron (Esrodship,eV).

Ang komposisyon ng atom.

Ang isang atom ay binubuo ng atomic nucleus at shell ng elektron.

Ang nucleus ng isang atom ay binubuo ng mga proton ( p+) at mga neutron ( n 0). Karamihan sa mga atomo ng hydrogen ay may iisang proton nucleus.

Bilang ng mga proton N(p+) ay katumbas ng nuclear charge ( Z) at ang ordinal na bilang ng elemento sa natural na serye ng mga elemento (at sa periodic system ng mga elemento).

N(p +) = Z

Ang kabuuan ng bilang ng mga neutron N(n 0), na tinutukoy lamang ng titik N, at ang bilang ng mga proton Z tinawag Pangkalahatang numero at may marka ng titik PERO.

A = Z + N

Ang electron shell ng isang atom ay binubuo ng mga electron na gumagalaw sa paligid ng nucleus ( e -).

Bilang ng mga electron N(e-) sa electron shell ng isang neutral na atom ay katumbas ng bilang ng mga proton Z sa kaibuturan nito.

Ang masa ng isang proton ay humigit-kumulang katumbas ng masa ng isang neutron at 1840 beses ang masa ng isang elektron, kaya ang masa ng isang atom ay halos katumbas ng masa ng nucleus.

Ang hugis ng isang atom ay spherical. Ang radius ng nucleus ay humigit-kumulang 100,000 beses na mas maliit kaysa sa radius ng atom.

Elemento ng kemikal- uri ng mga atomo (set ng mga atomo) na may parehong nuclear charge (na may parehong bilang ng mga proton sa nucleus).

Isotope- isang set ng mga atom ng isang elemento na may parehong bilang ng mga neutron sa nucleus (o isang uri ng mga atomo na may parehong bilang ng mga proton at parehong bilang ng mga neutron sa nucleus).

Ang iba't ibang isotopes ay naiiba sa bawat isa sa bilang ng mga neutron sa nuclei ng kanilang mga atomo.

Pagtatalaga ng isang atom o isotope: (E - simbolo ng elemento), halimbawa: .

Ang istraktura ng shell ng elektron ng atom

atomic orbital ay ang estado ng isang electron sa isang atom. Simbolo ng orbital - . Ang bawat orbital ay tumutugma sa isang electron cloud.

Ang mga orbital ng mga tunay na atomo sa lupa (hindi nasasabik) ay may apat na uri: s, p, d at f.

elektronikong ulap- ang bahagi ng espasyo kung saan matatagpuan ang isang electron na may posibilidad na 90 (o higit pa) na porsyento.

Tandaan: minsan ang mga konsepto ng "atomic orbital" at "electron cloud" ay hindi nakikilala, na tinatawag silang dalawa na "atomic orbital".

Ang electron shell ng isang atom ay layered. Electronic na layer nabuo ng mga ulap ng elektron na may parehong laki. Mga orbital ng isang anyo ng layer antas ng electronic ("enerhiya"), ang kanilang mga enerhiya ay pareho para sa hydrogen atom, ngunit naiiba para sa iba pang mga atom.

Ang mga orbital ng parehong antas ay pinagsama-sama sa elektroniko (enerhiya) mga sublevel:
s- sublevel (binubuo ng isa s-orbital), simbolo - .
p sublevel (binubuo ng tatlo p
d sublevel (binubuo ng lima d-orbital), simbolo - .
f sublevel (binubuo ng pito f-orbital), simbolo - .

Ang mga enerhiya ng mga orbital ng parehong sublevel ay pareho.

Kapag nagtatalaga ng mga sublevel, ang bilang ng layer (electronic level) ay idinaragdag sa sublevel na simbolo, halimbawa: 2 s, 3p, 5d ibig sabihin s- sublevel ng ikalawang antas, p- sublevel ng ikatlong antas, d- sublevel ng ikalimang antas.

Ang kabuuang bilang ng mga sublevel sa isang level ay katumbas ng level number n. Ang kabuuang bilang ng mga orbital sa isang antas ay n 2. Alinsunod dito, ang kabuuang bilang ng mga ulap sa isang layer ay din n 2 .

Mga pagtatalaga: - libreng orbital (walang mga electron), - orbital na may hindi magkapares na electron, - orbital na may pares ng elektron (na may dalawang electron).

Ang pagkakasunud-sunod kung saan pinupunan ng mga electron ang mga orbital ng isang atom ay tinutukoy ng tatlong batas ng kalikasan (ibinibigay ang mga formula sa isang pinasimpleng paraan):

1. Ang prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya - pinupuno ng mga electron ang mga orbital sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya ng mga orbital.

