Lahat ng electronic atom formula ng periodic table. Mga elektronikong pormula ng mga atomo at diagram

Tingnan natin kung paano nabuo ang isang atom. Tandaan na eksklusibo tayong magsasalita tungkol sa mga modelo. Sa pagsasagawa, ang mga atomo ay isang mas kumplikadong istraktura. Ngunit salamat sa mga makabagong pag-unlad, nagagawa nating ipaliwanag at kahit na matagumpay na mahulaan ang mga katangian (kahit hindi lahat). Kaya ano ang istraktura ng isang atom? Saan ito gawa?

Planetaryong modelo ng atom

Ito ay unang iminungkahi ng Danish physicist na si N. Bohr noong 1913. Ito ang unang teorya ng atomic structure batay sa siyentipikong katotohanan. Bilang karagdagan, inilatag nito ang pundasyon para sa modernong pampakay na terminolohiya. Sa loob nito, gumagawa ang mga particle ng elektron mga paikot-ikot na paggalaw sa paligid ng atom ayon sa parehong prinsipyo ng mga planeta sa paligid ng Araw. Iminungkahi ni Bohr na maaari silang umiral nang eksklusibo sa mga orbit na matatagpuan sa isang mahigpit na tinukoy na distansya mula sa nucleus. Hindi maipaliwanag ng siyentipiko kung bakit ganoon ito, mula sa isang pang-agham na pananaw, ngunit ang gayong modelo ay nakumpirma ng maraming mga eksperimento. Ang mga numero ng integer ay ginamit upang magtalaga ng mga orbit, simula sa isa, na may bilang na pinakamalapit sa nucleus. Ang lahat ng mga orbit na ito ay tinatawag ding mga antas. Ang hydrogen atom ay may isang antas lamang, kung saan ang isang elektron ay umiikot. Ngunit ang mga kumplikadong atomo ay mayroon ding mga antas. Ang mga ito ay nahahati sa mga bahagi na pinagsasama ang mga electron na may katulad na potensyal ng enerhiya. Kaya, ang pangalawa ay mayroon nang dalawang sublevel - 2s at 2p. Ang pangatlo ay mayroon nang tatlo - 3s, 3p at 3d. At iba pa. Una, ang mga sublevel na mas malapit sa core ay "populated," at pagkatapos ay ang mga malayo. Ang bawat isa sa kanila ay maaari lamang humawak ng isang tiyak na bilang ng mga electron. Ngunit hindi ito ang katapusan. Ang bawat sublevel ay nahahati sa mga orbital. Gumawa tayo ng paghahambing sa ordinaryong buhay. Ang ulap ng elektron ng isang atom ay maihahambing sa isang lungsod. Ang mga antas ay mga kalye. Sublevel - isang pribadong bahay o isang apartment. Orbital - silid. Ang bawat isa sa kanila ay "nabubuhay" ng isa o dalawang electron. Lahat sila ay may mga tiyak na address. Ito ang unang diagram ng istraktura ng atom. At sa wakas, tungkol sa mga address ng mga electron: natutukoy sila ng mga hanay ng mga numero na tinatawag na "quantum".

Modelo ng alon ng atom

Ngunit sa paglipas ng panahon, ang modelo ng planeta ay binago. Ang pangalawang teorya ng atomic structure ay iminungkahi. Ito ay mas advanced at nagbibigay-daan sa iyong ipaliwanag ang mga resulta ng mga praktikal na eksperimento. Ang una ay pinalitan ng wave model ng atom, na iminungkahi ni E. Schrödinger. Pagkatapos ay naitatag na na ang isang elektron ay maaaring magpakita mismo hindi lamang bilang isang butil, kundi pati na rin bilang isang alon. Ano ang ginawa ni Schrödinger? Inilapat niya ang isang equation na naglalarawan sa paggalaw ng isang alon sa Kaya, ang isa ay hindi mahahanap ang tilapon ng isang elektron sa isang atom, ngunit ang posibilidad ng pagtuklas nito sa isang tiyak na punto. Ang pinag-iisa ang parehong mga teorya ay ang mga elementarya na particle ay matatagpuan sa mga partikular na antas, sublevel at orbital. Dito nagtatapos ang pagkakatulad ng mga modelo. Bigyan kita ng isang halimbawa: sa wave theory, ang orbital ay isang rehiyon kung saan ang isang electron ay matatagpuan na may 95% na posibilidad. Ang natitirang bahagi ng espasyo ay nagkakahalaga ng 5%.

