La disposición de los electrones en capas o niveles de energía se escribe utilizando fórmulas electrónicas de elementos químicos. Las fórmulas o configuraciones electrónicas ayudan a representar la estructura atómica de un elemento.
Estructura atomica
Los átomos de todos los elementos constan de un núcleo cargado positivamente y electrones cargados negativamente, que se encuentran alrededor del núcleo.
Los electrones se encuentran en diferentes niveles de energía. Cuanto más lejos está un electrón del núcleo, más energía tiene. El tamaño del nivel de energía está determinado por el tamaño del orbital atómico o de la nube orbital. Este es el espacio en el que se mueve el electrón.
Arroz. 1. Estructura generalátomo.
Los orbitales pueden tener diferentes configuraciones geométricas:
- orbitales s- esférico;
- Orbitales p, d y f- en forma de mancuerna, situadas en diferentes planos.
El primer nivel de energía de cualquier átomo siempre contiene un orbital s con dos electrones (la excepción es el hidrógeno). A partir del segundo nivel, los orbitales s y p están al mismo nivel.
Arroz. 2. Orbitales s, p, d y f.
Los orbitales existen independientemente de la presencia de electrones en ellos y pueden estar llenos o vacíos.
Escribir una fórmula
Las configuraciones electrónicas de átomos de elementos químicos se escriben según los siguientes principios:
- cada nivel de energía corresponde número de serie, indicado por un número arábigo;
- el número va seguido de una letra que indica el orbital;
- Se escribe un superíndice encima de la letra, correspondiente al número de electrones en el orbital.
Ejemplos de grabación:
- calcio -
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;
- oxígeno -
1s 2 2s 2 2p 4 ;
- carbono -
1s 2 2s 2 2p 2 .
La tabla periódica te ayuda a escribir la fórmula electrónica. El número de niveles de energía corresponde al número del período. La carga de un átomo y el número de electrones están indicados por el número atómico del elemento. El número de grupo indica cuántos electrones de valencia hay en el nivel exterior.
Tomemos a Na como ejemplo. El sodio está en el primer grupo, en el tercer periodo, en el puesto 11. Esto significa que el átomo de sodio tiene un núcleo cargado positivamente (contiene 11 protones), alrededor del cual se ubican 11 electrones en tres niveles de energía. Hay un electrón en el nivel exterior.
Recordemos que la primera nivel de energía contiene un orbital s con dos electrones, y el segundo contiene orbitales s y p. Ya sólo queda completar los niveles y obtener el registro completo:
11 Na) 2) 8) 1 o 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .
Para mayor comodidad, se han creado tablas especiales de fórmulas electrónicas del elemento. en largo tabla periódica Las fórmulas también se indican en cada celda del elemento.
Arroz. 3. Tabla de fórmulas electrónicas.
Por razones de brevedad, los elementos escritos entre corchetes son fórmula electrónica que coincide con el comienzo de la fórmula del elemento. Por ejemplo, la fórmula electrónica del magnesio es 3s 2, la del neón es 1s 2 2s 2 2p 6. Por eso, fórmula completa magnesio - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. Calificaciones totales recibidas: 195.
Los productos químicos son de lo que está hecho el mundo que nos rodea.
Las propiedades de cada sustancia química se dividen en dos tipos: químicas, que caracterizan su capacidad para formar otras sustancias, y físicas, que se observan objetivamente y pueden considerarse aisladas de las transformaciones químicas. Por ejemplo, las propiedades físicas de una sustancia son su estado de agregación (sólido, líquido o gaseoso), conductividad térmica, capacidad calorífica, solubilidad en diversos medios (agua, alcohol, etc.), densidad, color, sabor, etc.
transformaciones de algunas sustancias químicas en otros las sustancias se llaman fenómenos químicos o reacciones químicas. Cabe señalar que también existen fenómenos físicos que obviamente van acompañados de cambios en algunos propiedades físicas sustancias sin su transformación en otras sustancias. Los fenómenos físicos, por ejemplo, incluyen el derretimiento del hielo, la congelación o evaporación del agua, etc.
El hecho de que ocurre un fenómeno químico durante cualquier proceso se puede concluir observando rasgos característicos reacciones químicas, como cambio de color, sedimentación, desprendimiento de gas, calor y/o luz.
Por ejemplo, se puede llegar a una conclusión sobre la aparición de reacciones químicas observando:
Formación de sedimentos al hervir agua, llamados incrustaciones en la vida cotidiana;
La liberación de calor y luz cuando arde un fuego;
Cambio de color de un corte de manzana fresca en el aire;
Formación de burbujas de gas durante la fermentación de la masa, etc.
Las partículas más pequeñas de una sustancia que prácticamente no sufren cambios durante las reacciones químicas, sino que solo se conectan entre sí de una manera nueva, se llaman átomos.