2. Ang prinsipyo ni Pauli - hindi maaaring higit sa dalawang electron sa isang orbital.

3. Hund's rule - sa loob ng sublevel, unang pinupunan ng mga electron ang mga libreng orbital (isa-isa), at pagkatapos lamang nito ay bumubuo sila ng mga pares ng elektron.

Ang kabuuang bilang ng mga electron sa electronic level (o sa electronic layer) ay 2 n 2 .

Ang pamamahagi ng mga sublevel sa pamamagitan ng enerhiya ay ipinahayag sa susunod (sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya):

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

Biswal, ang pagkakasunud-sunod na ito ay ipinahayag ng diagram ng enerhiya:

Ang pamamahagi ng mga electron ng isang atom ayon sa mga antas, sublevel at orbital (electronic configuration ng isang atom) ay maaaring ilarawan sa anyo ng isang electronic formula, isang energy diagram, o, mas simple, sa anyo ng isang electron layer diagram (" elektronikong diagram").

Mga halimbawa ng elektronikong istruktura ng mga atomo:

Mga electron ng Valence- mga electron ng isang atom na maaaring makilahok sa pagbuo ng mga bono ng kemikal. Para sa anumang atom, ito ang lahat ng mga panlabas na electron kasama ang mga pre-outer electron na ang enerhiya ay mas malaki kaysa sa mga panlabas. Halimbawa: Ang atom ng Ca ay may 4 na panlabas na electron s 2, sila rin ay valence; ang Fe atom ay may mga panlabas na electron - 4 s 2 pero meron siyang 3 d 6, kaya ang iron atom ay may 8 valence electron. Ang valence electronic formula ng calcium atom ay 4 s 2, at mga iron atoms - 4 s 2 3d 6 .

Pana-panahong sistema ng mga elemento ng kemikal ng D. I. Mendeleev
(natural na sistema ng mga elemento ng kemikal)

Pana-panahong batas ng mga elemento ng kemikal(modernong pagbabalangkas): ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal, pati na rin ang simple at kumplikadong mga sangkap na nabuo sa kanila, ay nasa pana-panahong pagdepende sa halaga ng singil mula sa atomic nuclei.

Sistemang pana-panahon- graphical na pagpapahayag ng periodic law.

Likas na hanay ng mga elemento ng kemikal- isang bilang ng mga elemento ng kemikal, na nakaayos ayon sa pagtaas ng bilang ng mga proton sa nuclei ng kanilang mga atomo, o, kung ano ang pareho, ayon sa pagtaas ng mga singil ng nuclei ng mga atomo na ito. Ang serial number ng isang elemento sa seryeng ito ay katumbas ng bilang ng mga proton sa nucleus ng anumang atom ng elementong ito.

Ang talahanayan ng mga elemento ng kemikal ay itinayo sa pamamagitan ng "pagputol" ng natural na serye ng mga elemento ng kemikal mga panahon(mga pahalang na hilera ng talahanayan) at mga pagpapangkat (mga patayong haligi ng talahanayan) ng mga elemento na may katulad na elektronikong istruktura ng mga atom.

Depende sa kung paano pinagsama-sama ang mga elemento sa mga grupo, maaaring maging isang talahanayan mahabang panahon(Ang mga elemento na may parehong bilang at uri ng valence electron ay kinokolekta sa mga grupo) at panandalian(Ang mga elemento na may parehong bilang ng mga valence electron ay kinokolekta sa mga grupo).

Ang mga pangkat ng maikling period table ay nahahati sa mga subgroup ( pangunahing at side effects), kasabay ng mga pangkat ng long-period table.

Ang lahat ng mga atomo ng mga elemento ng parehong panahon ay may parehong bilang ng mga layer ng elektron, katumbas ng bilang ng panahon.

Ang bilang ng mga elemento sa mga panahon: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Karamihan sa mga elemento ng ikawalong panahon ay nakuha nang artipisyal, ang mga huling elemento ng panahong ito ay hindi pa na-synthesize. Ang lahat ng mga panahon maliban sa unang simula sa isang alkali metal na bumubuo ng elemento (Li, Na, K, atbp.) at nagtatapos sa isang noble gas forming elemento (He, Ne, Ar, Kr, atbp.).

Sa talahanayan ng maikling panahon - walong grupo, ang bawat isa ay nahahati sa dalawang subgroup (pangunahin at pangalawa), sa talahanayan ng mahabang panahon - labing-anim na grupo, na binibilang sa mga Roman numeral na may mga titik A o B, halimbawa: IA, IIIB, VIA, VIIB. Ang Group IA ng long period table ay tumutugma sa pangunahing subgroup ng unang grupo ng short period table; pangkat VIIB - pangalawang subgroup ng ikapitong pangkat: ang natitira - pareho.

Ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal ay natural na nagbabago sa mga grupo at panahon.

Sa mga panahon (na may pagtaas ng serial number)

• tumataas ang nuclear charge
• ang bilang ng mga panlabas na electron ay tumataas,
• bumababa ang radius ng mga atomo,
• ang lakas ng bono ng mga electron na may nucleus ay tumataas (enerhiya ng ionization),
• tumataas ang electronegativity.
• ang mga katangian ng oxidizing ng mga simpleng sangkap ay pinahusay ("non-metallicity"),
• ang pagbabawas ng mga katangian ng mga simpleng sangkap ("metallicity") ay humina,
• nagpapahina sa pangunahing katangian ng hydroxides at ang kaukulang mga oxide,
• ang acidic na katangian ng hydroxides at kaukulang mga oxide ay tumataas.

Sa mga pangkat (na may tumataas na serial number)

• tumataas ang nuclear charge
• ang radius ng mga atom ay tumataas (lamang sa A-groups),
• bumababa ang lakas ng bono sa pagitan ng mga electron at nucleus (enerhiya ng ionization; sa mga A-group lamang),
• bumababa ang electronegativity (sa mga A-group lamang),
• pahinain ang oxidizing properties ng mga simpleng substance ("non-metallicity"; tanging sa A-groups),
• ang pagbabawas ng mga katangian ng mga simpleng sangkap ay pinahusay ("metallicity"; lamang sa A-groups),
• ang pangunahing katangian ng hydroxides at ang kaukulang mga oxide ay tumataas (lamang sa A-groups),
• ang acidic na kalikasan ng hydroxides at ang kaukulang mga oxide ay humina (lamang sa A-groups),
• bumababa ang katatagan ng mga compound ng hydrogen (tumataas ang aktibidad ng pagbabawas nito; sa mga A-group lamang).

Mga gawain at pagsusulit sa paksang "Paksa 9. "Ang istraktura ng atom. Pana-panahong batas at pana-panahong sistema ng mga elemento ng kemikal ng D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Pana-panahong Batas - Pana-panahong batas at istruktura ng mga atom Grade 8–9
  Dapat mong malaman: ang mga batas ng pagpuno ng mga orbital ng mga electron (prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya, prinsipyo ni Pauli, panuntunan ni Hund), ang istraktura ng pana-panahong sistema ng mga elemento.

  Dapat mong: matukoy ang komposisyon ng isang atom sa pamamagitan ng posisyon ng isang elemento sa periodic system, at, sa kabaligtaran, makahanap ng isang elemento sa periodic system, alam ang komposisyon nito; ilarawan ang structure diagram, ang electronic configuration ng isang atom, ion, at, sa kabaligtaran, matukoy ang posisyon ng isang kemikal na elemento sa PSCE mula sa diagram at electronic configuration; kilalanin ang elemento at ang mga sangkap na nabubuo nito ayon sa posisyon nito sa PSCE; matukoy ang mga pagbabago sa radius ng mga atomo, ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal at ang mga sangkap na nabuo sa loob ng isang panahon at isang pangunahing subgroup ng periodic system.

  Halimbawa 1 Tukuyin ang bilang ng mga orbital sa ikatlong antas ng elektroniko. Ano ang mga orbital na ito?
  Upang matukoy ang bilang ng mga orbital, ginagamit namin ang formula N orbital = n 2, kung saan n- numero ng antas. N orbital = 3 2 = 9. Isa 3 s-, tatlo 3 p- at lima 3 d-mga orbital.

  Halimbawa 2 Tukuyin ang atom kung aling elemento ang may electronic formula 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Upang matukoy kung aling elemento ito, kailangan mong malaman ang serial number nito, na katumbas ng kabuuang bilang ng mga electron sa atom. Sa kasong ito: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ito ay aluminyo.

  Matapos matiyak na ang lahat ng kailangan mo ay natutunan, magpatuloy sa mga gawain. Hangad namin ang tagumpay mo.

  
  Inirerekomendang literatura:
  • O. S. Gabrielyan at iba pa. Chemistry, ika-11 baitang. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemistry 11 mga cell. M., Edukasyon, 2001.