Ang konsepto ng probabilidad sa kasong ito

Bakit ginamit ang terminong ito? Binumula ni Heisenberg ang prinsipyo ng kawalan ng katiyakan noong 1927, na ginagamit ngayon upang ilarawan ang paggalaw ng mga microparticle. Ito ay batay sa kanilang pangunahing pagkakaiba mula sa ordinaryong pisikal na katawan. Ano ito? Ipinapalagay ng mga klasikal na mekanika na ang isang tao ay maaaring mag-obserba ng mga phenomena nang hindi naiimpluwensyahan ang mga ito (pagmamasid sa mga katawang makalangit). Batay sa data na nakuha, posibleng kalkulahin kung saan ang bagay ay nasa isang tiyak na punto ng oras. Ngunit sa microcosm ang mga bagay ay kinakailangang naiiba. Kaya, halimbawa, hindi na posible na obserbahan ang isang elektron nang hindi naiimpluwensyahan ito dahil sa katotohanan na ang mga enerhiya ng instrumento at ang particle ay hindi maihahambing. Nagiging sanhi ito ng pagbabago sa lokasyon nito elementarya na butil, estado, direksyon, bilis ng paggalaw at iba pang mga parameter. At walang saysay na pag-usapan ang tungkol sa mga eksaktong katangian. Ang prinsipyo ng kawalan ng katiyakan mismo ay nagsasabi sa atin na imposibleng kalkulahin ang eksaktong tilapon ng isang elektron sa paligid ng nucleus. Maaari mo lamang ipahiwatig ang posibilidad na makahanap ng isang maliit na butil sa isang tiyak na lugar ng espasyo. Ito ang kakaibang istraktura ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal. Ngunit dapat itong isaalang-alang ng eksklusibo ng mga siyentipiko sa mga praktikal na eksperimento.

Komposisyon ng atom

Ngunit mag-concentrate tayo sa buong paksa. Kaya, bilang karagdagan sa mahusay na itinuturing na shell ng elektron, ang pangalawang bahagi ng atom ay ang nucleus. Binubuo ito ng mga proton na may positibong singil at mga neutral na neutron. Lahat tayo ay pamilyar sa periodic table. Ang bilang ng bawat elemento ay tumutugma sa bilang ng mga proton na nilalaman nito. Ang bilang ng mga neutron ay katumbas ng pagkakaiba sa pagitan ng masa ng isang atom at ang bilang ng mga proton nito. Maaaring may mga paglihis sa panuntunang ito. Pagkatapos ay sinasabi nila na ang isang isotope ng elemento ay naroroon. Ang istraktura ng isang atom ay tulad na ito ay "napapalibutan" ng shell ng elektron. karaniwang katumbas ng bilang ng mga proton. Ang masa ng huli ay humigit-kumulang 1840 beses na mas malaki kaysa sa nauna, at humigit-kumulang katumbas ng bigat ng neutron. Ang radius ng nucleus ay humigit-kumulang 1/200,000 ang diameter ng atom. Ito mismo ay may spherical na hugis. Ito, sa pangkalahatan, ay ang istraktura ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal. Sa kabila ng pagkakaiba sa masa at mga katangian, halos pareho ang hitsura nila.

Mga orbit

Kapag pinag-uusapan kung ano ang isang atomic structure diagram, hindi maaaring manatiling tahimik ang isa tungkol sa kanila. Kaya, may mga ganitong uri:

1. s. Mayroon silang spherical na hugis.
2. p. Mukha silang three-dimensional figure eights o spindle.
3. d at f. Mayroon silang kumplikadong hugis na mahirap ilarawan sa pormal na wika.