La idea misma de la existencia de tales unidades de materia surgió en antigua Grecia en la mente de los filósofos antiguos, lo que en realidad explica el origen del término "átomo", ya que "átomos" traducido literalmente del griego significa "indivisible".
Sin embargo, contrariamente a la idea de los filósofos griegos antiguos, los átomos no son el mínimo absoluto de materia, es decir, ellos mismos tienen una estructura compleja.
Cada átomo está formado por las llamadas partículas subatómicas: protones, neutrones y electrones, designados respectivamente con los símbolos p +, n o y e -. El superíndice en la notación utilizada indica que el protón tiene una unidad de carga positiva, el electrón tiene una unidad de carga negativa y el neutrón no tiene carga.
En cuanto a la estructura cualitativa de un átomo, en cada átomo todos los protones y neutrones se concentran en el llamado núcleo, alrededor del cual los electrones forman una capa electrónica.
El protón y el neutrón tienen casi la misma masa, es decir m p ≈ m n, y la masa de un electrón es casi 2000 veces menor que la masa de cada uno de ellos, es decir metro p / metro mi ≈ metro norte / metro mi ≈ 2000.
Dado que la propiedad fundamental de un átomo es su neutralidad eléctrica, y la carga de un electrón es igual a la carga de un protón, de esto podemos concluir que el número de electrones en cualquier átomo es igual al número de protones.
Por ejemplo, la siguiente tabla muestra la posible composición de los átomos:
Tipo de átomos con la misma carga nuclear, es decir. con el mismo número de protones en sus núcleos se llama elemento químico. Por lo tanto, de la tabla anterior podemos concluir que el átomo1 y el átomo2 pertenecen a un elemento químico, y el átomo3 y el átomo4 pertenecen a otro elemento químico.
Cada elemento químico tiene su propio nombre y símbolo individual, que se lee de cierta manera. Así, por ejemplo, el elemento químico más simple, cuyos átomos contienen solo un protón en el núcleo, se llama "hidrógeno" y se denota con el símbolo "H", que se lee como "ceniza", y un elemento químico con una carga nuclear de +7 (es decir, que contiene 7 protones) - "nitrógeno", tiene el símbolo "N", que se lee "en".
Como puede verse en la tabla anterior, los átomos de uno elemento químico pueden diferir en el número de neutrones en los núcleos.
Los átomos que pertenecen al mismo elemento químico, pero que tienen diferente número de neutrones y, como resultado, masa, se llaman isótopos.
Por ejemplo, el elemento químico hidrógeno tiene tres isótopos: 1 H, 2 H y 3 H. Los índices 1, 2 y 3 encima del símbolo H significan el número total de neutrones y protones. Aquellos. Sabiendo que el hidrógeno es un elemento químico, que se caracteriza por tener un protón en el núcleo de sus átomos, podemos concluir que en el isótopo 1 H no hay ningún neutron (1-1 = 0), en el isótopo 2 H - 1 neutrón (2-1=1) y en el isótopo 3 H - dos neutrones (3-1=2). Dado que, como ya se mencionó, el neutrón y el protón tienen la misma masa y la masa del electrón es insignificante en comparación con ellos, esto significa que el isótopo 2 H pesa casi el doble que el isótopo 1 H, y el 3 Su isótopo es incluso tres veces más pesado. Debido a una dispersión tan grande en las masas de los isótopos de hidrógeno, a los isótopos 2 H y 3 H incluso se les asignaron nombres y símbolos individuales separados, lo que no es típico de ningún otro elemento químico. El isótopo 2H recibió el nombre de deuterio y se le dio el símbolo D, y el isótopo 3H recibió el nombre de tritio y se le dio el símbolo T.
Si tomamos la masa del protón y del neutrón como una sola y despreciamos la masa del electrón, de hecho, el índice superior izquierdo, además del número total de protones y neutrones en el átomo, puede considerarse su masa y, por lo tanto, este índice se llama número de masa y se designan con el símbolo A. Dado que los protones son responsables de la carga del núcleo de cualquier átomo, y la carga de cada protón se considera convencionalmente igual a +1, el número de protones en el núcleo se denomina número de carga (Z ). Al denotar el número de neutrones en un átomo como N, la relación entre el número de masa, el número de carga y el número de neutrones se puede expresar matemáticamente como:
Según los conceptos modernos, el electrón tiene una naturaleza dual (partícula-onda). Tiene las propiedades tanto de una partícula como de una onda. Como una partícula, un electrón tiene masa y carga, pero al mismo tiempo el flujo de electrones, como una onda, se caracteriza por la capacidad de difracción.
Para describir el estado de un electrón en un átomo se utilizan los conceptos de la mecánica cuántica, según los cuales el electrón no tiene una trayectoria de movimiento específica y puede ubicarse en cualquier punto del espacio, pero con diferentes probabilidades.
La región del espacio alrededor del núcleo donde es más probable que se encuentre un electrón se llama orbital atómico.
