Rozmieszczenie elektronów na powłokach lub poziomach energetycznych zapisuje się za pomocą wzorów elektronicznych pierwiastków chemicznych. Formuły lub konfiguracje elektroniczne pomagają przedstawić strukturę atomową pierwiastka.
Struktura atomowa
Atomy wszystkich pierwiastków składają się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanych elektronów, które są rozmieszczone wokół jądra.
Elektrony znajdują się na różnych poziomach energii. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym większą ma energię. Wielkość poziomu energii zależy od wielkości orbity atomowej lub chmury orbitalnej. Jest to przestrzeń, w której porusza się elektron.
Ryż. 1. Ogólna struktura atom.
Orbitale mogą mieć różne konfiguracje geometryczne:
- s-orbitale- kulisty;
- Orbitale p, d i f- w kształcie hantli, leżących w różnych płaszczyznach.
Na pierwszym poziomie energetycznym dowolnego atomu zawsze znajduje się orbital s z dwoma elektronami (wyjątkiem jest wodór). Zaczynając od drugiego poziomu, orbitale s i p znajdują się na tym samym poziomie.
Ryż. 2. Orbitale s, p, d i f.
Orbitale istnieją niezależnie od obecności w nich elektronów i mogą być wypełnione lub puste.
Pisanie formuły
Konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków chemicznych zapisuje się według następujących zasad:
- każdy poziom energii odpowiada numer seryjny, oznaczone cyfrą arabską;
- po liczbie następuje litera wskazująca orbital;
- Nad literą znajduje się indeks górny, odpowiadający liczbie elektronów na orbicie.
Przykłady nagrań:
- wapń -
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;
- tlen -
1s 2 2s 2 2p 4 ;
- węgiel -
1s 2 2s 2 2p 2 .
Układ okresowy pomaga zapisać wzór elektroniczny. Liczba poziomów energii odpowiada numerowi okresu. Ładunek atomu i liczba elektronów jest wskazywana przez liczbę atomową pierwiastka. Numer grupy wskazuje, ile elektronów walencyjnych znajduje się na poziomie zewnętrznym.
Weźmy na przykład Na. Sód znajduje się w pierwszej grupie, w trzecim okresie, pod numerem 11. Oznacza to, że atom sodu ma dodatnio naładowane jądro (zawiera 11 protonów), wokół którego rozmieszczonych jest 11 elektronów na trzech poziomach energetycznych. Na poziomie zewnętrznym znajduje się jeden elektron.
Pamiętajmy, że to pierwsze poziom energii zawiera orbital s z dwoma elektronami, a drugi zawiera orbitale s i p. Pozostaje tylko wypełnić poziomy i uzyskać pełny zapis:
11 Na) 2) 8) 1 lub 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .
Dla wygody stworzono specjalne tabele z elektronicznymi wzorami pierwiastka. Długo układ okresowy formuły są również wskazane w każdej komórce elementu.
Ryż. 3. Tabela wzorów elektronicznych.
Dla zwięzłości elementy zapisane w nawiasach kwadratowych to formuła elektroniczna co pokrywa się z początkiem formuły elementu. Na przykład elektroniczny wzór magnezu to 3s 2, neon to 1s 2 2s 2 2p 6. Stąd, pełna formuła magnez - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. Łączna liczba otrzymanych ocen: 195.
Z chemikaliów zbudowany jest otaczający nas świat.
Właściwości każdej substancji chemicznej dzielą się na dwa typy: chemiczne, które charakteryzują jej zdolność do tworzenia innych substancji, oraz fizyczne, które są obiektywnie obserwowane i można je rozpatrywać w oderwaniu od przemian chemicznych. Na przykład właściwości fizyczne substancji to stan skupienia (stały, ciekły lub gazowy), przewodność cieplna, pojemność cieplna, rozpuszczalność w różnych mediach (woda, alkohol itp.), Gęstość, kolor, smak itp.
Transformacje niektórych chemikalia w innych substancjach nazywane są zjawiskami chemicznymi lub reakcjami chemicznymi. Należy zauważyć, że istnieją również zjawiska fizyczne, którym w oczywisty sposób towarzyszą zmiany właściwości fizyczne substancji bez ich przekształcania w inne substancje. Zjawiska fizyczne obejmują na przykład topnienie lodu, zamarzanie lub parowanie wody itp.
O tym, że w dowolnym procesie zachodzi zjawisko chemiczne, można stwierdzić na podstawie obserwacji cechy charakterystyczne reakcje chemiczne, takie jak zmiana koloru, sedymentacja, wydzielanie gazu, ciepło i/lub światło.
Na przykład wniosek na temat wystąpienia reakcji chemicznych można wyciągnąć, obserwując:
Tworzenie się osadu podczas gotowania wody, zwanego w życiu codziennym kamieniem;
Uwalnianie ciepła i światła podczas spalania ognia;
Zmiana koloru kawałka świeżego jabłka w powietrzu;
Tworzenie się pęcherzyków gazu podczas fermentacji ciasta itp.
Najmniejsze cząsteczki substancji, które podczas reakcji chemicznych praktycznie nie ulegają zmianom, a jedynie łączą się ze sobą w nowy sposób, nazywane są atomami.
Sama idea istnienia takich jednostek materii zrodziła się ponownie starożytna Grecja w umysłach starożytnych filozofów, co właściwie wyjaśnia pochodzenie terminu „atom”, gdyż „atomos” w dosłownym tłumaczeniu z języka greckiego oznacza „niepodzielny”.