Ang isang electron ng bawat uri ay matatagpuan na may 95% na posibilidad sa kaukulang orbital. Ang impormasyong ipinakita ay dapat tratuhin nang mahinahon, dahil ito ay medyo abstract matematikal na modelo, kaysa sa pisikal na katotohanan ng sitwasyon. Ngunit sa lahat ng ito, mayroon itong magandang predictive na kapangyarihan hinggil sa mga kemikal na katangian ng mga atomo at maging ng mga molekula. Ang karagdagang antas ay matatagpuan mula sa nucleus, mas maraming mga electron ang maaaring mailagay dito. Kaya, ang bilang ng mga orbital ay maaaring kalkulahin gamit ang isang espesyal na formula: x 2. Dito ang x ay katumbas ng bilang ng mga antas. At dahil hanggang dalawang electron ang maaaring ilagay sa isang orbital, sa huli ang formula para sa kanilang numerical na paghahanap ay magiging ganito: 2x 2.

Mga orbit: teknikal na data

Kung pinag-uusapan natin ang istraktura ng fluorine atom, magkakaroon ito ng tatlong orbital. Mapupuno silang lahat. Ang enerhiya ng mga orbital sa loob ng isang sublevel ay pareho. Upang italaga ang mga ito, idagdag ang numero ng layer: 2s, 4p, 6d. Bumalik tayo sa pag-uusap tungkol sa istraktura ng fluorine atom. Magkakaroon ito ng dalawang s- at isang p-sublevel. Mayroon itong siyam na proton at ang parehong bilang ng mga electron. Unang isang s-level. Dalawang electron iyon. Pagkatapos ay ang pangalawang s-level. Dalawa pang electron. At 5 ang pumupuno sa p-level. Ito ang kanyang istraktura. Pagkatapos basahin ang sumusunod na subheading, maaari mong gawin ang mga kinakailangang hakbang sa iyong sarili at siguraduhin na ito. Kung pinag-uusapan natin kung aling fluorine ang kabilang din, dapat tandaan na sila, bagaman nasa parehong grupo, ay ganap na naiiba sa kanilang mga katangian. Kaya, ang kanilang punto ng kumukulo ay mula -188 hanggang 309 degrees Celsius. Kaya bakit sila nagkaisa? Lahat salamat mga katangian ng kemikal. Ang lahat ng mga halogens, at fluorine sa pinakamalaking lawak, ay may pinakamataas na kakayahan sa pag-oxidizing. Tumutugon sila sa mga metal at maaaring kusang mag-apoy sa temperatura ng silid nang walang anumang mga problema.

Paano napupuno ang mga orbit?

Sa anong mga alituntunin at prinsipyo ay nakaayos ang mga electron? Iminumungkahi namin na pamilyar ka sa tatlong pangunahing, ang mga salita na kung saan ay pinasimple para sa mas mahusay na pag-unawa:

1. Prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya. Ang mga electron ay may posibilidad na punan ang mga orbital sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya.
2. Prinsipyo ni Pauli. Ang isang orbital ay hindi maaaring maglaman ng higit sa dalawang electron.
3. Pamumuno ni Hund. Sa loob ng isang sublevel, pinupunan muna ng mga electron ang mga walang laman na orbital, at pagkatapos lamang ay bumubuo ng mga pares.

Ang istraktura ng atom ay makakatulong sa pagpuno nito at sa kasong ito ito ay magiging mas maliwanag sa mga tuntunin ng imahe. Samakatuwid, kapag nagtatrabaho nang praktikal sa pagtatayo ng mga diagram ng circuit, kinakailangan na panatilihin ito sa kamay.