Un orbital atómico puede tener varias formas, tamaño y orientación. Un orbital atómico también se llama nube de electrones.
Gráficamente, un orbital atómico suele denotarse como una celda cuadrada:
La mecánica cuántica tiene un aparato matemático extremadamente complejo, por lo que en el marco de un curso de química escolar solo se consideran las consecuencias de la teoría de la mecánica cuántica.
Según estas consecuencias, cualquier orbital atómico y el electrón ubicado en él están completamente caracterizados por 4 números cuánticos.
- El número cuántico principal, n, determina la energía total de un electrón en un orbital determinado. Rango de valores del número cuántico principal – todos números enteros, es decir. norte = 1,2,3,4, 5, etc.
- El número cuántico orbital - l - caracteriza la forma del orbital atómico y puede tomar cualquier valor entero desde 0 hasta n-1, donde n, recordemos, es el número cuántico principal.
Los orbitales con l = 0 se llaman s-orbitales. Los orbitales s tienen forma esférica y no tienen direccionalidad en el espacio:
Los orbitales con l = 1 se llaman pag-orbitales. Estos orbitales tienen la forma de un ocho tridimensional, es decir una forma que se obtiene girando un ocho alrededor de un eje de simetría y que exteriormente se parece a una mancuerna:
Los orbitales con l = 2 se llaman d-orbitales, y con l = 3 – F-orbitales. Su estructura es mucho más compleja.
3) El número cuántico magnético – m l – determina la orientación espacial de un orbital atómico específico y expresa la proyección del momento angular orbital en la dirección campo magnético. El número cuántico magnético m l corresponde a la orientación del orbital con respecto a la dirección del vector de intensidad del campo magnético externo y puede tomar cualquier valor entero desde –l hasta +l, incluido 0, es decir total valores posibles es igual a (2l+1). Entonces, por ejemplo, para l = 0 m l = 0 (un valor), para l = 1 m l = -1, 0, +1 (tres valores), para l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (cinco valores del número cuántico magnético), etc.
Entonces, por ejemplo, orbitales p, es decir Los orbitales con un número cuántico orbital l = 1, que tienen la forma de una “figura tridimensional de ocho”, corresponden a tres valores del número cuántico magnético (-1, 0, +1), que a su vez corresponden a tres direcciones perpendiculares entre sí en el espacio.
4) El número cuántico de espín (o simplemente espín) - m s - puede considerarse convencionalmente responsable de la dirección de rotación del electrón en el átomo; Los electrones con diferentes espines se indican mediante flechas verticales dirigidas en diferentes direcciones: ↓ y .
El conjunto de todos los orbitales de un átomo que tienen el mismo número cuántico principal se denomina nivel de energía o capa electrónica. Cualquier nivel de energía arbitrario con algún número n consta de n 2 orbitales.
Un conjunto de orbitales con los mismos valores del número cuántico principal y del número cuántico orbital representa un subnivel de energía.
Cada nivel de energía, que corresponde al número cuántico principal n, contiene n subniveles. A su vez, cada subnivel de energía con número cuántico orbital l consta de (2l+1) orbitales. Por lo tanto, el subnivel s consta de un orbital s, el subnivel p consta de tres orbitales p, el subnivel d consta de cinco orbitales d y el subnivel f consta de siete orbitales f. Dado que, como ya se mencionó, un orbital atómico a menudo se denota por una celda cuadrada, los subniveles s, p, d y f se pueden representar gráficamente de la siguiente manera:
Cada orbital corresponde a un conjunto individual estrictamente definido de tres números cuánticos n, l y m l.
La distribución de electrones entre orbitales se llama configuración electrónica.
El llenado de orbitales atómicos con electrones se produce de acuerdo con tres condiciones:
- Principio de energía mínima: Los electrones llenan orbitales comenzando desde el subnivel de energía más bajo. La secuencia de subniveles en orden creciente de sus energías es la siguiente: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Para que sea más fácil recordar esta secuencia de llenado de subniveles electrónicos, es muy conveniente la siguiente ilustración gráfica:
- principio de pauli: Cada orbital no puede contener más de dos electrones.
Si hay un electrón en un orbital, se llama no apareado, y si hay dos, se llama par de electrones.
- la regla de hund: el estado más estable de un átomo es aquel en el que, dentro de un subnivel, el átomo tiene el máximo número posible de electrones desapareados. Este estado más estable del átomo se llama estado fundamental.
De hecho, lo anterior significa que, por ejemplo, la colocación del 1.º, 2.º, 3.º y 4.º electrón en tres orbitales del subnivel p se realizará de la siguiente manera:
El llenado de orbitales atómicos desde el hidrógeno, que tiene un número de carga 1, hasta el criptón (Kr), con un número de carga 36, se realizará de la siguiente manera:
Esta representación del orden de llenado de los orbitales atómicos se denomina diagrama de energía. A partir de los diagramas electrónicos de elementos individuales es posible escribir sus denominadas fórmulas electrónicas (configuraciones). Así, por ejemplo, un elemento con 15 protones y, como consecuencia, 15 electrones, es decir. El fósforo (P) tendrá el siguiente diagrama energético:
Cuando se convierte en una fórmula electrónica, el átomo de fósforo tomará la forma:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Los números de tamaño normal a la izquierda del símbolo del subnivel muestran el número del nivel de energía y los superíndices a la derecha del símbolo del subnivel muestran el número de electrones en el subnivel correspondiente.