Ito ay nakasulat sa anyo ng tinatawag na electronic formula. Sa mga elektronikong formula, ang mga letrang s, p, d, f ay tumutukoy sa mga sublevel ng enerhiya ng mga electron; ang mga numero sa harap ng mga titik ay nagpapahiwatig ng antas ng enerhiya kung saan matatagpuan ang ibinigay na electron, at ang index sa kanang tuktok ay ang bilang ng mga electron sa sublevel na ito. Upang mabuo ang electronic formula ng isang atom ng anumang elemento, sapat na malaman ang bilang ng elementong ito sa periodic system at matupad ang mga pangunahing probisyon na namamahala sa pamamahagi ng mga electron sa atom.

Ang istraktura ng shell ng elektron ng isang atom ay maaari ding ilarawan sa anyo ng isang pag-aayos ng mga electron sa mga cell ng enerhiya.

Para sa mga atomo ng bakal, ang gayong pamamaraan ay may sumusunod na anyo:

Malinaw na ipinapakita ng diagram na ito ang pagpapatupad ng panuntunan ni Hund. Sa 3d sublevel, ang maximum na bilang ng mga cell (apat) ay puno ng mga hindi pares na electron. Ang imahe ng istraktura ng shell ng elektron sa atom sa anyo ng mga elektronikong formula at sa anyo ng mga diagram ay hindi malinaw na sumasalamin sa mga katangian ng alon ng elektron.

Ang mga salita ng pana-panahong batas bilang susugan OO. Mendeleev : ang mga pag-aari ng mga simpleng katawan, pati na rin ang mga anyo at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay nasa pana-panahong pag-asa sa magnitude ng atomic weights ng mga elemento.

Makabagong pagbabalangkas ng Periodic Law: ang mga katangian ng mga elemento, pati na rin ang mga anyo at katangian ng kanilang mga compound, ay nasa pana-panahong pagdepende sa singil ng nucleus ng kanilang mga atomo.

Kaya, ang positibong singil ng nucleus (sa halip na atomic mass) ay naging isang mas tumpak na argumento kung saan nakasalalay ang mga katangian ng mga elemento at ang kanilang mga compound.

Valence- ay ang bilang ng mga kemikal na bono na ang isang atom ay nakagapos sa isa pa.
Ang mga posibilidad ng valence ng isang atom ay tinutukoy ng bilang ng mga hindi magkapares na electron at ang pagkakaroon ng mga libreng atomic orbital sa panlabas na antas. Ang istraktura ng mga panlabas na antas ng enerhiya ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal ay pangunahing tumutukoy sa mga katangian ng kanilang mga atomo. Samakatuwid, ang mga antas na ito ay tinatawag na valence. Ang mga electron ng mga antas na ito, at kung minsan ng mga pre-external na antas, ay maaaring makilahok sa pagbuo ng mga kemikal na bono. Ang ganitong mga electron ay tinatawag ding valence electron.

Stoichiometric valency elemento ng kemikal - ay ang bilang ng mga katumbas na maaaring ilakip ng isang partikular na atom sa sarili nito, o ang bilang ng mga katumbas sa atom.

Ang mga katumbas ay natutukoy sa pamamagitan ng bilang ng mga naka-attach o napalitan na hydrogen atoms, samakatuwid, ang stoichiometric valence ay katumbas ng bilang ng mga hydrogen atoms kung saan nakikipag-ugnayan ang atom na ito. Ngunit hindi lahat ng elemento ay malayang nakikipag-ugnayan, ngunit halos lahat ay nakikipag-ugnayan sa oxygen, kaya ang stoichiometric valency ay maaaring tukuyin bilang dalawang beses sa bilang ng mga naka-attach na atomo ng oxygen.

Halimbawa, ang stoichiometric valency ng sulfur sa hydrogen sulfide H 2 S ay 2, sa oxide SO 2 - 4, sa oxide SO 3 -6.

Kapag tinutukoy ang stoichiometric valency ng isang elemento ayon sa formula ng isang binary compound, ang isa ay dapat magabayan ng panuntunan: ang kabuuang valency ng lahat ng mga atom ng isang elemento ay dapat na katumbas ng kabuuang valency ng lahat ng mga atom ng isa pang elemento.

Katayuan ng oksihenasyon din nagpapakilala sa komposisyon ng sangkap at katumbas ng stoichiometric valence na may plus sign (para sa isang metal o isang mas electropositive na elemento sa isang molekula) o minus.

1. Sa mga simpleng sangkap, ang estado ng oksihenasyon ng mga elemento ay zero.

2. Ang estado ng oksihenasyon ng fluorine sa lahat ng mga compound ay -1. Ang natitirang mga halogens (chlorine, bromine, iodine) na may mga metal, hydrogen at iba pang mas electropositive na mga elemento ay mayroon ding estado ng oksihenasyon na -1, ngunit sa mga compound na may mas maraming electronegative na elemento mayroon silang mga positibong estado ng oksihenasyon.

