Todas las fórmulas de átomos electrónicos de la tabla periódica. Fórmulas electrónicas de átomos y diagramas.

Veamos cómo se construye un átomo. Ten en cuenta que hablaremos exclusivamente de modelos. En la práctica, los átomos tienen una estructura mucho más compleja. Pero gracias a los avances modernos, podemos explicar e incluso predecir con éxito propiedades (aunque no todas). Entonces ¿cuál es la estructura de un átomo? ¿De qué está hecho?

Modelo planetario del átomo.

Fue propuesto por primera vez por el físico danés N. Bohr en 1913. Esta es la primera teoría de la estructura atómica basada en hechos científicos. Además, sentó las bases para la terminología temática moderna. En él, las partículas de electrones producen movimientos rotacionales alrededor del átomo según el mismo principio que los planetas alrededor del Sol. Bohr sugirió que podrían existir exclusivamente en órbitas ubicadas a una distancia estrictamente definida del núcleo. El científico no pudo explicar desde un punto de vista científico por qué esto era así, pero este modelo fue confirmado por muchos experimentos. Se utilizaron números enteros para designar órbitas, comenzando con una, que se numeraba más cercana al núcleo. Todas estas órbitas también se llaman niveles. El átomo de hidrógeno tiene un solo nivel, en el que gira un electrón. Pero los átomos complejos también tienen niveles. Se dividen en componentes que combinan electrones con potencial energético similar. Entonces, el segundo ya tiene dos subniveles: 2s y 2p. El tercero ya tiene tres: 3s, 3p y 3d. Etcétera. Primero, se “pueblan” los subniveles más cercanos al núcleo y luego los distantes. Cada uno de ellos sólo puede contener una determinada cantidad de electrones. Pero, este no es el final. Cada subnivel se divide en orbitales. Hagamos una comparación con la vida ordinaria. La nube de electrones de un átomo es comparable a una ciudad. Los niveles son calles. Subnivel - una casa privada o un apartamento. Orbital - habitación. En cada uno de ellos “viven” uno o dos electrones. Todos tienen direcciones específicas. Este fue el primer diagrama de la estructura del átomo. Y, por último, sobre las direcciones de los electrones: están determinadas por conjuntos de números que se denominan “cuánticos”.

Modelo ondulatorio del átomo.

Pero con el tiempo, el modelo planetario fue revisado. Se propuso una segunda teoría de la estructura atómica. Es más avanzado y permite explicar los resultados de experimentos prácticos. El primero fue sustituido por el modelo ondulatorio del átomo, propuesto por E. Schrödinger. Entonces ya quedó establecido que un electrón puede manifestarse no solo como partícula, sino también como onda. ¿Qué hizo Schrödinger? Aplicó una ecuación que describe el movimiento de una onda en Por lo tanto, no se puede encontrar la trayectoria de un electrón en un átomo, sino la probabilidad de su detección en un punto determinado. Lo que une a ambas teorías es que las partículas elementales se ubican en niveles, subniveles y orbitales específicos. Aquí termina la similitud entre los modelos. Déjame darte un ejemplo: en la teoría ondulatoria, un orbital es una región donde se puede encontrar un electrón con una probabilidad del 95%. El resto del espacio ocupa el 5%. Pero al final resultó que las características estructurales de los átomos se representan mediante el modelo ondulatorio, a pesar de que la terminología utilizada es común.

El concepto de probabilidad en este caso.

¿Por qué se utilizó este término? Heisenberg formuló el principio de incertidumbre en 1927, que ahora se utiliza para describir el movimiento de las micropartículas. Se basa en su diferencia fundamental con los cuerpos físicos ordinarios. ¿Qué es? La mecánica clásica suponía que una persona puede observar los fenómenos sin influir en ellos (observación de cuerpos celestiales). A partir de los datos obtenidos, es posible calcular dónde estará el objeto en un momento determinado. Pero en el microcosmos las cosas son necesariamente diferentes. Así, por ejemplo, ahora no es posible observar un electrón sin influir en él debido a que las energías del instrumento y de la partícula son incomparables. Esto hace que su ubicación cambie. partícula elemental, estado, dirección, velocidad de movimiento y otros parámetros. Y no tiene sentido hablar de características exactas. El propio principio de incertidumbre nos dice que es imposible calcular la trayectoria exacta de un electrón alrededor del núcleo. Sólo se puede indicar la probabilidad de encontrar una partícula en una determinada zona del espacio. Ésta es la peculiaridad de la estructura de los átomos de los elementos químicos. Pero esto debería ser tenido en cuenta exclusivamente por los científicos en experimentos prácticos.