Jednak wbrew poglądom starożytnych filozofów greckich atomy nie stanowią absolutnego minimum materii, tj. same w sobie mają złożoną strukturę.
Każdy atom składa się z tzw. cząstek subatomowych – protonów, neutronów i elektronów, oznaczonych odpowiednio symbolami p+, no i e –. Indeks górny w zastosowanym zapisie wskazuje, że proton ma jednostkowy ładunek dodatni, elektron ma jednostkowy ładunek ujemny, a neutron nie ma ładunku.
Jeśli chodzi o strukturę jakościową atomu, w każdym atomie wszystkie protony i neutrony skupiają się w tak zwanym jądrze, wokół którego elektrony tworzą powłokę elektronową.
Proton i neutron mają prawie takie same masy, tj. m p ≈ m n, a masa elektronu jest prawie 2000 razy mniejsza od masy każdego z nich, tj. m p /m mi ≈ m n /m mi ≈ 2000.
Ponieważ podstawową właściwością atomu jest jego obojętność elektryczna, a ładunek jednego elektronu jest równy ładunkowi jednego protonu, z tego możemy wywnioskować, że liczba elektronów w dowolnym atomie jest równa liczbie protonów.
Na przykład poniższa tabela pokazuje możliwy skład atomów:
Rodzaj atomów o tym samym ładunku jądrowym, tj. pierwiastkiem chemicznym, który ma tę samą liczbę protonów w jądrze. Zatem z powyższej tabeli możemy wywnioskować, że atom1 i atom2 należą do jednego pierwiastka chemicznego, a atom3 i atom4 należą do innego pierwiastka chemicznego.
Każdy pierwiastek chemiczny ma swoją nazwę i indywidualny symbol, który jest odczytywany w określony sposób. Na przykład najprostszy pierwiastek chemiczny, którego atomy zawierają tylko jeden proton w jądrze, nazywany jest „wodorem” i jest oznaczony symbolem „H”, który czyta się jako „popiół”, oraz pierwiastek chemiczny o ładunek jądrowy +7 (tj. zawierający 7 protonów) - „azot”, ma symbol „N”, który czyta się jako „en”.
Jak widać z powyższej tabeli, atomy jednego pierwiastek chemiczny mogą różnić się liczbą neutronów w jądrach.
Atomy należące do tego samego pierwiastka chemicznego, ale mające różną liczbę neutronów i w rezultacie masę, nazywane są izotopami.
Na przykład pierwiastek chemiczny wodór ma trzy izotopy - 1 H, 2 H i 3 H. Indeksy 1, 2 i 3 nad symbolem H oznaczają całkowitą liczbę neutronów i protonów. Te. Wiedząc, że wodór jest pierwiastkiem chemicznym, który charakteryzuje się tym, że w jądrach jego atomów znajduje się jeden proton, możemy stwierdzić, że w izotopie 1H w ogóle nie ma neutronów (1-1 = 0), w izotop 2H - 1 neutron (2-1=1), a w izotopie 3H - dwa neutrony (3-1=2). Ponieważ, jak już wspomniano, neutron i proton mają tę samą masę, a masa elektronu jest w porównaniu z nimi pomijalnie mała, oznacza to, że izotop 2H jest prawie dwukrotnie cięższy od izotopu 1H, a izotop 3H jest nawet trzy razy cięższy. Ze względu na tak duży rozrzut mas izotopów wodoru, izotopom 2H i 3H nadano nawet odrębne, indywidualne nazwy i symbole, co nie jest typowe dla żadnego innego pierwiastka chemicznego. Izotop 2H nazwano deuterem i nadano mu symbol D, a izotopowi 3H nadano nazwę tryt i nadano symbol T.
Jeśli przyjmiemy masę protonu i neutronu jako jeden, a pominiemy masę elektronu, w rzeczywistości lewy górny wskaźnik, oprócz całkowitej liczby protonów i neutronów w atomie, można uznać za jego masę i dlatego ten indeks nazywa się liczba masowa i są oznaczone symbolem A. Ponieważ za ładunek jądra dowolnego atomu odpowiadają protony, a ładunek każdego protonu jest umownie uważany za równy +1, liczbę protonów w jądrze nazywa się liczbą ładunku (Z ). Oznaczając liczbę neutronów w atomie jako N, związek między liczbą masową, liczbą ładunku i liczbą neutronów można wyrazić matematycznie jako:
Według współczesnych koncepcji elektron ma naturę podwójną (fala cząsteczkowa). Ma właściwości zarówno cząstki, jak i fali. Podobnie jak cząstka, elektron ma masę i ładunek, ale jednocześnie przepływ elektronów, podobnie jak fala, charakteryzuje się zdolnością do dyfrakcji.
Do opisu stanu elektronu w atomie wykorzystuje się pojęcia mechaniki kwantowej, według których elektron nie ma określonej trajektorii ruchu i może znajdować się w dowolnym punkcie przestrzeni, lecz z różnym prawdopodobieństwem.
Obszar przestrzeni wokół jądra, w którym najprawdopodobniej znajdzie się elektron, nazywa się orbitalem atomowym.
Orbital atomowy może mieć różne kształty, rozmiar i orientacja. Orbital atomowy nazywany jest także chmurą elektronów.