3. Ang oxygen sa mga compound ay may oxidation state na -2; ang mga pagbubukod ay ang hydrogen peroxide H 2 O 2 at ang mga derivatives nito (Na 2 O 2, BaO 2, atbp., kung saan ang oxygen ay may oxidation state na -1, pati na rin ang oxygen fluoride OF 2, kung saan ang oxidation state ng oxygen ay +2.

4. Ang mga elementong alkalina (Li, Na, K, atbp.) at mga elemento ng pangunahing subgroup ng pangalawang pangkat ng Periodic system (Be, Mg, Ca, atbp.) ay palaging mayroong estado ng oksihenasyon na katumbas ng numero ng grupo, na ay, +1 at +2, ayon sa pagkakabanggit .

5. Ang lahat ng mga elemento ng ikatlong pangkat, maliban sa thallium, ay may pare-parehong estado ng oksihenasyon na katumbas ng numero ng grupo, i.e. +3.

6. Ang pinakamataas na estado ng oksihenasyon ng isang elemento ay katumbas ng bilang ng pangkat ng Periodic system, at ang pinakamababa ay ang pagkakaiba: ang numero ng grupo ay 8. Halimbawa, ang pinakamataas na estado ng oksihenasyon ng nitrogen (ito ay matatagpuan sa ikalimang pangkat) ay +5 (sa nitric acid at mga asin nito), at ang pinakamababa ay -3 (sa ammonia at ammonium salts).

7. Ang mga estado ng oksihenasyon ng mga elemento sa tambalan ay nagbabayad sa bawat isa upang ang kanilang kabuuan para sa lahat ng mga atomo sa isang molekula o isang neutral na yunit ng formula ay zero, at para sa isang ion - ang singil nito.

Ang mga patakarang ito ay maaaring gamitin upang matukoy ang hindi alam na estado ng oksihenasyon ng isang elemento sa isang tambalan, kung ang mga estado ng oksihenasyon ng iba ay kilala, at upang bumalangkas ng mga multi-element na compound.

Degree ng oksihenasyon (numero ng oksihenasyon,) — auxiliary conditional value para sa pagtatala ng mga proseso ng oxidation, reduction at redox reactions.

konsepto estado ng oksihenasyon kadalasang ginagamit sa inorganikong kimika sa halip na sa konsepto valence. Ang estado ng oksihenasyon ng isang atom ay katumbas ng numerical na halaga ng electric charge na iniuugnay sa atom, sa pag-aakalang ang mga pares ng elektron na nagsasagawa ng bono ay ganap na kumikiling sa higit pang mga electronegative na atom (iyon ay, batay sa pag-aakalang binubuo ang tambalan lamang ng mga ion).

Ang estado ng oksihenasyon ay tumutugma sa bilang ng mga electron na dapat idagdag sa isang positibong ion upang mabawasan ito sa isang neutral na atom, o kinuha mula sa isang negatibong ion upang ma-oxidize ito sa isang neutral na atom:

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

Ang mga katangian ng mga elemento, depende sa istraktura ng shell ng elektron ng atom, ay nagbabago ayon sa mga panahon at grupo ng periodic system. Dahil ang mga elektronikong istruktura sa isang bilang ng mga magkakatulad na elemento ay magkatulad lamang, ngunit hindi magkapareho, kung gayon kapag lumipat mula sa isang elemento sa isang pangkat patungo sa isa pa, hindi isang simpleng pag-uulit ng mga katangian ang sinusunod para sa kanila, ngunit ang kanilang higit o hindi gaanong malinaw na ipinahayag na regular na pagbabago.

Ang kemikal na katangian ng isang elemento ay tinutukoy ng kakayahan ng atom nito na mawala o makakuha ng mga electron. Ang kakayahang ito ay sinusukat ng mga halaga ng ionization energies at electron affinity.

Enerhiya ng ionization (Ei) ay ang pinakamababang halaga ng enerhiya na kinakailangan para sa detatsment at kumpletong pag-alis ng isang electron mula sa isang atom sa gas phase sa T = 0

K nang hindi naglilipat ng kinetic energy sa inilabas na elektron na may pagbabago ng atom sa isang positibong sisingilin na ion: E + Ei = E + + e-. Ang enerhiya ng ionization ay isang positibong halaga at may pinakamababang halaga para sa mga atomo ng alkali metal at ang pinakamataas para sa mga noble (inert) na mga atom ng gas.