composición atómica

Pero concentrémonos en todo el tema. Entonces, además de la bien formada capa de electrones, el segundo componente del átomo es el núcleo. Está formado por protones cargados positivamente y neutrones neutros. Todos conocemos la tabla periódica. El número de cada elemento corresponde al número de protones que contiene. El número de neutrones es igual a la diferencia entre la masa de un átomo y su número de protones. Puede haber desviaciones de esta regla. Luego dicen que está presente un isótopo del elemento. La estructura de un átomo es tal que está “rodeado” de capa electrónica. normalmente es igual al número de protones. La masa de este último es aproximadamente 1840 veces mayor que la del primero y aproximadamente igual al peso del neutrón. El radio del núcleo es aproximadamente 1/200.000 del diámetro del átomo. Él mismo tiene una forma esférica. Ésta, en general, es la estructura de los átomos de los elementos químicos. A pesar de la diferencia en masa y propiedades, parecen aproximadamente iguales.

Órbitas

Cuando se habla de qué es un diagrama de estructura atómica, no se puede permanecer en silencio al respecto. Entonces, existen estos tipos:

1. s. Tienen forma esférica.
2. pag. Parecen ochos tridimensionales o un huso.
3. d y f. Tienen una forma compleja que es difícil de describir en lenguaje formal.

Un electrón de cada tipo se puede encontrar con un 95% de probabilidad en el orbital correspondiente. La información presentada debe ser tratada con calma, ya que es más bien abstracta. modelo matemático, en lugar de la realidad física de la situación. Pero con todo esto, tiene un buen poder predictivo respecto a las propiedades químicas de los átomos e incluso de las moléculas. Cuanto más lejos esté un nivel del núcleo, más electrones se podrán colocar en él. Por tanto, el número de orbitales se puede calcular mediante una fórmula especial: x 2. Aquí x es igual al número de niveles. Y como en un orbital se pueden colocar hasta dos electrones, en última instancia la fórmula para su búsqueda numérica será la siguiente: 2x 2.

Órbitas: datos técnicos

Si hablamos de la estructura del átomo de flúor, este tendrá tres orbitales. Todos estarán llenos. La energía de los orbitales dentro de un subnivel es la misma. Para designarlos, agregue el número de capa: 2s, 4p, 6d. Volvamos a la conversación sobre la estructura del átomo de flúor. Tendrá dos subniveles s y uno p. Tiene nueve protones y la misma cantidad de electrones. El primero nivel s. Son dos electrones. Luego el segundo nivel s. Dos electrones más. Y 5 llena el nivel p. Esta es su estructura. Después de leer el siguiente subtítulo, usted mismo puede realizar los pasos necesarios y asegurarse de ello. Si hablamos de a qué flúor también pertenece, cabe destacar que, aunque pertenecen al mismo grupo, son completamente diferentes en sus características. Así, su punto de ebullición oscila entre -188 y 309 grados centígrados. Entonces, ¿por qué estaban unidos? Todo gracias propiedades químicas. Todos los halógenos, y en mayor medida el flúor, tienen la mayor capacidad oxidante. Reaccionan con los metales y pueden encenderse espontáneamente a temperatura ambiente sin problemas.

¿Cómo se llenan las órbitas?

¿Según qué reglas y principios se organizan los electrones? Le sugerimos que se familiarice con los tres principales, cuya redacción se ha simplificado para una mejor comprensión:

1. Principio de mínima energía. Los electrones tienden a llenar orbitales en orden creciente de energía.
2. El principio de Pauli. Un orbital no puede contener más de dos electrones.
3. La regla de Hund. Dentro de un subnivel, los electrones primero llenan orbitales vacíos y solo luego forman pares.

La estructura del átomo ayudará a completarlo y en este caso será más comprensible en términos de imagen. Por lo tanto, cuando se trabaja prácticamente con la construcción de diagramas de circuitos, es necesario tenerlo a mano.