Graficznie jeden orbital atomowy jest zwykle oznaczany jako komórka kwadratowa:
Mechanika kwantowa ma niezwykle złożony aparat matematyczny, dlatego w ramach szkolnego kursu chemii rozważane są jedynie konsekwencje teorii mechaniki kwantowej.
Zgodnie z tymi konsekwencjami każdy orbital atomowy i znajdujący się na nim elektron są całkowicie scharakteryzowane przez 4 liczby kwantowe.
- Główna liczba kwantowa n określa całkowitą energię elektronu na danym orbicie. Zakres wartości głównej liczby kwantowej – wszystkie liczby naturalne, tj. n = 1,2,3,4, 5 itd.
- Orbitalna liczba kwantowa - l - charakteryzuje kształt orbitalu atomowego i może przyjmować dowolną wartość całkowitą od 0 do n-1, gdzie n, przypomnijmy, jest główną liczbą kwantową.
Nazywa się orbitale z l = 0 S-orbitale. s-Orbitale mają kształt kulisty i nie mają kierunkowości w przestrzeni:
Nazywa się orbitale z l = 1 P-orbitale. Orbitale te mają kształt trójwymiarowej ósemki, tj. kształt uzyskany przez obrót ósemki wokół osi symetrii i zewnętrznie przypominający hantle:
Nazywa się orbitale z l = 2 D-orbitale, i przy l = 3 – F-orbitale. Ich struktura jest znacznie bardziej złożona.
3) Magnetyczna liczba kwantowa – m l – określa orientację przestrzenną konkretnego orbitalu atomowego i wyraża rzut orbitalnego momentu pędu na kierunek pole magnetyczne. Magnetyczna liczba kwantowa m l odpowiada orientacji orbitalu względem kierunku wektora natężenia zewnętrznego pola magnetycznego i może przyjmować dowolne wartości całkowite od –l do +l, w tym 0, tj. całkowita ilość możliwe wartości równa się (2l+1). Czyli np. dla l = 0 m l = 0 (jedna wartość), dla l = 1 m l = -1, 0, +1 (trzy wartości), dla l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (pięć wartości magnetycznej liczby kwantowej) itp.
I tak na przykład p-orbitale, tj. orbitale o orbitalnej liczbie kwantowej l = 1, w kształcie „trójwymiarowej cyfry ósemki”, odpowiadają trzem wartościom magnetycznej liczby kwantowej (-1, 0, +1), które z kolei odpowiadają trzem kierunkom prostopadle do siebie w przestrzeni.
4) Spinową liczbę kwantową (lub po prostu spin) - m s - można warunkowo uznać za odpowiedzialną za kierunek obrotu elektronu w atomie, może ona przyjmować wartości; Elektrony o różnych spinach są oznaczone pionowymi strzałkami skierowanymi w różnych kierunkach: ↓ i .
Zbiór wszystkich orbitali w atomie, które mają tę samą główną liczbę kwantową, nazywany jest poziomem energii lub powłoką elektronową. Dowolny poziom energii o pewnej liczbie n składa się z n 2 orbitali.
Zbiór orbitali o tych samych wartościach głównej liczby kwantowej i orbitalnej liczby kwantowej reprezentuje podpoziom energii.
Każdy poziom energii, który odpowiada głównej liczbie kwantowej n, zawiera n podpoziomów. Z kolei każdy podpoziom energii o orbitalnej liczbie kwantowej l składa się z orbitali (2l+1). Zatem podpoziom s składa się z jednego orbitalu s, podpoziom p składa się z trzech orbitali p, podpoziom d składa się z pięciu orbitali d, a podpoziom f składa się z siedmiu orbitali f. Ponieważ, jak już wspomniano, jeden orbital atomowy jest często oznaczany przez jedną komórkę kwadratową, podpoziomy s, p, d i f można graficznie przedstawić w następujący sposób:
Każdy orbital odpowiada indywidualnemu, ściśle określonemu zbiorowi trzech liczb kwantowych n, l i m l.
Rozkład elektronów pomiędzy orbitalami nazywany jest konfiguracją elektronową.
Wypełnianie orbitali atomowych elektronami następuje zgodnie z trzema warunkami:
- Zasada minimalnej energii: Elektrony wypełniają orbitale zaczynając od najniższego podpoziomu energetycznego. Kolejność podpoziomów w rosnącej kolejności ich energii jest następująca: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Aby ułatwić zapamiętanie tej sekwencji wypełniania podpoziomów elektronicznych, bardzo wygodna jest poniższa ilustracja graficzna:
- Zasada Pauliego: Każdy orbital może zawierać nie więcej niż dwa elektrony.
Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, nazywa się go niesparowanym, a jeśli są dwa, nazywa się je parą elektronów.
- Reguła Hunda: najbardziej stabilny stan atomu to taki, w którym w obrębie jednego podpoziomu atom ma maksymalną możliwą liczbę niesparowanych elektronów. Ten najbardziej stabilny stan atomu nazywany jest stanem podstawowym.