Affinity ng elektron (Ee) ay ang enerhiya na inilabas o hinihigop kapag ang isang electron ay nakakabit sa isang atom sa gas phase sa T = 0

K na may pagbabago ng atom sa isang negatibong sisingilin na ion nang hindi naglilipat ng kinetic energy sa particle:

E + e- = E- + Ee.

Ang mga halogens, lalo na ang fluorine, ay may pinakamataas na electron affinity (Ee = -328 kJ/mol).

Ang mga halaga ng Ei at Ee ay ipinahayag sa kilojoules bawat mol (kJ/mol) o sa electron volts bawat atom (eV).

Ang kakayahan ng isang nakagapos na atom na ilipat ang mga electron ng mga bono ng kemikal patungo sa sarili nito, ang pagtaas ng density ng elektron sa paligid nito ay tinatawag na electronegativity.

Ang konseptong ito ay ipinakilala sa agham ni L. Pauling. Electronegativitytinutukoy ng simbolong ÷ at nagpapakilala sa pagkahilig ng isang ibinigay na atom na mag-attach ng mga electron kapag ito ay bumubuo ng isang kemikal na bono.

Ayon kay R. Maliken, ang electronegativity ng isang atom ay tinatantya ng kalahati ng kabuuan ng ionization energies at ang electron affinity ng mga libreng atom h = (Ee + Ei)/2

Sa mga panahon, mayroong isang pangkalahatang ugali para sa pagtaas ng enerhiya ng ionization at electronegativity na may pagtaas sa singil ng atomic nucleus; sa mga grupo, ang mga halagang ito ay bumababa sa pagtaas ng ordinal na numero ng elemento.

Dapat itong bigyang-diin na ang isang elemento ay hindi maaaring italaga ng isang palaging halaga ng electronegativity, dahil ito ay nakasalalay sa maraming mga kadahilanan, lalo na, sa valence state ng elemento, ang uri ng compound kung saan ito pumapasok, ang bilang at uri ng mga kalapit na atomo. .

Atomic at ionic radii. Ang mga sukat ng mga atom at ion ay tinutukoy ng mga sukat ng shell ng elektron. Ayon sa mga konsepto ng quantum mechanical, ang shell ng elektron ay walang mahigpit na tinukoy na mga hangganan. Samakatuwid, para sa radius ng isang libreng atom o ion, maaari nating kunin theoretically kinakalkula ang distansya mula sa core hanggang sa posisyon ng pangunahing pinakamataas na density ng mga panlabas na ulap ng elektron. Ang distansyang ito ay tinatawag na orbital radius. Sa pagsasagawa, ang mga halaga ng radii ng mga atom at ion sa mga compound, na kinakalkula mula sa pang-eksperimentong data, ay karaniwang ginagamit. Sa kasong ito, ang covalent at metallic radii ng mga atom ay nakikilala.

Ang pagdepende ng atomic at ionic radii sa singil ng nucleus ng isang atom ng isang elemento at panaka-nakang. Sa mga panahon, habang tumataas ang atomic number, may posibilidad na bumaba ang radii. Ang pinakamalaking pagbaba ay karaniwan para sa mga elemento ng maliliit na panahon, dahil ang panlabas na antas ng elektroniko ay napuno sa kanila. Sa malalaking panahon sa mga pamilya ng d- at f-element, ang pagbabagong ito ay hindi gaanong matalas, dahil ang pagpuno ng mga electron sa kanila ay nangyayari sa preexternal na layer. Sa mga subgroup, ang radii ng mga atom at ion ng parehong uri ay karaniwang tumataas.

Ang pana-panahong sistema ng mga elemento ay isang malinaw na halimbawa ng pagpapakita ng iba't ibang uri ng periodicity sa mga katangian ng mga elemento, na sinusunod nang pahalang (sa isang yugto mula kaliwa hanggang kanan), patayo (sa isang grupo, halimbawa, mula sa itaas hanggang sa ibaba. ), pahilis, i.e. ang ilang pag-aari ng atom ay tumataas o bumababa, ngunit ang periodicity ay napanatili.

Sa panahon mula kaliwa hanggang kanan (→), ang oxidizing at non-metallic properties ng mga elemento ay tumataas, habang bumababa ang reducing at metallic properties. Kaya, sa lahat ng mga elemento ng panahon 3, ang sodium ang magiging pinaka-aktibong metal at ang pinakamalakas na ahente ng pagbabawas, at ang klorin ang magiging pinakamalakas na ahente ng oxidizing.

kemikal na dumidikit- ito ang pagkakabit ng mga atomo sa isang molekula, o kristal na sala-sala, bilang resulta ng pagkilos ng mga puwersang elektrikal ng atraksyon sa pagitan ng mga atomo.