Ejemplo

Para resumir todo lo dicho en el marco del artículo, se puede hacer una muestra de cómo se distribuyen los electrones de un átomo entre sus niveles, subniveles y orbitales (es decir, cuál es la configuración de niveles). Puede representarse como una fórmula, un diagrama de energía o un diagrama de capas. Aquí hay muy buenas ilustraciones que, tras un examen cuidadoso, ayudan a comprender la estructura del átomo. Entonces, el primer nivel se completa primero. Tiene un solo subnivel, en el que solo hay un orbital. Todos los niveles se llenan secuencialmente, comenzando por el más pequeño. Primero, dentro de un subnivel, se coloca un electrón en cada orbital. Luego se crean parejas. Y si hay libres, se cambia a otro tema de llenado. Y ahora puedes descubrir por ti mismo cuál es la estructura del átomo de nitrógeno o flúor (que se consideró anteriormente). Puede que al principio te resulte un poco difícil, pero puedes utilizar las imágenes como guía. Para mayor claridad, veamos la estructura del átomo de nitrógeno. Tiene 7 protones (junto con los neutrones que forman el núcleo) y la misma cantidad de electrones (que forman la capa de electrones). El primer nivel s se completa primero. Tiene 2 electrones. Luego viene el segundo nivel s. También tiene 2 electrones. Y los otros tres se sitúan en el nivel p, donde cada uno de ellos ocupa un orbital.

Conclusión

Como puede ver, la estructura del átomo no es un tema tan difícil (si lo aborda desde la perspectiva de un curso escolar de química, por supuesto). Y entender este tema no es difícil. Finalmente, me gustaría hablarles sobre algunas características. Por ejemplo, hablando de la estructura del átomo de oxígeno, sabemos que tiene ocho protones y entre 8 y 10 neutrones. Y como en la naturaleza todo tiende a equilibrarse, dos átomos de oxígeno forman una molécula, donde dos electrones desapareados forman un enlace covalente. Otra molécula de oxígeno estable, el ozono (O 3), se forma de forma similar. Conociendo la estructura del átomo de oxígeno, se pueden elaborar correctamente fórmulas para reacciones oxidativas en las que participa la sustancia más común en la Tierra.

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 aumento número de serie)

• 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),
• aumenta la electronegatividad
• 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 tabla periódica 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; dibujar un diagrama de la estructura, Configuración electrónicaátomo, ion y, a la inversa, determinar la posición del elemento químico en PSHE; 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 en este caso: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Esto 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.

Configuración electrónica de un átomo. es una fórmula que muestra la disposición de los electrones en un átomo por niveles y subniveles. Después de estudiar el artículo, aprenderá dónde y cómo se encuentran los electrones, se familiarizará con los números cuánticos y podrá construir la configuración electrónica de un átomo según su número; al final del artículo hay una tabla de elementos;

¿Por qué estudiar la configuración electrónica de los elementos?

Los átomos son como un conjunto de construcción: hay un cierto número de partes, se diferencian entre sí, pero dos partes del mismo tipo son absolutamente iguales. Pero este set de construcción es mucho más interesante que el de plástico y he aquí por qué. La configuración cambia según quién esté cerca. Por ejemplo, el oxígeno junto al hidrógeno. Tal vez se convierte en agua, cuando está cerca del sodio se convierte en gas y cuando está cerca del hierro se convierte completamente en óxido. Para responder a la pregunta de por qué sucede esto y predecir el comportamiento de un átomo junto a otro, es necesario estudiar la configuración electrónica, que se comentará a continuación.

¿Cuántos electrones hay en un átomo?

Un átomo está formado por un núcleo y electrones que giran a su alrededor; el núcleo está formado por protones y neutrones. En el estado neutro, cada átomo tiene un número de electrones igual al número de protones en su núcleo. El número de protones está indicado por el número atómico del elemento; por ejemplo, el azufre tiene 16 protones, el elemento número 16 de la tabla periódica. El oro tiene 79 protones, el elemento número 79 de la tabla periódica. En consecuencia, el azufre tiene 16 electrones en estado neutro y el oro tiene 79 electrones.

¿Dónde buscar un electrón?

Al observar el comportamiento del electrón se derivaron ciertos patrones que se describen mediante números cuánticos, son cuatro en total:

• Número cuántico principal
• Número cuántico orbital
• Número cuántico magnético
• Número cuántico de espín

Orbital

Además, en lugar de la palabra órbita, usaremos el término “orbital”; un orbital es la función de onda de un electrón, es decir, la región en la que el electrón pasa el 90% de su tiempo;

norte - nivel
L - concha
M l - número de orbital
M s - primer o segundo electrón en el orbital

Número cuántico orbital l

Como resultado del estudio de la nube de electrones, se encontró que dependiendo de nivel de energía, la nube adopta cuatro formas básicas: una pelota, una mancuerna y otras dos más complejas. En orden de energía creciente, estas formas se denominan capas s, p, d y f. Cada una de estas capas puede tener 1 (en s), 3 (en p), 5 (en d) y 7 (en f) orbitales. El número cuántico orbital es la capa en la que se encuentran los orbitales. El número cuántico orbital para los orbitales s,p,d y f toma los valores 0,1,2 o 3, respectivamente.