Halimbawa

Upang maibuod ang lahat ng sinabi sa loob ng balangkas ng artikulo, maaari kang gumuhit ng isang sample kung paano ipinamamahagi ang mga electron ng isang atom sa kanilang mga antas, sublevel at orbital (iyon ay, kung ano ang pagsasaayos ng mga antas). Maaari itong ilarawan bilang isang formula, isang diagram ng enerhiya, o isang diagram ng layer. Mayroong napakagandang mga ilustrasyon dito, na, sa maingat na pagsusuri, ay nakakatulong upang maunawaan ang istruktura ng atom. Kaya, ang unang antas ay napunan muna. Mayroon lamang itong isang sublevel, kung saan mayroon lamang isang orbital. Ang lahat ng mga antas ay pinupunan nang sunud-sunod, simula sa pinakamaliit. Una, sa loob ng isang sublevel, isang electron ang inilalagay sa bawat orbital. Pagkatapos ay nilikha ang mga pares. At kung may mga libre, ang paglipat sa isa pang pagpuno ng paksa ay nangyayari. At ngayon maaari mong malaman para sa iyong sarili kung ano ang istraktura ng nitrogen o fluorine atom (na itinuturing na mas maaga). Maaaring medyo mahirap sa una, ngunit maaari mong gamitin ang mga larawan upang gabayan ka. Para sa kalinawan, tingnan natin ang istraktura ng nitrogen atom. Mayroon itong 7 proton (kasama ang mga neutron na bumubuo sa nucleus) at ang parehong bilang ng mga electron (na bumubuo sa shell ng elektron). Ang unang s-level ay unang napunan. Mayroon itong 2 electron. Pagkatapos ay dumating ang pangalawang s-level. Mayroon din itong 2 electron. At ang iba pang tatlo ay inilalagay sa p-level, kung saan ang bawat isa sa kanila ay sumasakop sa isang orbital.

Konklusyon

Tulad ng nakikita mo, ang istraktura ng atom ay hindi isang mahirap na paksa (kung lapitan mo ito mula sa pananaw ng kurso sa kimika ng paaralan, siyempre). At intindihin ang paksang ito ay hindi mahirap. Sa wakas, nais kong sabihin sa iyo ang tungkol sa ilang mga tampok. Halimbawa, ang pagsasalita tungkol sa istraktura ng oxygen atom, alam natin na mayroon itong walong proton at 8-10 neutron. At dahil ang lahat ng bagay sa kalikasan ay may posibilidad na balanse, dalawang atomo ng oxygen ang bumubuo ng isang molekula, kung saan ang dalawang hindi magkapares na mga electron ay bumubuo ng isang covalent bond. Ang isa pang matatag na molekula ng oxygen, ang ozone (O 3), ay nabuo sa katulad na paraan. Alam ang istraktura ng oxygen atom, maaari kang gumuhit ng tama ng mga formula para sa mga oxidative na reaksyon kung saan nakikilahok ang pinakakaraniwang sangkap sa Earth.

Komposisyon ng atom.

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

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

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

N(p +) = Z

Kabuuan ng mga neutron N(n 0), na tinutukoy lamang ng titik N, at bilang ng mga proton Z tinawag Pangkalahatang numero at itinalaga ng liham A.

A = Z + N

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

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

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

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

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

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

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

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

Istraktura ng electron shell ng isang atom

Atomic orbital- estado ng isang electron sa isang atom. Ang simbolo para sa orbital ay . Ang bawat orbital ay may katumbas na electron cloud.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Ang pamamahagi ng mga sublevel ayon sa enerhiya ay ipinahayag bilang mga sumusunod (sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya):

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

Ang pagkakasunud-sunod na ito ay malinaw na ipinahayag ng isang diagram ng enerhiya:

Ang distribusyon ng mga electron ng atom sa mga antas, sublevel, at orbital (electronic configuration ng atom) ay maaaring ilarawan bilang electron formula, energy diagram, o, mas simple, bilang diagram ng electron layers ("electron diagram").

Mga halimbawa ng elektronikong istraktura ng mga atomo:

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

Periodic table ng mga elemento ng kemikal ni D. I. Mendeleev
(natural na sistema ng mga elemento ng kemikal)

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

Periodic table- graphic na pagpapahayag ng pana-panahong batas.

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

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

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

Ang mga pangkat ng talahanayan ng maikling panahon ay nahahati sa mga subgroup ( pangunahing At gilid), kasabay ng mga pangkat ng long-period table.

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

Bilang ng mga elemento sa mga panahon: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Karamihan sa mga elemento ng ikawalong yugto ay nakuha nang artipisyal ang mga huling elemento ng panahong ito. Ang lahat ng mga panahon maliban sa una ay nagsisimula sa isang alkali metal-forming element (Li, Na, K, atbp.) at nagtatapos sa isang noble gas-forming element (He, Ne, Ar, Kr, atbp.).