Tak naprawdę powyższe oznacza, że np. rozmieszczenie 1., 2., 3. i 4. elektronu na trzech orbitali podpoziomu p będzie realizowane w następujący sposób:
Wypełnianie orbitali atomowych z wodoru o liczbie ładunku 1 do kryptonu (Kr) o liczbie ładunku 36 zostanie przeprowadzone w następujący sposób:
Takie przedstawienie kolejności zapełnienia orbitali atomowych nazywa się diagramem energii. Na podstawie schematów elektronicznych poszczególnych elementów można zapisać ich tzw. wzory elektroniczne (konfiguracje). I tak np. pierwiastek mający 15 protonów i co za tym idzie 15 elektronów, tj. fosfor (P) będzie miał następujący diagram energetyczny:
Po przekształceniu na wzór elektroniczny atom fosforu przybierze postać:
15 P = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3
Liczby o normalnym rozmiarze po lewej stronie symbolu podpoziomu pokazują numer poziomu energii, a indeksy górne po prawej stronie symbolu podpoziomu pokazują liczbę elektronów na odpowiednim podpoziomie.
Poniżej znajdują się wzory elektroniczne pierwszych 36 elementów układu okresowego D.I. Mendelejew.
| okres | Nr pozycji | symbol | Nazwa | formuła elektroniczna |
| I | 1 | H | wodór | 1s 1 |
| 2 | On | hel | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | lit | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Być | beryl | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | bor | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | węgiel | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | azot | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | tlen | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Nie | neon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Nie | sód | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | magnez | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Glin | aluminium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | krzem | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | fosfor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | siarka | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | kl | chlor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | potas | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ok | wapń | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | sc | skand | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | tytan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | wanad | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Kr | chrom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 tutaj obserwujemy skok jednego elektronu z S NA D podpoziom | |
| 25 | Mn | mangan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | żelazo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Współ | kobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | nikiel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | miedź | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 obserwujemy tutaj skok jednego elektronu z S NA D podpoziom | |
| 30 | Zn | cynk | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | gal | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | german | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Jak | arsen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | selen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | br | brom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | krypton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Jak już wspomniano, w stanie podstawowym elektrony na orbitaliach atomowych rozmieszczone są zgodnie z zasadą najmniejszej energii. Jednakże w obecności pustych orbitali p w stanie podstawowym atomu często poprzez przekazanie mu nadmiaru energii można przenieść atom do tzw. stanu wzbudzonego. Na przykład atom boru w stanie podstawowym ma konfigurację elektronową i diagram energetyczny w następującej postaci:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Oraz w stanie wzbudzonym (*), tj. Kiedy atomowi boru zostanie przekazana pewna energia, jego konfiguracja elektronowa i diagram energii będą wyglądać następująco:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
W zależności od tego, który podpoziom atomu jest zapełniony jako ostatni, pierwiastki chemiczne dzielą się na s, p, d lub f.
Znajdowanie elementów s, p, d i f w tabeli D.I. Mendelejew:
- Elementy s mają ostatni podpoziom s do wypełnienia. Elementy te obejmują elementy głównych (po lewej stronie w komórce tabeli) podgrup grup I i II.
- W przypadku elementów p podpoziom p jest wypełniony. Elementy p obejmują ostatnie sześć elementów każdego okresu, z wyjątkiem pierwszego i siódmego, a także elementy głównych podgrup grup III-VIII.
- elementy d znajdują się pomiędzy elementami s i p w dużych okresach.
- Elementy f nazywane są lantanowcami i aktynowcami. Są one wymienione na dole tabeli DI. Mendelejew.
Skład atomu.
Atom składa się z jądro atomowe I powłoka elektronowa.
Jądro atomu składa się z protonów ( p+) i neutrony ( N 0). Większość atomów wodoru ma jądro składające się z jednego protonu.
Liczba protonów N(p+) jest równy ładunkowi jądrowemu ( Z) i numer porządkowy pierwiastka w naturalnym szeregu pierwiastków (oraz w układzie okresowym pierwiastków).
N(P +) = Z
Suma neutronów N(N 0), oznaczone po prostu literą N i liczbę protonów Z zwany liczba masowa i jest oznaczony literą A.
A = Z + N
Powłoka elektronowa atomu składa się z elektronów poruszających się po jądrze ( mi -).
Liczba elektronów N(mi-) w powłoce elektronowej neutralnego atomu jest równa liczbie protonów Z w jego rdzeniu.
Masa protonu jest w przybliżeniu równa masie neutronu i 1840 razy większa od masy elektronu, zatem masa atomu jest prawie równa masie jądra.
Kształt atomu jest kulisty. Promień jądra jest około 100 000 razy mniejszy niż promień atomu.
Pierwiastek chemiczny- rodzaj atomów (zbiór atomów) o tym samym ładunku jądrowym (o tej samej liczbie protonów w jądrze).
Izotop- zbiór atomów tego samego pierwiastka o tej samej liczbie neutronów w jądrze (lub rodzaj atomu o tej samej liczbie protonów i tej samej liczbie neutronów w jądrze).
Różne izotopy różnią się między sobą liczbą neutronów w jądrach atomowych.
Oznaczenie pojedynczego atomu lub izotopu: (symbol pierwiastka E), np.: .
Budowa powłoki elektronowej atomu
Orbital atomowy- stan elektronu w atomie. Symbol orbitalu to . Każdemu orbitalowi odpowiada chmura elektronów.
Orbitale rzeczywistych atomów w stanie podstawowym (niewzbudzonym) są czterech typów: S, P, D I F.
Chmura elektroniczna- część przestrzeni, w której można znaleźć elektron z prawdopodobieństwem 90 (lub większym) procent.
Notatka: czasami nie rozróżnia się pojęć „orbital atomowy” i „chmura elektronów”, nazywając oba „orbitalem atomowym”.