Hay un orbital en la capa s (L=0): dos electrones.
Hay tres orbitales en la capa p (L=1): seis electrones.
Hay cinco orbitales en la capa d (L=2): diez electrones.
Hay siete orbitales en la capa f (L=3): catorce electrones.

Número cuántico magnético m l

Hay tres orbitales en la capa p, están designados por números de -L a +L, es decir, para la capa p (L=1) hay orbitales “-1”, “0” y “1” . El número cuántico magnético se indica con la letra m l.

Dentro de la capa, es más fácil que los electrones se ubiquen en diferentes orbitales, por lo que los primeros electrones llenan uno en cada orbital, y luego se agrega un par de electrones a cada uno.

Considere el d-shell:
La capa d corresponde al valor L=2, es decir, cinco orbitales (-2,-1,0,1 y 2), los primeros cinco electrones llenan la capa tomando los valores M l =-2, M l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.

Número cuántico de espín m s

El espín es la dirección de rotación de un electrón alrededor de su eje, hay dos direcciones, por lo que el número cuántico de espín tiene dos valores: +1/2 y -1/2. Un subnivel de energía sólo puede contener dos electrones con espines opuestos. El número cuántico de espín se denota como m s

Número cuántico principal n

El número cuántico principal es el nivel de energía en este momento siete son conocidos niveles de energía, cada uno está designado por un número arábigo: 1,2,3,...7. El número de proyectiles en cada nivel es igual al número de nivel: hay un proyectil en el primer nivel, dos en el segundo, etc.

número de electrones

Entonces, cualquier electrón puede describirse mediante cuatro números cuánticos, la combinación de estos números es única para cada posición del electrón, tome el primer electrón, el nivel de energía más bajo es N = 1, en el primer nivel hay una capa, la El primer caparazón en cualquier nivel tiene la forma de una bola (s -cáscara), es decir. L=0, el número cuántico magnético sólo puede tomar un valor, M l =0 y el espín será igual a +1/2. Si tomamos el quinto electrón (en cualquier átomo que sea), entonces sus principales números cuánticos serán: N=2, L=1, M=-1, espín 1/2.

Está escrito en forma de las llamadas fórmulas electrónicas. En fórmulas electrónicas, las letras s, p, d, f denotan los subniveles de energía de los electrones; Los números delante de las letras indican el nivel de energía en el que se encuentra un electrón determinado, y el índice en la parte superior derecha es el número de electrones en un subnivel determinado. Para componer la fórmula electrónica de un átomo de cualquier elemento, basta con conocer el número de este elemento en la tabla periódica y seguir los principios básicos que rigen la distribución de electrones en el átomo.

La estructura de la capa electrónica de un átomo también se puede representar mediante un diagrama de la disposición de los electrones en las células de energía.

Para los átomos de hierro, este esquema tiene la siguiente forma:

Este diagrama muestra claramente la implementación de la regla de Hund. En el subnivel 3d, el número máximo de celdas (cuatro) está lleno de electrones desapareados. La imagen de la estructura de la capa de electrones en un átomo en forma de fórmulas electrónicas y en forma de diagramas no refleja claramente las propiedades ondulatorias del electrón.

La redacción de la ley periódica modificada SÍ. Mendeleev : propiedades cuerpos simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de elementos dependen periódicamente de la magnitud de los pesos atómicos de los elementos.

Formulación moderna de la Ley Periódica: las propiedades de los elementos, así como las formas y propiedades de sus compuestos, dependen periódicamente de la magnitud de la carga del núcleo de sus átomos.

Por tanto, la carga positiva del núcleo (en lugar de la masa atómica) resultó ser un argumento más preciso del que dependen las propiedades de los elementos y sus compuestos.