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

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

Sa mga panahon (na may pagtaas serial number)

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

Sa mga pangkat (na may pagtaas ng serial number)

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

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

• Pana-panahong batas - Pana-panahong batas at istruktura ng mga atomo grade 8–9
  Dapat mong malaman: ang mga batas ng pagpuno ng mga orbital ng mga electron (ang prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya, ang prinsipyo ng Pauli, panuntunan ni Hund), ang istraktura periodic table mga elemento.

  Dapat mong: matukoy ang komposisyon ng isang atom sa pamamagitan ng posisyon ng elemento sa periodic table, at, sa kabaligtaran, maghanap ng elemento sa periodic system, alam ang komposisyon nito; gumuhit ng diagram ng istraktura, elektronikong pagsasaayos atom, ion, at, sa kabaligtaran, matukoy ang posisyon ng elemento ng kemikal sa PSHE; kilalanin ang elemento at ang mga sangkap na nabubuo nito ayon sa posisyon nito sa PSCE; matukoy ang mga pagbabago sa radius ng mga atomo, mga katangian ng mga elemento ng kemikal at ang mga sangkap na nabuo sa loob ng isang panahon at isang pangunahing subgroup ng periodic system.

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

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

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

  
  Inirerekomendang pagbabasa:
  • O. S. Gabrielyan at iba pa sa Chemistry 11th grade. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimika ika-11 baitang M., Edukasyon, 2001.

Elektronikong pagsasaayos ng isang atom ay isang formula na nagpapakita ng pagkakaayos ng mga electron sa isang atom ayon sa mga antas at sublevel. Pagkatapos pag-aralan ang artikulo, matututunan mo kung saan at kung paano matatagpuan ang mga electron, makilala ang mga numero ng quantum at magagawang bumuo ng elektronikong pagsasaayos ng isang atom sa pamamagitan ng numero nito sa dulo ng artikulo ay mayroong isang talahanayan ng mga elemento.

Bakit pag-aralan ang elektronikong pagsasaayos ng mga elemento?

Ang mga atom ay tulad ng isang set ng konstruksiyon: mayroong isang tiyak na bilang ng mga bahagi, naiiba sila sa bawat isa, ngunit ang dalawang bahagi ng parehong uri ay ganap na pareho. Ngunit ang construction set na ito ay mas kawili-wili kaysa sa plastic at narito kung bakit. Nagbabago ang configuration depende sa kung sino ang nasa malapit. Halimbawa, ang oxygen sa tabi ng hydrogen Siguro nagiging tubig, kapag malapit sa sodium ito ay nagiging gas, at kapag malapit sa bakal ay ganap itong nagiging kalawang. Upang masagot ang tanong kung bakit ito nangyayari at mahulaan ang pag-uugali ng isang atom sa tabi ng isa pa, kinakailangang pag-aralan ang elektronikong pagsasaayos, na tatalakayin sa ibaba.

Ilang electron ang nasa isang atom?

Ang isang atom ay binubuo ng isang nucleus at ang mga electron na umiikot sa paligid nito ay binubuo ng mga proton at neutron Sa neutral na estado, ang bawat atom ay may bilang ng mga electron na katumbas ng bilang ng mga proton sa nucleus nito. Ang bilang ng mga proton ay itinalaga ng atomic number ng elemento, halimbawa, ang sulfur ay may 16 na proton - ang ika-16 na elemento ng periodic table. Ang ginto ay may 79 na proton - ang ika-79 na elemento ng periodic table. Alinsunod dito, ang asupre ay may 16 na electron sa neutral na estado, at ang ginto ay may 79 na electron.

Saan hahanapin ang isang elektron?