Powłoka elektronowa atomu jest warstwowa. Warstwa elektroniczna utworzone przez chmury elektronów tej samej wielkości. Powstają orbitale jednej warstwy poziom elektroniczny („energia”), ich energie są takie same dla atomu wodoru, ale różne dla pozostałych atomów.
Orbitale tego samego typu są pogrupowane w elektroniczny (energia) podpoziomy:
S-podpoziom (składa się z jednego S-orbitale), symbol - .
P-podpoziom (składa się z trzech P
D-podpoziom (składa się z pięciu D-orbitale), symbol - .
F-podpoziom (składa się z siedmiu F-orbitale), symbol - .
Energie orbitali tego samego podpoziomu są takie same.
Przy wyznaczaniu podpoziomów do symbolu podpoziomu dodawany jest numer warstwy (poziomu elektronicznego), np.: 2 S, 3P, 5D oznacza S-podpoziom drugiego poziomu, P- podpoziom trzeciego poziomu, D-podpoziom piątego poziomu.
Całkowita liczba podpoziomów na jednym poziomie jest równa numerowi poziomu N. Całkowita liczba orbitali na jednym poziomie jest równa N 2. W związku z tym całkowita liczba chmur w jednej warstwie jest również równa N 2 .
Oznaczenia: - orbital swobodny (bez elektronów), - orbital z niesparowanym elektronem, - orbital z parą elektronów (z dwoma elektronami).
O kolejności, w jakiej elektrony wypełniają orbitale atomu, decydują trzy prawa natury (sformułowania podano w uproszczeniu):
1. Zasada najmniejszej energii - elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii orbitali.
2. Zasada Pauliego - na jednym orbicie nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony.
3. Reguła Hunda - w podpoziomie elektrony najpierw wypełniają puste orbitale (pojedynczo), a dopiero potem tworzą pary elektronowe.
Całkowita liczba elektronów na poziomie elektronowym (lub warstwie elektronowej) wynosi 2 N 2 .
Rozkład podpoziomów według energii wyraża się w następujący sposób (w kolejności rosnącej energii):
1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...
Sekwencję tę jasno wyraża diagram energii:
Rozkład elektronów atomu na poziomach, podpoziomach i orbitali (konfiguracja elektronowa atomu) można przedstawić jako wzór elektronowy, diagram energii lub, prościej, jako diagram warstw elektronów („schemat elektronów”).
Przykłady budowy elektronowej atomów:
Elektrony walencyjne- elektrony atomu, które mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. W przypadku dowolnego atomu są to wszystkie elektrony zewnętrzne oraz elektrony przedzewnętrzne, których energia jest większa niż elektrony zewnętrzne. Na przykład: atom Ca ma 4 zewnętrzne elektrony S 2, są także wartościowością; atom Fe ma 4 zewnętrzne elektrony S 2, ale on ma 3 D 6, zatem atom żelaza ma 8 elektronów walencyjnych. Elektroniczny wzór wartościowości atomu wapnia wynosi 4 S 2, a atomy żelaza - 4 S 2 3D 6 .
Układ okresowy pierwiastków chemicznych autorstwa D. I. Mendelejewa
(naturalny układ pierwiastków chemicznych)
Okresowe prawo pierwiastków chemicznych(nowoczesne sformułowanie): właściwości pierwiastków chemicznych oraz utworzonych przez nie substancji prostych i złożonych są okresowo zależne od wartości ładunku jąder atomowych.
Układ okresowy- graficzne wyrażenie prawa okresowości.
Naturalna seria pierwiastków chemicznych- szereg pierwiastków chemicznych ułożonych według wzrastającej liczby protonów w jądrach ich atomów, czyli, tym samym, według wzrastających ładunków jąder tych atomów. Liczba atomowa pierwiastka tego szeregu jest równa liczbie protonów w jądrze dowolnego atomu tego pierwiastka.
Tablicę pierwiastków chemicznych buduje się poprzez „przecięcie” naturalnego szeregu pierwiastków chemicznych okresy(poziome rzędy tabeli) i zgrupowania (pionowe kolumny tabeli) pierwiastków o podobnej budowie elektronowej atomów.
W zależności od sposobu łączenia elementów w grupy tabela może być długi okres(elementy o tej samej liczbie i typie elektronów walencyjnych są łączone w grupy) i krótki okres(pierwiastki o tej samej liczbie elektronów walencyjnych gromadzą się w grupach).
Grupy tablic krótkookresowych są podzielone na podgrupy ( główny I strona), pokrywając się z grupami tabeli długoterminowej.
Wszystkie atomy pierwiastków tego samego okresu mają tę samą liczbę warstw elektronowych, równą liczbie okresu.
Liczba pierwiastków w okresach: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Większość pierwiastków ósmego okresu otrzymano sztucznie, ostatnie pierwiastki tego okresu nie zostały jeszcze zsyntetyzowane. Wszystkie okresy z wyjątkiem pierwszego zaczynają się od pierwiastka tworzącego metal alkaliczny (Li, Na, K itp.), a kończą pierwiastkiem tworzącym gaz szlachetny (He, Ne, Ar, Kr itp.).