A continuación se muestran las fórmulas electrónicas de los primeros 36 elementos de la tabla periódica de D.I. Mendeleev.
| período | Artículo No. | símbolo | Nombre | fórmula electrónica |
| I | 1 | h | hidrógeno | 1s 1 |
| 2 | Él | helio | 1s 2 | |
| II | 3 | li | litio | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Ser | berilio | 1 segundo 2 segundo 2 | |
| 5 | B | boro | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | carbón | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | norte | nitrógeno | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | oh | oxígeno | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | flúor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Nordeste | neón | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | N / A | sodio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | magnesio | magnesio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Alabama | aluminio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | silicio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | PAG | fósforo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | azufre | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | CL | cloro | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Arkansas | argón | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | k | potasio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | California | calcio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Carolina del Sur | escandio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titanio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanadio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | cr | cromo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 aquí observamos el salto de un electrón con s en d subnivel | |
| 25 | Minnesota | manganeso | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | fe | hierro | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | cobalto | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | níquel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | cobre | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 aquí observamos el salto de un electrón con s en d subnivel | |
| 30 | zinc | zinc | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Georgia | galio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germanio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Como | arsénico | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | sí | selenio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | hermano | bromo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | kr | criptón | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Como ya se mencionó, en su estado fundamental, los electrones en los orbitales atómicos se ubican según el principio de mínima energía. Sin embargo, en presencia de orbitales p vacíos en el estado fundamental del átomo, a menudo, al impartirle un exceso de energía, el átomo puede transferirse al llamado estado excitado. Por ejemplo, un átomo de boro en su estado fundamental tiene una configuración electrónica y un diagrama de energía de la siguiente forma:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Y en estado excitado (*), es decir. Cuando se imparte algo de energía a un átomo de boro, su configuración electrónica y su diagrama de energía se verán así:
5B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Dependiendo de qué subnivel del átomo se llena en último lugar, los elementos químicos se dividen en s, p, d o f.
Encontrar los elementos s, p, d y f en la tabla D.I. Mendeleev:
- Los elementos s tienen el último subnivel s por llenar. Estos elementos incluyen elementos de los subgrupos principales (a la izquierda en la celda de la tabla) de los grupos I y II.
- Para elementos p, se llena el subnivel p. Los elementos p incluyen los últimos seis elementos de cada período, excepto el primero y el séptimo, así como elementos de los principales subgrupos de los grupos III-VIII.
- Los elementos d se encuentran entre los elementos s y p en períodos largos.
- Los elementos f se llaman lantánidos y actínidos. Están enumerados en la parte inferior de la tabla D.I. Mendeleev.
Composición del átomo.
Un átomo está formado por núcleo atómico Y capa electrónica.
El núcleo de un átomo está formado por protones ( p+) y neutrones ( norte 0). La mayoría de los átomos de hidrógeno tienen un núcleo formado por un protón.
Número de protones norte(p+) es igual a la carga nuclear ( z) y el número ordinal del elemento en la serie natural de elementos (y en la tabla periódica de elementos).
norte(pag +) = z
Suma de neutrones norte(norte 0), denotado simplemente por la letra norte y número de protones z llamado número de masa y se designa con la letra A.
A = z + norte
La capa electrónica de un átomo está formada por electrones que se mueven alrededor del núcleo ( mi -).
Número de electrones norte(mi-) en la capa electrónica de un átomo neutro es igual al número de protones z en su centro.
La masa de un protón es aproximadamente igual a la masa de un neutrón y 1840 veces la masa de un electrón, por lo que la masa de un átomo es casi igual a la masa del núcleo.
La forma del átomo es esférica. El radio del núcleo es aproximadamente 100.000 veces menor que el radio del átomo.
Elemento químico- tipo de átomos (conjunto de átomos) con la misma carga nuclear (con el mismo número de protones en el núcleo).
Isótopo- una colección de átomos del mismo elemento con el mismo número de neutrones en el núcleo (o un tipo de átomo con el mismo número de protones y el mismo número de neutrones en el núcleo).
Los diferentes isótopos se diferencian entre sí por el número de neutrones en los núcleos de sus átomos.
Designación de un átomo o isótopo individual: (E - símbolo del elemento), por ejemplo: .
Estructura de la capa electrónica de un átomo.
orbital atómico- estado de un electrón en un átomo. El símbolo del orbital es . Cada orbital tiene una nube de electrones correspondiente.