Valencia- Este es el número de enlaces químicos mediante los cuales un átomo está conectado a otro.
Las capacidades de valencia de un átomo están determinadas por la cantidad de electrones desapareados y la presencia de orbitales atómicos libres en el nivel exterior. La estructura de los niveles de energía externos de los átomos de los elementos químicos determina principalmente las propiedades de sus átomos. Por lo tanto, estos niveles se denominan niveles de valencia. Los electrones de estos niveles, y en ocasiones de los niveles preexternos, pueden participar en la formación de enlaces químicos. Estos electrones también se denominan electrones de valencia.

valencia estequiométrica elemento químico - este es el número de equivalentes que un átomo dado puede unirse a sí mismo, o el número de equivalentes en un átomo.

Los equivalentes están determinados por el número de átomos de hidrógeno unidos o sustituidos, por lo que la valencia estequiométrica es igual al número de átomos de hidrógeno con los que interactúa un átomo determinado. Pero no todos los elementos interactúan libremente, sino que casi todos interactúan con el oxígeno, por lo que la valencia estequiométrica se puede definir como el doble del número de átomos de oxígeno unidos.

Por ejemplo, la valencia estequiométrica del azufre en el sulfuro de hidrógeno H 2 S es 2, en el óxido SO 2 - 4, en el óxido SO 3 -6.

Al determinar la valencia estequiométrica de un elemento utilizando la fórmula de un compuesto binario, uno debe guiarse por la regla: la valencia total de todos los átomos de un elemento debe ser igual a la valencia total de todos los átomos de otro elemento.

Estado de oxidación También caracteriza la composición de una sustancia y es igual a la valencia estequiométrica con un signo más (para un metal o un elemento más electropositivo en la molécula) o menos.

1. En sustancias simples, el estado de oxidación de los elementos es cero.

2. El estado de oxidación del flúor en todos los compuestos es -1. El resto de halógenos (cloro, bromo, yodo) con metales, hidrógeno y otros elementos más electropositivos también tienen un estado de oxidación -1, pero en compuestos con elementos más electronegativos tienen estados de oxidación positivos.

3. El oxígeno en los compuestos tiene un estado de oxidación de -2; las excepciones son el peróxido de hidrógeno H 2 O 2 y sus derivados (Na 2 O 2, BaO 2, etc., en los que el oxígeno tiene un estado de oxidación de -1, así como el fluoruro de oxígeno OF 2, en el que el estado de oxidación del oxígeno es +2.

4. elementos alcalinos(Li, Na, K, etc.) y los elementos del subgrupo principal del segundo grupo de la tabla periódica (Be, Mg, Ca, etc.) siempre tienen un estado de oxidación igual al número del grupo, es decir, +1. y +2, respectivamente.

5. Todos los elementos del tercer grupo, excepto el talio, tienen un estado de oxidación constante igual al número del grupo, es decir. +3.

6. El estado de oxidación más alto de un elemento es igual al número de grupo de la tabla periódica, y el más bajo es la diferencia: el número de grupo es 8. Por ejemplo, el estado de oxidación más alto del nitrógeno (se ubica en el quinto grupo) es +5 (en ácido nítrico y sus sales), y el más bajo es igual a -3 (en amoníaco y sales de amonio).

7. Los estados de oxidación de los elementos de un compuesto se cancelan entre sí de modo que su suma para todos los átomos en una molécula o unidad fórmula neutra es cero, y para un ion su carga.

Estas reglas se pueden utilizar para determinar el estado de oxidación desconocido de un elemento en un compuesto si se conocen los estados de oxidación de los demás, y para construir fórmulas para compuestos multielementos.

Estado de oxidación (número de oxidación) — un valor convencional auxiliar para registrar los procesos de oxidación, reducción y reacciones redox.

Concepto estado de oxidación utilizado a menudo en química Inorgánica en lugar del concepto valencia. El estado de oxidación de un átomo es igual al valor numérico. carga eléctrica, asignado a un átomo bajo el supuesto de que los pares de electrones de enlace están completamente sesgados hacia átomos más electronegativos (es decir, bajo el supuesto de que el compuesto consta únicamente de iones).

El número de oxidación corresponde al número de electrones que se deben agregar a un ion positivo para reducirlo a un átomo neutro, o restarle a un ion negativo para oxidarlo a un átomo neutro:

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

Las propiedades de los elementos, dependiendo de la estructura de la capa electrónica del átomo, varían según los períodos y grupos del sistema periódico. Dado que en una serie de elementos analógicos las estructuras electrónicas solo son similares, pero no idénticas, al pasar de un elemento del grupo a otro, no se observa para ellos una simple repetición de propiedades, sino su cambio natural más o menos claramente expresado. .