Sa pamamagitan ng pagmamasid sa pag-uugali ng electron, ang ilang mga pattern ay nagmula sa mga ito ay inilarawan sa pamamagitan ng quantum number, mayroong apat sa kabuuan:

• Pangunahing numero ng quantum
• Orbital quantum number
• Magnetic quantum number
• Iikot ang quantum number

Orbital

Dagdag pa, sa halip na salitang orbit, gagamitin natin ang terminong "orbital";

N - antas
L - shell
M l - orbital number
M s - una o pangalawang elektron sa orbital

Orbital quantum number l

Bilang resulta ng pag-aaral ng electron cloud, nalaman na depende sa antas ng enerhiya, ang ulap ay may apat na pangunahing hugis: isang bola, isang dumbbell, at dalawa pang mas kumplikado. Sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya, ang mga form na ito ay tinatawag na s-, p-, d- at f-shell. Ang bawat isa sa mga shell na ito ay maaaring magkaroon ng 1 (on s), 3 (on p), 5 (on d) at 7 (on f) orbitals. Ang orbital quantum number ay ang shell kung saan matatagpuan ang mga orbital. Ang orbital quantum number para sa s,p,d at f orbitals ay kumukuha ng mga value na 0,1,2 o 3, ayon sa pagkakabanggit.

Mayroong isang orbital sa s-shell (L=0) - dalawang electron
Mayroong tatlong orbital sa p-shell (L=1) - anim na electron
Mayroong limang orbital sa d-shell (L=2) - sampung electron
Mayroong pitong orbital sa f-shell (L=3) - labing-apat na electron

Magnetic quantum number m l

Mayroong tatlong orbital sa p-shell, ang mga ito ay itinalaga ng mga numero mula -L hanggang +L, iyon ay, para sa p-shell (L=1) mayroong mga orbital na "-1", "0" at "1" . Ang magnetic quantum number ay tinutukoy ng titik m l.

Sa loob ng shell, mas madali para sa mga electron na matatagpuan sa iba't ibang mga orbital, kaya ang mga unang electron ay pumupuno ng isa sa bawat orbital, at pagkatapos ay isang pares ng mga electron ang idinagdag sa bawat isa.

Isaalang-alang ang d-shell:
Ang d-shell ay tumutugma sa halaga L=2, iyon ay, limang orbital (-2,-1,0,1 at 2), ang unang limang electron ay pumupuno sa shell na kumukuha ng mga halaga M l =-2, M l =-1, M l =0 , M l =1, M l =2.

Paikutin ang quantum number m s

Ang spin ay ang direksyon ng pag-ikot ng isang electron sa paligid ng axis nito, mayroong dalawang direksyon, kaya ang spin quantum number ay may dalawang value: +1/2 at -1/2. Ang isang sublevel ng enerhiya ay maaari lamang maglaman ng dalawang electron na may magkasalungat na mga spin. Ang spin quantum number ay tinutukoy na m s

Principal quantum number n

Ang pangunahing quantum number ay ang antas ng enerhiya sa sa sandaling ito pito ang kilala mga antas ng enerhiya, bawat isa ay itinalaga ng isang Arabic numeral: 1,2,3,...7. Ang bilang ng mga shell sa bawat antas ay katumbas ng antas ng numero: mayroong isang shell sa unang antas, dalawa sa pangalawa, atbp.

Numero ng elektron

Kaya, ang anumang elektron ay maaaring ilarawan sa pamamagitan ng apat na numero ng quantum, ang kumbinasyon ng mga numerong ito ay natatangi para sa bawat posisyon ng elektron, kunin ang unang elektron, ang pinakamababang antas ng enerhiya ay N = 1, sa unang antas mayroong isang shell, ang ang unang shell sa anumang antas ay may hugis ng bola (s -shell), i.e. L=0, ang magnetic quantum number ay maaaring tumagal lamang ng isang value, M l =0 at ang spin ay magiging katumbas ng +1/2. Kung kukunin natin ang ikalimang electron (sa kahit anong atom ito), ang pangunahing mga numero ng quantum para dito ay: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

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

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

Para sa mga iron atoms, ang scheme na ito ay may sumusunod na anyo:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

7. Ang mga estado ng oksihenasyon ng mga elemento sa isang tambalan ay magkakansela sa isa't isa upang ang kanilang kabuuan para sa lahat ng mga atom sa isang molekula o neutral na yunit ng formula ay zero, at para sa isang ion ito ang singil nito.

Ang mga patakarang ito ay maaaring gamitin upang matukoy ang hindi alam na estado ng oksihenasyon ng isang elemento sa isang tambalan kung ang mga estado ng oksihenasyon ng iba ay kilala, at upang bumuo ng mga formula para sa mga multielementong compound.