Los orbitales de los átomos reales en el estado fundamental (no excitado) son de cuatro tipos: s, pag, d Y F.
nube electrónica- la parte del espacio en la que se puede encontrar un electrón con una probabilidad del 90 (o más) por ciento.
Nota: en ocasiones no se distinguen los conceptos de “orbital atómico” y “nube de electrones”, llamándose a ambos “orbital atómico”.
La capa de electrones de un átomo está en capas. capa electrónica formado por nubes de electrones del mismo tamaño. Los orbitales de una capa se forman. nivel electrónico ("energía"), sus energías son las mismas para el átomo de hidrógeno, pero diferentes para otros átomos.
Los orbitales del mismo tipo se agrupan en electrónica (energía) subniveles:
s-subnivel (consta de uno s-orbitales), símbolo - .
pag-subnivel (consta de tres pag
d-subnivel (consta de cinco d-orbitales), símbolo - .
F-subnivel (consta de siete F-orbitales), símbolo - .
Las energías de los orbitales del mismo subnivel son las mismas.
Al designar subniveles, al símbolo del subnivel se le suma el número de la capa (nivel electrónico), por ejemplo: 2 s, 3pag, 5d medio s-subnivel del segundo nivel, pag-subnivel del tercer nivel, d-subnivel del quinto nivel.
El número total de subniveles en un nivel es igual al número de nivel norte. El número total de orbitales en un nivel es igual a norte 2. En consecuencia, el número total de nubes en una capa también es igual a norte 2 .
Designaciones: - orbital libre (sin electrones), - orbital con un electrón desapareado, - orbital con un par de electrones (con dos electrones).
El orden en que los electrones llenan los orbitales de un átomo está determinado por tres leyes de la naturaleza (las formulaciones se dan en términos simplificados):
1. El principio de mínima energía: los electrones llenan los orbitales en orden creciente de energía de los orbitales.
2. El principio de Pauli: no puede haber más de dos electrones en un orbital.
3. Regla de Hund: dentro de un subnivel, los electrones primero llenan los orbitales vacíos (uno a la vez) y solo después forman pares de electrones.
El número total de electrones en el nivel electrónico (o capa de electrones) es 2 norte 2 .
La distribución de subniveles por energía se expresa de la siguiente manera (en orden creciente de energía):
1s, 2s, 2pag, 3s, 3pag, 4s, 3d, 4pag, 5s, 4d, 5pag, 6s, 4F, 5d, 6pag, 7s, 5F, 6d, 7pag ...
Esta secuencia se expresa claramente mediante un diagrama de energía:
La distribución de los electrones de un átomo en niveles, subniveles y orbitales (configuración electrónica de un átomo) se puede representar como una fórmula electrónica, un diagrama de energía o, más simplemente, como un diagrama de capas de electrones ("diagrama electrónico").
Ejemplos de la estructura electrónica de los átomos:
electrones de valencia- electrones de un átomo que pueden participar en la formación de enlaces químicos. Para cualquier átomo, estos son todos los electrones externos más aquellos electrones preexternos cuya energía es mayor que la de los externos. Por ejemplo: el átomo de Ca tiene 4 electrones externos. s 2, también son valencia; El átomo de Fe tiene 4 electrones externos. s 2 pero tiene 3 d 6, por lo tanto el átomo de hierro tiene 8 electrones de valencia. La fórmula electrónica de valencia del átomo de calcio es 4. s 2, y átomos de hierro - 4 s 2 3d 6 .
Tabla periódica de elementos químicos por D. I. Mendeleev
(sistema natural de elementos químicos)
Ley periódica de los elementos químicos.(formulación moderna): las propiedades de los elementos químicos, así como de las sustancias simples y complejas formadas por ellos, dependen periódicamente del valor de la carga de los núcleos atómicos.
Tabla periódica- expresión gráfica de la ley periódica.
Serie natural de elementos químicos.- una serie de elementos químicos ordenados según el número creciente de protones en los núcleos de sus átomos, o, lo que es lo mismo, según las cargas crecientes de los núcleos de estos átomos. El número atómico de un elemento de esta serie es igual al número de protones en el núcleo de cualquier átomo de este elemento.
La tabla de elementos químicos se construye “cortando” la serie natural de elementos químicos en periodos(filas horizontales de la tabla) y agrupaciones (columnas verticales de la tabla) de elementos con una estructura electrónica de átomos similar.
Dependiendo de la forma en que se agrupan los elementos, la tabla puede ser período largo(los elementos con el mismo número y tipo de electrones de valencia se agrupan) y período corto(Los elementos con el mismo número de electrones de valencia se recogen en grupos).
Los grupos de la tabla de período corto se dividen en subgrupos ( principal Y lado), coincidiendo con los grupos de la tabla de largo período.
Todos los átomos de elementos del mismo período tienen el mismo número de capas de electrones, igual al número de período.