W tabeli krótkiego okresu występuje osiem grup, z których każda jest podzielona na dwie podgrupy (główną i wtórną), w tabeli długiego okresu znajduje się szesnaście grup, które są ponumerowane cyframi rzymskimi literami A lub B, dla przykład: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupa IA tabeli długookresowej odpowiada głównej podgrupie pierwszej grupy tabeli krótkookresowej; grupa VIIB - podgrupa wtórna grupy siódmej: reszta - podobnie.
Charakterystyka pierwiastków chemicznych naturalnie zmienia się w grupach i okresach.
W okresach (w miarę zwiększania się numeru seryjnego)
- wzrasta ładunek jądrowy
- wzrasta liczba elektronów zewnętrznych,
- promień atomów maleje,
- wzrasta siła wiązania między elektronami a jądrem (energia jonizacji),
- wzrasta elektroujemność
- wzmocnione są właściwości utleniające prostych substancji („niemetaliczność”),
- osłabiają się właściwości redukcyjne prostych substancji („metaliczność”),
- osłabia zasadowy charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków,
- zwiększa się kwasowy charakter wodorotlenków i odpowiednich tlenków.
W grupach (w miarę zwiększania się numeru seryjnego)
- wzrasta ładunek jądrowy
- zwiększa się promień atomów (tylko w grupach A),
- zmniejsza się siła wiązania między elektronami a jądrem (energia jonizacji; tylko w grupach A),
- elektroujemność maleje (tylko w grupach A),
- osłabiają się właściwości utleniające prostych substancji („niemetaliczność”; tylko w grupach A),
- wzmocnione są właściwości redukujące prostych substancji („metaliczność”; tylko w grupach A),
- wzrasta zasadowy charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków (tylko w grupach A),
- osłabia kwasowy charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków (tylko w grupach A),
- zmniejsza się stabilność związków wodorowych (wzrasta ich aktywność redukująca; tylko w grupach A).
Zadania i testy na temat „Temat 9. „Budowa atomu. Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa (PSHE) „.”
- Prawo okresowe - Prawo okresowości i budowa atomów klasy 8-9
Musisz znać: prawa wypełniania orbitali elektronami (zasada najmniejszej energii, zasada Pauliego, reguła Hunda), budowę układu okresowego pierwiastków.Musisz umieć: określić skład atomu na podstawie położenia pierwiastka w układzie okresowym i odwrotnie, znaleźć pierwiastek w układzie okresowym, znając jego skład; przedstawić schemat struktury, konfigurację elektronową atomu, jonu i odwrotnie, określić położenie pierwiastka chemicznego w PSCE na podstawie schematu i konfiguracji elektronicznej; scharakteryzować pierwiastek i tworzące się z niego substancje zgodnie z jego pozycją w PSCE; określać zmiany promienia atomów, właściwości pierwiastków chemicznych i substancji, które tworzą w obrębie jednego okresu i jednej głównej podgrupy układu okresowego.
Przykład 1. Określ liczbę orbitali na trzecim poziomie elektronowym. Co to za orbitale?
Aby określić liczbę orbitali, używamy wzoru N orbitale = N 2 gdzie N- numer poziomu. N orbitale = 3 2 = 9. Jeden 3 S-, trzy 3 P- i pięć 3 D-orbitale.Przykład 2. Określ, który atom pierwiastka ma wzór elektroniczny 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
Aby określić, jaki to pierwiastek, musisz znaleźć jego liczbę atomową, która jest równa całkowitej liczbie elektronów atomu. W tym przypadku: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. To jest aluminium.Po upewnieniu się, że nauczyłeś się wszystkiego, czego potrzebujesz, przystąp do wykonywania zadań. Życzymy sukcesu.
Zalecana lektura:- OS Gabrielyan i inni Chemia 11. klasa. M., Drop, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemia, klasa 11. M., Edukacja, 2001.
- Najpierw zapisujemy znak chemiczny. element, gdzie w lewym dolnym rogu znaku podajemy jego numer seryjny.
- Następnie poprzez numer okresu (z którego pierwiastek) określamy liczbę poziomów energii i rysujemy taką liczbę łuków obok znaku pierwiastka chemicznego.
- Następnie, zgodnie z numerem grupy, pod łukiem zapisuje się liczbę elektronów na poziomie zewnętrznym.
- Na pierwszym poziomie maksymalnie możliwe jest 2, na drugim jest już 8, na trzecim aż 18. Zaczynamy umieszczać liczby pod odpowiednimi łukami.
- Liczbę elektronów na przedostatnim poziomie należy obliczyć w następujący sposób: liczbę elektronów już przypisanych odejmuje się od numeru seryjnego elementu.
- Pozostaje przekształcić nasz diagram w formułę elektroniczną:
- Piszemy pierwiastek chemiczny i jego numer seryjny. Liczba pokazuje liczbę elektronów w atomie.
- Stwórzmy formułę. Aby to zrobić, musisz poznać liczbę poziomów energii; podstawą ustalenia jest numer okresu pierwiastka.
- Poziomy dzielimy na podpoziomy.
Poniżej możesz zobaczyć przykład prawidłowego komponowania elektronicznych wzorów pierwiastków chemicznych.
- najpierw wypełniamy podpoziom s, a następnie podpoziomy p-, d- b f;
- zgodnie z regułą Klechkowskiego elektrony zapełniają orbitale w kolejności rosnącej energii tych orbitali;
- zgodnie z regułą Hunda elektrony w obrębie jednego podpoziomu zajmują pojedynczo wolne orbitale, a następnie tworzą pary;
- Zgodnie z zasadą Pauliego na jednym orbicie znajdują się nie więcej niż 2 elektrony.