La naturaleza química de un elemento está determinada por la capacidad de su átomo de perder o ganar electrones. Esta capacidad se cuantifica mediante los valores de las energías de ionización y las afinidades electrónicas.

Energía de ionización (E y) se llama la cantidad mínima de energía requerida para la separación y eliminación completa electrón de un átomo en fase gaseosa en T = 0

K sin transferir energía cinética al electrón liberado con la transformación del átomo en un ion cargado positivamente: E + Ei = E+ + e-. La energía de ionización es una cantidad positiva y tiene valores más pequeños para átomos de metales alcalinos y el más grande para átomos de gases nobles (inertes).

Afinidad electrónica (Ee) es la energía liberada o absorbida cuando se agrega un electrón a un átomo en la fase gaseosa en T = 0

K con la transformación de un átomo en un ion cargado negativamente sin transferir energía cinética a la partícula:

mi + mi- = mi- + mi.

Los halógenos, especialmente el flúor, tienen la máxima afinidad electrónica (Ee = -328 kJ/mol).

Los valores de Ei y Ee se expresan en kilojulios por mol (kJ/mol) o en electronvoltios por átomo (eV).

La capacidad de un átomo enlazado para desplazar los electrones de los enlaces químicos hacia sí mismo, aumentando la densidad electrónica a su alrededor, se llama electronegatividad.

Este concepto fue introducido en la ciencia por L. Pauling. Electronegatividaddenotado por el símbolo ÷ y caracteriza la tendencia de un átomo dado a agregar electrones cuando forma un enlace químico.

Según R. Maliken, la electronegatividad de un átomo se estima por la mitad de la suma de las energías de ionización y las afinidades electrónicas de los átomos libres = (Ee + Ei)/2

En periodos hay La tendencia general la energía de ionización y la electronegatividad aumentan al aumentar la carga del núcleo atómico en los grupos, estos valores disminuyen al aumentar el número atómico del elemento.

Cabe destacar que a un elemento no se le puede asignar un valor de electronegatividad constante, ya que depende de muchos factores, en particular del estado de valencia del elemento, el tipo de compuesto en el que está incluido y el número y tipo de átomos vecinos. .

Radios atómicos e iónicos.. Los tamaños de los átomos y los iones están determinados por los tamaños de la capa de electrones. Según los conceptos de la mecánica cuántica, la capa de electrones no tiene límites estrictamente definidos. Por lo tanto, el radio de un átomo o ion libre se puede tomar como distancia teóricamente calculada desde el núcleo hasta la posición del máximo principal de la densidad de las nubes de electrones exteriores. Esta distancia se llama radio orbital. En la práctica, se suelen utilizar los radios de átomos e iones en compuestos, calculados a partir de datos experimentales. En este caso, se distinguen los radios de átomos covalentes y metálicos.

La dependencia de los radios atómicos e iónicos de la carga del núcleo del átomo de un elemento es de naturaleza periódica.. En los periodos, a medida que aumenta el número atómico, los radios tienden a disminuir. La mayor disminución es típica de elementos de períodos cortos, ya que su nivel electrónico exterior está lleno. En períodos largos en las familias de elementos D y F, este cambio es menos brusco, ya que en ellos el llenado de electrones se produce en la capa preexterna. En los subgrupos, los radios de átomos e iones del mismo tipo generalmente aumentan.

La tabla periódica de elementos es un claro ejemplo de la manifestación varios tipos periodicidad en las propiedades de los elementos, que se observa horizontalmente (en un período de izquierda a derecha), verticalmente (en un grupo, por ejemplo, de arriba a abajo), diagonalmente, es decir. alguna propiedad del átomo aumenta o disminuye, pero la periodicidad permanece.

En el periodo de izquierda a derecha (→) aumentan los oxidativos y no oxidativos. propiedades metalicas elementos, y las propiedades reductoras y metálicas disminuyen. Así, de todos los elementos del período 3, el sodio será el metal más activo y el agente reductor más fuerte, y el cloro será el agente oxidante más potente.

Enlace químico- Esta es la conexión mutua de los átomos en una molécula, o red cristalina, como resultado de la acción de fuerzas eléctricas de atracción entre los átomos.

Esta es la interacción de todos los electrones y todos los núcleos, que conduce a la formación de un sistema poliatómico estable (radical, ion molecular, molécula, cristal).