Número de elementos en períodos: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. La mayoría de los elementos del octavo período fueron obtenidos artificialmente los últimos elementos de este período aún no han sido sintetizados; Todos los períodos excepto el primero comienzan con un elemento formador de metales alcalinos (Li, Na, K, etc.) y terminan con un elemento formador de gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, etc.).
En la tabla de corto período hay ocho grupos, cada uno de los cuales está dividido en dos subgrupos (principal y secundario), en la tabla de largo período hay dieciséis grupos, los cuales están numerados en números romanos con las letras A o B, por ejemplo: IA, IIIB, VIA, VIIB. El grupo IA del cuadro de largo plazo corresponde al subgrupo principal del primer grupo del cuadro de corto plazo; grupo VIIB - subgrupo secundario del séptimo grupo: el resto - de manera similar.
Las características de los elementos químicos cambian naturalmente en grupos y períodos.
En períodos (con número de serie creciente)
- aumenta la carga nuclear
- el número de electrones externos aumenta,
- el radio de los átomos disminuye,
- la fuerza del enlace entre los electrones y el núcleo aumenta (energía de ionización),
- la electronegatividad aumenta,
- se mejoran las propiedades oxidantes de sustancias simples ("no metalicidad"),
- las propiedades reductoras de las sustancias simples se debilitan ("metalicidad"),
- debilita el carácter básico de los hidróxidos y los óxidos correspondientes,
- aumenta el carácter ácido de los hidróxidos y los óxidos correspondientes.
En grupos (con número de serie creciente)
- aumenta la carga nuclear
- el radio de los átomos aumenta (solo en los grupos A),
- la fuerza del enlace entre los electrones y el núcleo disminuye (energía de ionización; solo en los grupos A),
- la electronegatividad disminuye (solo en los grupos A),
- las propiedades oxidantes de las sustancias simples se debilitan ("no metalicidad"; solo en los grupos A),
- se mejoran las propiedades reductoras de sustancias simples ("metalicidad"; sólo en los grupos A),
- aumenta el carácter básico de los hidróxidos y los óxidos correspondientes (sólo en los grupos A),
- debilita el carácter ácido de los hidróxidos y los óxidos correspondientes (sólo en los grupos A),
- la estabilidad de los compuestos de hidrógeno disminuye (su actividad reductora aumenta; solo en los grupos A).
Tareas y pruebas sobre el tema "Tema 9. "Estructura del átomo. Ley periódica y sistema periódico de elementos químicos por D. I. Mendeleev (PSHE) "."
- Ley periódica - Ley periódica y estructura de los átomos de grados 8 a 9.
Debes saber: las leyes de llenado de orbitales con electrones (el principio de mínima energía, el principio de Pauli, la regla de Hund), la estructura de la tabla periódica de elementos.Debe poder: determinar la composición de un átomo por la posición del elemento en la tabla periódica y, a la inversa, encontrar un elemento en el sistema periódico, conociendo su composición; representar el diagrama estructural, la configuración electrónica de un átomo, ion y, a la inversa, determinar la posición de un elemento químico en el PSCE a partir del diagrama y la configuración electrónica; caracterizar el elemento y las sustancias que forma según su posición en el PSCE; determinar los cambios en el radio de los átomos, las propiedades de los elementos químicos y las sustancias que forman dentro de un período y un subgrupo principal del sistema periódico.
Ejemplo 1. Determine el número de orbitales en el tercer nivel de electrones. ¿Cuáles son estos orbitales?
Para determinar el número de orbitales utilizamos la fórmula norte orbitales = norte 2 donde norte- número de nivel. norte orbitales = 3 2 = 9. Uno 3 s-, tres 3 pag- y cinco 3 d-orbitales.Ejemplo 2. Determinar qué átomo de elemento tiene fórmula electrónica 1 s 2 2s 2 2pag 6 3s 2 3pag 1 .
Para determinar de qué elemento se trata, es necesario averiguar su número atómico, que es igual al número total de electrones del átomo. En este caso: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Este es aluminio.Después de asegurarse de haber aprendido todo lo que necesita, proceda a completar las tareas. Le deseamos éxito.
Lectura recomendada:- O. S. Gabrielyan y otros Química 11º grado. M., Avutarda, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Química 11º grado M., Educación, 2001.
- Primero anotamos el signo químico. elemento, donde en la parte inferior izquierda del cartel indicamos su número de serie.
- A continuación, por el número del período (del cual proviene el elemento), determinamos el número de niveles de energía y dibujamos ese número de arcos junto al signo del elemento químico.
- Luego, según el número de grupo, debajo del arco se escribe el número de electrones en el nivel exterior.
- En el primer nivel, el máximo posible es 2, en el segundo ya hay 8, en el tercero, hasta 18. Comenzamos a poner números debajo de los arcos correspondientes.
- El número de electrones en el penúltimo nivel se debe calcular de la siguiente manera: el número de electrones ya asignados se resta del número de serie del elemento.