Wzór elektronowy pierwiastka chemicznego pokazuje, ile warstw elektronowych i elektronów znajduje się w atomie oraz jak są one rozmieszczone pomiędzy warstwami.
Aby ułożyć wzór elektroniczny pierwiastka chemicznego, należy spojrzeć na układ okresowy i wykorzystać informacje uzyskane dla tego pierwiastka. Liczba atomowa pierwiastka w układzie okresowym odpowiada liczbie elektronów w atomie. Liczba warstw elektronowych odpowiada numerowi okresu, liczba elektronów w ostatniej warstwie elektronicznej odpowiada numerowi grupy.
Należy pamiętać, że pierwsza warstwa zawiera maksymalnie 2 elektrony 1s2, druga - maksymalnie 8 (dwa s i sześć p: 2s2 2p6), trzecia - maksymalnie 18 (dwa s, sześć p i dziesięć d: 3s2 3p6 3d10).
Na przykład elektroniczna formuła węgla: C 1s2 2s2 2p2 (numer seryjny 6, numer okresu 2, numer grupy 4).
Elektroniczny wzór na sód: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (numer seryjny 11, numer okresu 3, numer grupy 1).
Aby sprawdzić, czy wzór elektroniczny jest poprawnie napisany, możesz zajrzeć na stronę internetową www.alhimikov.net.
Na pierwszy rzut oka sporządzenie elektronicznego wzoru pierwiastków chemicznych może wydawać się dość skomplikowanym zadaniem, ale wszystko stanie się jasne, jeśli zastosujesz się do następującego schematu:
- najpierw piszemy orbitale
- Przed orbitalami wstawiamy liczby, które wskazują numer poziomu energii. Nie zapomnij o wzorze na określenie maksymalnej liczby elektronów na poziomie energetycznym: N=2n2
Jak sprawdzić liczbę poziomów energii? Wystarczy spojrzeć na układ okresowy: liczba ta jest równa liczbie okresu, w którym znajduje się pierwiastek.
- Nad ikoną orbity piszemy liczbę wskazującą liczbę elektronów znajdujących się na tym orbicie.
Na przykład elektroniczny wzór na skand będzie wyglądał następująco.
Zadanie skompilowania elektronicznego wzoru pierwiastka chemicznego nie jest najłatwiejsze.
Zatem algorytm kompilacji elektronicznych formuł pierwiastków jest następujący:
Oto wzory elektroniczne niektórych pierwiastków chemicznych:
Trzeba utworzyć elektroniczne wzory pierwiastków chemicznych w ten sposób: trzeba spojrzeć na numer pierwiastka w układzie okresowym i dowiedzieć się, ile ma on elektronów. Następnie musisz znaleźć liczbę poziomów, która jest równa okresowi. Następnie podpoziomy są zapisywane i wypełniane:
Przede wszystkim musisz określić liczbę atomów zgodnie z układem okresowym.
Aby skompilować wzór elektroniczny, będziesz potrzebować układu okresowego Mendelejewa. Znajdź tam swój pierwiastek chemiczny i spójrz na okres - będzie on równy liczbie poziomów energii. Numer grupy będzie odpowiadał liczbowo liczbie elektronów na ostatnim poziomie. Liczba pierwiastków będzie ilościowo równa liczbie jego elektronów. Musisz także wyraźnie wiedzieć, że pierwszy poziom ma maksymalnie 2 elektrony, drugi - 8, a trzeci - 18.
To są główne punkty. Dodatkowo w Internecie (w tym na naszej stronie internetowej) można znaleźć informacje z gotowym elektronicznym wzorem dla każdego elementu, dzięki czemu można się sprawdzić.
Kompilowanie elektronicznych wzorów pierwiastków chemicznych jest bardzo złożonym procesem; nie da się tego zrobić bez specjalnych tabel i trzeba użyć całej gamy wzorów. Krótko mówiąc, aby skompilować, musisz przejść przez następujące etapy:
Konieczne jest sporządzenie diagramu orbity, na którym będzie pojęcie, w jaki sposób elektrony różnią się od siebie. Na schemacie zaznaczono orbitale i elektrony.
Elektrony są wypełnione poziomami, od dołu do góry i mają kilka podpoziomów.
Najpierw więc ustalamy całkowitą liczbę elektronów w danym atomie.
Wypełniamy wzór według określonego schematu i zapisujemy go - będzie to formuła elektroniczna.
Przykładowo dla azotu wzór ten wygląda tak, najpierw mamy do czynienia z elektronami:
I zapisz formułę:
Zrozumieć zasada zestawiania wzoru elektronicznego pierwiastka chemicznego, najpierw musisz określić całkowitą liczbę elektronów w atomie na podstawie liczby w układzie okresowym. Następnie należy określić liczbę poziomów energii, biorąc za podstawę liczbę okresu, w którym znajduje się element.
Poziomy są następnie dzielone na podpoziomy, które są wypełniane elektronami w oparciu o zasadę najmniejszej energii.
Poprawność swojego rozumowania możesz sprawdzić zaglądając np. tutaj.
Układając wzór elektroniczny pierwiastka chemicznego, można dowiedzieć się, ile elektronów i warstw elektronowych znajduje się w danym atomie, a także kolejność ich rozmieszczenia pomiędzy warstwami.