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

Konsepto estado ng oksihenasyon kadalasang ginagamit sa di-organikong kimika sa halip na ang konsepto valence. Ang oxidation state ng isang atom ay katumbas ng numerical value singil ng kuryente, na itinalaga sa isang atom sa ilalim ng pagpapalagay na ang mga pares ng bonding na electron ay ganap na pinapanigang patungo sa higit pang mga electronegative na atom (iyon ay, sa ilalim ng pagpapalagay na ang tambalan ay binubuo lamang ng mga ion).

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

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

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

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

Enerhiya ng ionization (E at) ay tinatawag na pinakamababang halaga ng enerhiya na kinakailangan para sa paghihiwalay at kumpletong pagtanggal electron mula sa isang atom sa gas phase sa T = 0

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

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

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

E + e- = E- + Ee.

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

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

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

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

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

Sa mga panahon meron Ang pangkalahatang kalakaran Ang enerhiya ng ionization at pagtaas ng electronegativity sa pagtaas ng singil ng atomic nucleus sa mga grupo, ang mga halagang ito ay bumababa sa pagtaas ng atomic number ng elemento.

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

Atomic at ionic radii. Ang mga sukat ng mga atomo at ion ay tinutukoy ng mga sukat ng shell ng elektron. Ayon sa quantum mechanical concepts, ang electron shell ay walang mahigpit na tinukoy na mga hangganan. Samakatuwid, ang radius ng isang libreng atom o ion ay maaaring kunin bilang theoretically kinakalkula distansya mula sa nucleus sa posisyon ng pangunahing maximum ng density ng panlabas na mga ulap ng elektron. Ang distansyang ito ay tinatawag na orbital radius. Sa pagsasagawa, ang radii ng mga atomo at ion sa mga compound ay kadalasang ginagamit, na kinakalkula batay sa eksperimentong data. Sa kasong ito, ang covalent at metallic radii ng mga atom ay nakikilala.

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

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

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

Kemikal na dumidikit- Ito ang magkaparehong koneksyon ng mga atomo sa isang molekula, o kristal na sala-sala, bilang resulta ng pagkilos ng mga puwersang elektrikal ng atraksyon sa pagitan ng mga atomo.

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

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

Ang mga pangunahing katangian ng isang kemikal na bono ay kinabibilangan ng:

- haba ng koneksyon - Ito ang internuclear na distansya sa pagitan ng mga chemically bonded na atom.

Ito ay depende sa likas na katangian ng mga nakikipag-ugnayan na mga atomo at ang multiplicity ng bono. Habang tumataas ang multiplicity, bumababa ang haba ng bono at, dahil dito, tumataas ang lakas nito;

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

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

Enerhiya ng bono E SV - ito ang enerhiya na inilalabas sa panahon ng pagbuo ng isang ibinigay na bono at ginugol sa pagsira nito, kJ/mol.

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

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

Paraan ng Valence bond

Mga pangunahing prinsipyo ng pagbuo ng bono ng kemikal gamit ang MBC:

1. Ang isang kemikal na bono ay nabuo sa pamamagitan ng mga electron ng valence (hindi magkapares).

2. Ang mga electron na may antiparallel spin na kabilang sa dalawang magkaibang atom ay nagiging karaniwan.

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

4. Ang mga pangunahing pwersang kumikilos sa isang molekula ay elektrikal, Coulomb na pinagmulan.

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

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

Mekanismo ng palitan. Ang isang bono ay nabuo sa pamamagitan ng pagbabahagi ng mga valence electron ng dalawang neutral na mga atomo. Ang bawat atom ay nag-aambag ng isang hindi pares na elektron sa kabuuan pares ng elektron:

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

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

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

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

Ang isang covalent bond ay may ilang mga katangian.

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

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

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

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

kanin. 10. Mga uri ng hybridization ng valence orbitals: isang - sp-hybridization ng valence orbitals; b - sp 2 - hybridization ng valence orbitals; V - sp 3-hybridization ng valence orbitals

Ang anumang sangkap ay binubuo ng napakaliit na particle na tinatawag mga atomo . Ang isang atom ay ang pinakamaliit na butil ng isang elemento ng kemikal na nagpapanatili ng lahat ng mga katangian nito. Upang isipin ang laki ng isang atom, sapat na upang sabihin na kung mailalagay sila malapit sa isa't isa, kung gayon ang isang milyong atomo ay sasakupin ang layo na 0.1 mm lamang.