El enlace químico se realiza mediante electrones de valencia. Según los conceptos modernos, un enlace químico es de naturaleza electrónica, pero se realiza de diferentes formas. Por tanto, existen tres tipos principales de enlaces químicos: covalente, iónico, metálico.Surge entre moléculas enlace de hidrógeno, y sucede Interacciones de van der Waals.

Las principales características de un enlace químico incluyen:

- longitud de conexión - Esta es la distancia internuclear entre átomos unidos químicamente.

Depende de la naturaleza de los átomos que interactúan y de la multiplicidad del enlace. A medida que aumenta la multiplicidad, la longitud del enlace disminuye y, en consecuencia, aumenta su fuerza;

- la multiplicidad del enlace está determinada por el número de pares de electrones que conectan dos átomos. A medida que aumenta la multiplicidad, aumenta la energía de enlace;

- ángulo de conexión- el ángulo entre líneas rectas imaginarias que pasan por los núcleos de dos átomos vecinos químicamente interconectados;

Energía de enlace E SV - es la energía que se libera durante la formación de un enlace determinado y que se gasta en su ruptura, kJ/mol.

Enlace covalente - Enlace químico formado al compartir un par de electrones entre dos átomos.

La explicación del enlace químico mediante la aparición de pares de electrones compartidos entre átomos formó la base de la teoría de valencia del espín, cuya herramienta es método del enlace de valencia (MVS) , descubierto por Lewis en 1916. Para una descripción de la mecánica cuántica de los enlaces químicos y la estructura de las moléculas, se utiliza otro método: método de orbitales moleculares (MMO) .

Método del enlace de valencia

Principios básicos de la formación de enlaces químicos utilizando MBC:

1. Un enlace químico está formado por electrones de valencia (desparejados).

2. Los electrones con espines antiparalelos que pertenecen a dos átomos diferentes se vuelven comunes.

3. Se forma un enlace químico sólo si, cuando dos o más átomos se acercan, la energía total del sistema disminuye.

4. Las principales fuerzas que actúan en una molécula son de origen eléctrico, de Coulomb.

5. Cuanto más fuerte es la conexión, más se superponen las nubes de electrones que interactúan.

Existen dos mecanismos para la formación de enlaces covalentes:

Mecanismo de intercambio. Un enlace se forma al compartir los electrones de valencia de dos átomos neutros. Cada átomo aporta un electrón desapareado al total. par de electrones:

Arroz. 7. Mecanismo de intercambio para la formación de enlaces covalentes: A- no polar; b- polares

Mecanismo donante-aceptor. Un átomo (donante) proporciona un par de electrones y el otro átomo (aceptor) proporciona un orbital vacío para ese par.

conexiones, educado según el mecanismo donante-aceptor, pertenecen a compuestos complejos

Arroz. 8. Mecanismo donante-aceptor de formación de enlaces covalentes

Un enlace covalente tiene ciertas características.

Saturabilidad - propiedad de los átomos de formar un número estrictamente definido de enlaces covalentes. Debido a la saturación de los enlaces, las moléculas tienen una determinada composición.

Directividad - t . e. la conexión se forma en la dirección de máxima superposición de las nubes de electrones. . Con respecto a la línea que conecta los centros de los átomos que forman el enlace, se distinguen: σ y π (Fig. 9): enlace σ: se forma superponiendo AO a lo largo de la línea que conecta los centros de los átomos que interactúan; Un enlace π es un enlace que se produce en la dirección de un eje perpendicular a la línea recta que conecta los núcleos de un átomo. La dirección del enlace determina la estructura espacial de las moléculas, es decir, su forma geométrica. Hibridación - es un cambio en la forma de algunos orbitales al formar un enlace covalente para lograr un solapamiento orbital más eficiente. El enlace químico formado con la participación de electrones de orbitales híbridos es más fuerte que el enlace con la participación de electrones de orbitales s y p no híbridos, ya que se produce una mayor superposición. Se distinguen los siguientes tipos de hibridación (Fig.10, Tabla 31): hibridación sp - un orbital s y un orbital p se convierten en dos orbitales “híbridos” idénticos, el ángulo entre sus ejes es de 180°. Las moléculas en las que se produce la hibridación sp tienen una geometría lineal (BeCl 2).

hibridación sp 2- un orbital s y dos orbitales p se convierten en tres orbitales “híbridos” idénticos, el ángulo entre sus ejes es de 120°. Las moléculas en las que se produce la hibridación sp 2 tienen una geometría plana (BF 3, AlCl 3).

episodio 3-hibridación- un orbital s y tres orbitales p se transforman en cuatro orbitales “híbridos” idénticos, cuyo ángulo entre sus ejes es de 109°28". Las moléculas en las que se produce la hibridación sp 3 tienen una geometría tetraédrica (CH 4 , NH3).