Ito ang interaksyon ng lahat ng electron at lahat ng nuclei, na humahantong sa pagbuo ng isang matatag, polyatomic system (radical, molecular ion, molecule, crystal).

Ang pagbubuklod ng kemikal ay isinasagawa ng mga electron ng valence. Ayon sa mga modernong konsepto, ang kemikal na bono ay may elektronikong kalikasan, ngunit ito ay isinasagawa sa iba't ibang paraan. Samakatuwid, mayroong tatlong pangunahing uri ng mga bono ng kemikal: covalent, ionic, metal Sa pagitan ng mga molekula ay bumangon hydrogen bond, at mangyari mga pakikipag-ugnayan ng van der Waals.

Ang mga pangunahing katangian ng isang kemikal na bono ay:

- haba ng bono - ay ang internuclear na distansya sa pagitan ng mga kemikal na nakagapos na mga atomo.

Depende ito sa likas na katangian ng mga nakikipag-ugnayan na mga atomo at sa multiplicity ng bono. Sa pagtaas ng multiplicity, bumababa ang haba ng bono, at, dahil dito, tumataas ang lakas nito;

- bond multiplicity - ay tinutukoy ng bilang ng mga pares ng elektron na nag-uugnay sa dalawang atomo. Habang tumataas ang multiplicity, tumataas ang nagbubuklod na enerhiya;

- anggulo ng koneksyon- ang anggulo sa pagitan ng mga haka-haka na tuwid na linya na dumadaan sa nuclei ng dalawang magkakaugnay na kemikal na magkakaugnay na mga atomo;

Binding energy E CB - ito ang enerhiya na inilabas sa panahon ng pagbuo ng bono na ito at ginugugol sa pagsira nito, kJ / mol.

covalent bond - Isang kemikal na bono na nabuo sa pamamagitan ng pagbabahagi ng isang pares ng mga electron na may dalawang atomo.

Ang paliwanag ng kemikal na bono sa pamamagitan ng paglitaw ng mga karaniwang pares ng elektron sa pagitan ng mga atomo ang naging batayan ng spin theory ng valence, ang tool kung saan ay paraan ng valence bond (MVS) , natuklasan ni Lewis noong 1916. Para sa quantum mechanical na paglalarawan ng bono ng kemikal at ang istraktura ng mga molekula, ginagamit ang isa pang paraan - molecular orbital method (MMO) .

Paraan ng Valence bond

Ang mga pangunahing prinsipyo ng pagbuo ng isang kemikal na bono ayon sa MVS:

1. Nabubuo ang isang kemikal na bono dahil sa mga electron ng valence (walang paired).

2. Nagiging karaniwan ang mga electron na may antiparallel spin na kabilang sa dalawang magkaibang atom.

3. Ang isang kemikal na bono ay nabuo lamang kung, kapag ang dalawa o higit pang mga atomo ay lumalapit sa isa't isa, ang kabuuang enerhiya ng sistema ay bumababa.

4. Ang mga pangunahing pwersang kumikilos sa molekula ay de-koryente, pinagmulan ng Coulomb.

5. Kung mas malakas ang koneksyon, mas nagsasapawan ang nag-uugnay na mga ulap ng elektron.

Mayroong dalawang mga mekanismo para sa pagbuo ng isang covalent bond:

mekanismo ng palitan. Ang bono ay nabuo sa pamamagitan ng pagbabahagi ng mga valence electron ng dalawang neutral na atomo. Ang bawat atom ay nagbibigay ng isang hindi pares na elektron sa isang karaniwang pares ng elektron:

kanin. 7. Mekanismo ng pagpapalitan para sa pagbuo ng isang covalent bond: a- non-polar; b- polar

Mekanismo ng donor-acceptor. Ang isang atom (donor) ay nagbibigay ng isang pares ng elektron, at ang isa pang atom (acceptor) ay nagbibigay ng isang walang laman na orbital para sa pares na ito.

mga koneksyon, nakapag-aral ayon sa mekanismo ng donor-acceptor, nabibilang sa mga kumplikadong compound

kanin. 8. Donor-acceptor na mekanismo ng covalent bond formation

Ang isang covalent bond ay may ilang mga katangian.

Saturability - ang pag-aari ng mga atom upang bumuo ng isang mahigpit na tinukoy na bilang ng mga covalent bond. Dahil sa saturation ng mga bono, ang mga molekula ay may isang tiyak na komposisyon.