- Queda por convertir nuestro diagrama en una fórmula electrónica:
- Escribimos el elemento químico y su número de serie. El número muestra el número de electrones en el átomo.
- Hagamos una fórmula. Para hacer esto, es necesario averiguar el número de niveles de energía; la base para la determinación es el número de período del elemento.
- Dividimos los niveles en subniveles.
A continuación puedes ver un ejemplo de cómo componer correctamente fórmulas electrónicas de elementos químicos.
- primero llenamos el subnivel s y luego los subniveles p, d- b f;
- según la regla de Klechkovsky, los electrones llenan los orbitales en orden creciente de energía de estos orbitales;
- según la regla de Hund, los electrones dentro de un subnivel ocupan orbitales libres uno por uno y luego forman pares;
- Según el principio de Pauli, en un orbital no hay más de 2 electrones.
La fórmula electrónica de un elemento químico muestra cuántas capas de electrones y cuántos electrones hay en el átomo y cómo se distribuyen entre las capas.
Para componer la fórmula electrónica de un elemento químico, es necesario consultar la tabla periódica y utilizar la información obtenida para este elemento. El número atómico de un elemento de la tabla periódica corresponde al número de electrones de un átomo. El número de capas electrónicas corresponde al número del período, el número de electrones en la última capa electrónica corresponde al número del grupo.
Debe recordarse que la primera capa contiene un máximo de 2 electrones 1s2, la segunda - un máximo de 8 (dos s y seis p: 2s2 2p6), la tercera - un máximo de 18 (dos s, seis p y diez d: 3s2 3p6 3d10).
Por ejemplo, la fórmula electrónica del carbono: C 1s2 2s2 2p2 (número de serie 6, período número 2, grupo número 4).
Fórmula electrónica del sodio: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (número de serie 11, período número 3, grupo número 1).
Para comprobar si la fórmula electrónica está escrita correctamente, puede consultar el sitio web www.alhimikov.net.
A primera vista, compilar una fórmula electrónica para elementos químicos puede parecer una tarea bastante complicada, pero todo quedará claro si sigue el siguiente esquema:
- primero escribimos los orbitales
- Insertamos números delante de los orbitales que indican el número del nivel de energía. No olvides la fórmula para determinar el número máximo de electrones en el nivel de energía: N=2n2
¿Cómo puedes saber el número de niveles de energía? Basta mirar la tabla periódica: este número es igual al número del período en el que se encuentra el elemento.
- Encima del icono del orbital escribimos un número que indica la cantidad de electrones que hay en este orbital.
Por ejemplo, la fórmula electrónica del escandio se verá así.
La tarea de elaborar una fórmula electrónica para un elemento químico no es la más sencilla.
Entonces, el algoritmo para compilar fórmulas electrónicas de elementos es el siguiente:
Aquí están las fórmulas electrónicas de algunos elementos químicos:
Es necesario crear fórmulas electrónicas de elementos químicos de esta manera: es necesario observar el número del elemento en la tabla periódica y así descubrir cuántos electrones tiene. Luego necesitas averiguar el número de niveles, que es igual al período. Luego se escriben y completan los subniveles:
En primer lugar, es necesario determinar el número de átomos según la tabla periódica.
Para compilar la fórmula electrónica, necesitará el sistema periódico de Mendeleev. Encuentre allí su elemento químico y observe el período: será igual a la cantidad de niveles de energía. El número de grupo corresponderá numéricamente al número de electrones del último nivel. El número de un elemento será cuantitativamente igual al número de sus electrones. También es necesario saber claramente que el primer nivel tiene un máximo de 2 electrones, el segundo - 8 y el tercero - 18.
Estos son los puntos principales. Además, en Internet (incluido nuestro sitio web) puede encontrar información con una fórmula electrónica preparada para cada elemento, para que pueda probarse usted mismo.
La compilación de fórmulas electrónicas de elementos químicos es un proceso muy complejo que no se puede realizar sin tablas especiales y es necesario utilizar una gran cantidad de fórmulas. Brevemente, para compilar es necesario pasar por estas etapas:
Es necesario elaborar un diagrama orbital en el que haya una idea de en qué se diferencian los electrones entre sí. El diagrama resalta orbitales y electrones.
Los electrones están llenos de niveles, de abajo hacia arriba, y tienen varios subniveles.
Entonces, primero averiguamos el número total de electrones de un átomo dado.
Completamos la fórmula de acuerdo con un esquema determinado y la escribimos; esta será la fórmula electrónica.
Por ejemplo, para el nitrógeno esta fórmula se ve así, primero nos ocupamos de los electrones:
Y escribe la fórmula:
Comprender el principio de compilar la fórmula electrónica de un elemento químico, primero debes determinar el número total de electrones en un átomo según el número de la tabla periódica. Después de esto, es necesario determinar el número de niveles de energía, tomando como base el número del período en el que se encuentra el elemento.