Arroz. 10. Tipos de hibridación de orbitales de valencia: a-sp-hibridación de orbitales de valencia; b - sp 2 - hibridación de orbitales de valencia; V - sp 3-hibridación de orbitales de valencia.

Cualquier sustancia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos . Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento químico que conserva todas sus propiedades características. Para imaginar el tamaño de un átomo, basta decir que si pudieran colocarse cerca unos de otros, entonces un millón de átomos ocuparían una distancia de sólo 0,1 mm.

Un mayor desarrollo de la ciencia de la estructura de la materia demostró que el átomo también tiene una estructura compleja y está formado por electrones y protones. Así surgió la teoría electrónica de la estructura de la materia.

En la antigüedad se descubrió que existen dos tipos de electricidad: positiva y negativa. La cantidad de electricidad contenida en el cuerpo pasó a denominarse carga. Dependiendo del tipo de electricidad que posea un cuerpo, la carga puede ser positiva o negativa.

También se estableció experimentalmente que las cargas iguales se repelen y las diferentes se atraen.

Consideremos estructura electrónica del átomo. Los átomos están formados por partículas aún más pequeñas que ellos, llamadas electrones.

DEFINICIÓN:Un electrón es la partícula más pequeña de materia que tiene la carga eléctrica negativa más pequeña.

Los electrones orbitan alrededor de un núcleo central que consta de uno o más protones Y neutrones, en órbitas concéntricas. Los electrones son partículas cargadas negativamente, los protones son positivos y los neutrones son neutros (Figura 1.1).

DEFINICIÓN:Un protón es la partícula más pequeña de materia que tiene la carga eléctrica positiva más pequeña.

La existencia de electrones y protones está fuera de toda duda. Los científicos no sólo determinaron la masa, la carga y el tamaño de los electrones y protones, sino que incluso los hicieron funcionar en diversos dispositivos de ingeniería eléctrica y radioeléctrica.

También se descubrió que la masa de un electrón depende de la velocidad de su movimiento y que el electrón no solo avanza en el espacio, sino que también gira alrededor de su eje.

El más simple en estructura es el átomo de hidrógeno (Fig. 1.1). Consiste en un núcleo de protones y un electrón que gira a gran velocidad alrededor del núcleo, formando la capa exterior (órbita) del átomo. Los átomos más complejos tienen varias capas a través de las cuales giran los electrones.

Estas capas se llenan de electrones secuencialmente desde el núcleo (Figura 1.2).

Ahora veámoslo . La capa más externa se llama valencia, y el número de electrones que contiene se llama valencia. Cuanto más lejos del núcleo esté cáscara de valencia, por lo tanto, menor fuerza de atracción experimenta cada electrón de valencia desde el núcleo. Así, el átomo aumenta la capacidad de unir electrones a sí mismo en caso de que la capa de valencia no esté llena y esté ubicada lejos del núcleo, o de perderlos.
Los electrones de la capa exterior pueden recibir energía. Si los electrones de la capa de valencia reciben nivel requerido energía de Fuerzas externas, pueden separarse de él y abandonar el átomo, es decir, convertirse en electrones libres. Los electrones libres pueden moverse aleatoriamente de un átomo a otro. Aquellos materiales que contienen una gran cantidad de electrones libres se llaman conductores .

Aisladores , es lo opuesto a los conductores. Impiden el paso de la corriente eléctrica. Los aislantes son estables porque los electrones de valencia de algunos átomos llenan las capas de valencia de otros átomos, uniéndolos. Esto evita la formación de electrones libres.
Ocupa una posición intermedia entre aisladores y conductores. semiconductores , pero hablaremos de ellos más tarde
Consideremos propiedades del atomo. Un átomo que tiene la misma cantidad de electrones y protones es eléctricamente neutro. Un átomo que gana uno o más electrones queda cargado negativamente y se llama ion negativo. Si un átomo pierde uno o más electrones, se convierte en un ion positivo, es decir, queda cargado positivamente.