Najpierw określamy liczbę atomową pierwiastka zgodnie z układem okresowym; odpowiada ona liczbie elektronów. Liczba warstw elektronowych wskazuje numer okresu, a liczba elektronów w ostatniej warstwie atomu odpowiada numerowi grupy.
Nazywa się konwencjonalną reprezentacją rozmieszczenia elektronów w chmurze elektronów według poziomów, podpoziomów i orbitali elektronowa formuła atomu.
Reguły oparte na|oparte na| który|który| pogodzić się|przekazać| formuły elektroniczne
1. Zasada minimalnej energii: im mniej energii ma system, tym jest stabilniejszy.
2. Reguła Klechkowskiego: rozkład elektronów pomiędzy poziomami i podpoziomami chmury elektronów następuje w kolejności rosnącej wartości sumy głównej i orbitalnej liczby kwantowej (n + 1). W przypadku równości wartości (n + 1) w pierwszej kolejności wypełniany jest podpoziom, który ma mniejszą wartość n.
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 Numer poziomu n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbitalny 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 liczba kwantowa
n+1|
1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Seria Klechkowskiego
3. 1* - patrz tabela nr 2. Reguła Hunda
: podczas wypełniania orbitali jednego podpoziomu rozmieszczenie elektronów o równoległych spinach odpowiada najniższemu poziomowi energii.
Kompilacja|przepustki| formuły elektroniczne
Szereg potencjałów: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
1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Kolejność napełniania Elektronika 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.
Formuła elektroniczna 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
Treść informacyjna wzorów elektronicznych
1. Położenie pierwiastka w układzie okresowym|okresowym| system.
2. Możliwe stopnie| utlenianie pierwiastka.
3. Charakter chemiczny pierwiastka.
4. Skład|magazyn| i właściwości połączeń elementów.
Położenie pierwiastka w okresie okresowym|okresowe|System Mendelejewa:
A) numer okresu, w którym znajduje się pierwiastek, odpowiada liczbie poziomów, na których znajdują się elektrony;
B) numer grupy, do którego należy dany pierwiastek, jest równa sumie elektronów walencyjnych. Elektrony walencyjne dla atomów pierwiastków s i p są elektronami poziomu zewnętrznego; dla d – pierwiastki są to elektrony poziomu zewnętrznego i niewypełnionego podpoziomu poprzedniego poziomu.
V) rodzina elektroniczna wyznaczany przez symbol podpoziomu, do którego dociera ostatni elektron (s-, p-, d-, f-).
G) podgrupa określone przez przynależność do rodziny elektronowej: s - i p - pierwiastki zajmują główne podgrupy, a d - pierwiastki - drugorzędne, f - pierwiastki zajmują osobne sekcje w dolnej części układu okresowego (aktynowce i lantanowce).
2. Możliwe stopnie| utlenianie pierwiastków.
Stan utlenienia to ładunek, jaki uzyskuje atom, gdy oddaje lub zyskuje elektrony.
Atomy oddające elektrony uzyskują ładunek dodatni, równy liczbie oddanych elektronów (ładunek elektronów (-1)
Z E 0 – ne Z E + n
Atom, który oddał elektrony, zamienia się w kation(jon naładowany dodatnio). Proces usuwania elektronu z atomu nazywa się proces jonizacji. Energia potrzebna do przeprowadzenia tego procesu nazywa się energia jonizacji ( Eion, eV).
W pierwszej kolejności od atomu oddzielane są elektrony poziomu zewnętrznego, które nie mają pary na orbicie – niesparowane. W obecności wolnych orbitali w obrębie jednego poziomu, pod wpływem energii zewnętrznej, elektrony tworzące pary na tym poziomie zostają niesparowane, a następnie całkowicie rozdzielone. Proces rozparowywania, do którego dochodzi w wyniku pochłonięcia części energii przez jeden z elektronów pary i jej przejścia na wyższy podpoziom, nazywa się proces wzbudzenia.
Największa liczba elektronów, jaką może oddać atom, jest równa liczbie elektronów walencyjnych i odpowiada numerowi grupy, w której znajduje się pierwiastek. Nazywa się ładunek, jaki uzyskuje atom po utracie wszystkich elektronów walencyjnych najwyższy stopień utlenienia atom.
Po zwolnieniu|zwolnieniu| poziom wartościowości zewnętrzny staje się|staje się| poziom który|co| poprzedziła wartościowość. Jest to poziom całkowicie wypełniony elektronami, a zatem|i dlatego| energetycznie stabilny.
Atomy pierwiastków, które na poziomie zewnętrznym posiadają od 4 do 7 elektronów, osiągają stan stabilny energetycznie nie tylko poprzez oddanie elektronów, ale także poprzez ich dodanie. W rezultacie powstaje poziom (.ns 2 p 6) - stabilny stan gazu obojętnego.
Atom, który dodał elektrony, przejmuje negatywnystopieńutlenianie– ładunek ujemny, który jest równy liczbie przyjętych elektronów.
Z E 0 + ne Z E - rz
Liczba elektronów, które atom może dodać, jest równa liczbie (8 –N|), gdzie N jest numerem grupy, w której|który| zlokalizowany pierwiastek (lub liczba elektronów walencyjnych).
Procesowi dodawania elektronów do atomu towarzyszy uwalnianie energii, co nazywa się powinowactwo do elektronu (Esaffinity,eB).