Oryentasyon - t . e. ang koneksyon ay nabuo sa direksyon ng maximum na overlap ng mga ulap ng elektron . Kaugnay ng linyang nag-uugnay sa mga sentro ng mga atomo na bumubuo ng isang bono, mayroong: σ at π (Larawan 9): σ-bond - nabuo sa pamamagitan ng pagsasanib ng AO sa kahabaan ng linya na nagdudugtong sa mga sentro ng nakikipag-ugnayan na mga atomo; Ang π-bond ay isang bono na nangyayari sa direksyon ng isang axis na patayo sa tuwid na linya na nagkokonekta sa nuclei ng isang atom. Tinutukoy ng direksyon ng bono ang spatial na istraktura ng mga molekula, ibig sabihin, ang kanilang geometric na hugis. hybridization - ito ay isang pagbabago sa hugis ng ilang mga orbital sa pagbuo ng isang covalent bond upang makamit ang isang mas mahusay na overlap ng mga orbital. Ang kemikal na bono na nabuo sa partisipasyon ng mga electron ng hybrid orbitals ay mas malakas kaysa sa bond na may partisipasyon ng mga electron ng non-hybrid s- at p-orbitals, dahil may higit na magkakapatong. Mayroong mga sumusunod na uri ng hybridization (Larawan 10, Talahanayan 31): sp hybridization - ang isang s-orbital at isang p-orbital ay nagiging dalawang magkaparehong "hybrid" na orbital, ang anggulo sa pagitan ng mga axes na kung saan ay 180°. Ang mga molekula kung saan nangyayari ang sp hybridization ay may linear geometry (BeCl 2).

sp 2 hybridization- isang s-orbital at dalawang p-orbital ay nagiging tatlong magkaparehong "hybrid" na orbital, ang anggulo sa pagitan ng mga axes na kung saan ay 120°. Ang mga molekula kung saan isinasagawa ang sp 2 hybridization ay may patag na geometry (BF 3, AlCl 3).

sp 3-hybridization- isang s-orbital at tatlong p-orbital ay nagiging apat na magkaparehong "hybrid" na orbital, ang anggulo sa pagitan ng mga axes ay 109 ° 28 ". Ang mga molekula kung saan ang sp 3 hybridization ay nangyayari ay may tetrahedral geometry (CH 4 , NH3).

kanin. 10. Mga uri ng hybridization ng valence orbitals: isang - sp-hybridization ng valence orbitals; b - sp2- hybridization ng valence orbitals; sa - sp 3 - hybridization ng valence orbitals

Algorithm para sa pag-compile ng electronic formula ng isang elemento:

1. Tukuyin ang bilang ng mga electron sa isang atom gamit ang Periodic Table of Chemical Elements D.I. Mendeleev.

2. Sa pamamagitan ng bilang ng panahon kung saan matatagpuan ang elemento, tukuyin ang bilang ng mga antas ng enerhiya; ang bilang ng mga electron sa huling antas ng elektroniko ay tumutugma sa numero ng pangkat.

3. Hatiin ang mga antas sa mga sublevel at orbital at punan ang mga ito ng mga electron alinsunod sa mga panuntunan para sa pagpuno ng mga orbital:

Dapat tandaan na ang unang antas ay may maximum na 2 electron. 1s2, sa pangalawa - maximum na 8 (dalawa s at anim R: 2s 2 2p 6), sa pangatlo - maximum na 18 (dalawa s, anim p, at sampu d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Pangunahing numero ng quantum n dapat minimal.
• Napuno muna s- sublevel, kung gayon p-, d-b f- mga sublevel.
• Pinupuno ng mga electron ang mga orbital sa pataas na pagkakasunud-sunod ng enerhiya ng orbital (panuntunan ni Klechkovsky).
• Sa loob ng sublevel, ang mga electron ay unang sumasakop sa mga libreng orbital nang paisa-isa, at pagkatapos lamang na sila ay bumubuo ng mga pares (Hund's rule).
• Hindi maaaring magkaroon ng higit sa dalawang electron sa isang orbital (prinsipyo ni Pauli).

Mga halimbawa.

1. Bumuo ng electronic formula ng nitrogen. Ang nitrogen ay numero 7 sa periodic table.

2. Bumuo ng electronic formula ng argon. Sa periodic table, ang argon ay nasa numero 18.

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

3. Bumuo ng electronic formula ng chromium. Sa periodic table, ang chromium ay numero 24.

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

Diagram ng enerhiya ng zinc.

4. Bumuo ng electronic formula ng zinc. Sa periodic table, ang zinc ay numero 30.

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

Tandaan na bahagi ng electronic formula, katulad ng 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ay ang electronic formula ng argon.

Ang electronic formula ng zinc ay maaaring ilarawan bilang.