Luego, los niveles se dividen en subniveles, que se llenan de electrones según el principio de la mínima energía.
Puede comprobar la exactitud de su razonamiento mirando, por ejemplo, aquí.
Al componer la fórmula electrónica de un elemento químico, puede averiguar cuántos electrones y capas de electrones hay en un átomo en particular, así como el orden de su distribución entre las capas.
Primero, determinamos el número atómico del elemento según la tabla periódica, corresponde al número de electrones. El número de capas de electrones indica el número de período y el número de electrones en la última capa del átomo corresponde al número de grupo.
Una representación convencional de la distribución de electrones en una nube de electrones por niveles, subniveles y orbitales se llama fórmula electrónica del átomo.
Reglas basadas en|basadas en| cual|cual| maquillar|entregar| fórmulas electrónicas
1. Principio de energía mínima.: cuanto menos energía tiene el sistema, más estable es.
2. La regla de Klechkovsky: la distribución de electrones entre los niveles y subniveles de la nube de electrones se produce en orden creciente del valor de la suma de los números cuánticos principal y orbital (n + 1). En el caso de igualdad de valores (n + 1), primero se llena el subnivel que tiene el valor n menor.
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 Número de nivel n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 número cuántico
norte+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Serie Klechkovsky
1* - ver tabla No. 2.
3. la regla de hund: al llenar los orbitales de un subnivel, la ubicación de los electrones con espines paralelos corresponde al nivel de energía más bajo.
Recopilación|pases| fórmulas electrónicas
Serie potencial: 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
Serie Klechkovsky
Orden de llenado Electrónica 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 ..
(norte+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.
Fórmula electrónica 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Contenido informativo de fórmulas electrónicas.
1. La posición del elemento en el periódico|periódico| sistema.
2. Titulaciones posibles| oxidación del elemento.
3. Carácter químico del elemento.
4. Composición|almacén| y propiedades de las conexiones de elementos.
Posición del elemento en el período periódico.|periódico|El sistema de D.I.
A) número de período, en el que se ubica el elemento, corresponde al número de niveles en los que se ubican los electrones;
b) número de grupo, al que pertenece un elemento determinado, es igual a la suma de los electrones de valencia. Los electrones de valencia de los átomos de los elementos s y p son electrones del nivel exterior; para d – elementos estos son electrones del nivel exterior y el subnivel vacío del nivel anterior.
V) familia electronica determinado por el símbolo del subnivel al que llega el último electrón (s-, p-, d-, f-).
GRAMO) subgrupo determinado por pertenecer a la familia electrónica: los elementos s y p ocupan los subgrupos principales, y los elementos d son secundarios, los elementos f ocupan secciones separadas en la parte inferior de la tabla periódica (actínidos y lantánidos).
2. Posibles grados| oxidación de elementos.
Estado de oxidación es la carga que adquiere un átomo cuando cede o gana electrones.
Los átomos que donan electrones adquieren una carga positiva, que es igual al número de electrones cedidos (carga electrónica (-1)
Z mi 0 – ne Z mi + norte
El átomo que cedió electrones se convierte en catión(ion cargado positivo). El proceso de extraer un electrón de un átomo se llama proceso de ionización. La energía necesaria para llevar a cabo este proceso se llama energía de ionización ( Eión, eV).
Los primeros en separarse del átomo son los electrones del nivel exterior, que no tienen un par en el orbital: no están apareados. En presencia de orbitales libres dentro de un nivel, bajo la influencia de energía externa, los electrones que formaron pares en este nivel se desaparean y luego se separan todos juntos. El proceso de desemparejamiento, que se produce como resultado de la absorción de una porción de energía por uno de los electrones de un par y su transición a un subnivel superior, se llama proceso de excitación.
La mayor cantidad de electrones que puede donar un átomo es igual a la cantidad de electrones de valencia y corresponde al número del grupo en el que se ubica el elemento. La carga que adquiere un átomo después de perder todos sus electrones de valencia se llama estado de oxidación más altoátomo.
Después de la liberación|despido| nivel de valencia externo se convierte|se convierte| nivel cual|qué| valencia precedida. Este es un nivel completamente lleno de electrones, y por tanto|y por tanto| energéticamente estable.
Los átomos de elementos que tienen de 4 a 7 electrones en el nivel externo logran un estado energéticamente estable no solo donando electrones, sino también agregándolos. Como resultado, se forma un nivel (.ns 2 p 6), un estado estable de gas inerte.
El átomo al que se le han añadido electrones adquiere negativogradooxidación– carga negativa, que es igual al número de electrones aceptados.
Z mi 0 + ne Z mi - norte
El número de electrones que puede sumar un átomo es igual al número (8 –N|), donde N es el número del grupo en el que|cuál| elemento (o número de electrones de valencia) ubicado.
El proceso de añadir electrones a un átomo va acompañado de la liberación de energía, que se llama afinidad con el electrón (Esafinidad,eB).