Ang karagdagang pag-unlad ng agham ng istraktura ng bagay ay nagpakita na ang atom ay mayroon ding kumplikadong istraktura at binubuo ng mga electron at proton. Ito ay kung paano lumitaw ang elektronikong teorya ng istruktura ng bagay.

Noong unang panahon, natuklasan na mayroong dalawang uri ng kuryente: positibo at negatibo. Ang dami ng kuryente na nasa katawan ay tinawag na charge. Depende sa uri ng kuryenteng taglay ng isang katawan, ang singil ay maaaring positibo o negatibo.

Ito rin ay itinatag sa eksperimento na tulad ng mga singil ay nagtataboy, at hindi katulad ng mga singil ay umaakit.

Isaalang-alang natin elektronikong istraktura ng atom. Ang mga atom ay binubuo ng kahit na mas maliit na mga particle kaysa sa kanilang sarili, na tinatawag na mga electron.

DEPINISYON:Ang electron ay ang pinakamaliit na particle ng matter na may pinakamaliit na negatibong singil sa kuryente.

Ang mga electron ay umiikot sa paligid ng isang gitnang nucleus na binubuo ng isa o higit pa mga proton At mga neutron, sa mga concentric na orbit. Ang mga electron ay mga particle na may negatibong singil, ang mga proton ay positibo, at ang mga neutron ay neutral (Larawan 1.1).

DEPINISYON:Ang proton ay ang pinakamaliit na particle ng matter na may pinakamaliit na positive electrical charge.

Ang pagkakaroon ng mga electron at proton ay walang pag-aalinlangan. Ang mga siyentipiko ay hindi lamang natukoy ang masa, singil at laki ng mga electron at proton, ngunit ginawa pa rin silang gumana sa iba't ibang mga electrical at radio engineering device.

Napag-alaman din na ang masa ng isang elektron ay nakasalalay sa bilis ng paggalaw nito at ang elektron ay hindi lamang umuusad sa kalawakan, ngunit umiikot din sa paligid ng axis nito.

Ang pinakasimpleng istraktura ay ang hydrogen atom (Larawan 1.1). Binubuo ito ng isang proton nucleus at isang electron na umiikot nang napakabilis sa paligid ng nucleus, na bumubuo sa panlabas na shell (orbit) ng atom. Ang mas kumplikadong mga atomo ay may ilang mga shell kung saan umiikot ang mga electron.

Ang mga shell na ito ay napuno ng mga electron nang sunud-sunod mula sa nucleus (Larawan 1.2).

Ngayon tingnan natin ito . Ang pinakalabas na shell ay tinatawag valence, at ang bilang ng mga electron na nakapaloob dito ay tinatawag valence. Ang mas malayo mula sa core shell ng valence, samakatuwid, ang mas kaunting puwersa ng pagkahumaling na nararanasan ng bawat valence electron mula sa nucleus. Kaya, pinapataas ng atom ang kakayahang mag-attach ng mga electron sa sarili nito kung sakaling hindi mapuno ang valence shell at matatagpuan malayo sa nucleus, o mawala ang mga ito.
Ang mga electron sa panlabas na shell ay maaaring makatanggap ng enerhiya. Kung ang mga electron sa valence shell ay tumatanggap kinakailangang antas enerhiya mula sa panlabas na pwersa, maaari silang humiwalay dito at umalis sa atom, iyon ay, maging mga libreng electron. Ang mga libreng electron ay maaaring lumipat nang random mula sa isang atom patungo sa atom. Ang mga materyales na naglalaman ng malaking bilang ng mga libreng electron ay tinatawag mga konduktor .

Mga insulator , ay ang kabaligtaran ng mga konduktor. Pinipigilan nila ang daloy ng electric current. Ang mga insulator ay matatag dahil ang mga electron ng valence ng ilang mga atomo ay pumupuno sa mga shell ng valence ng iba pang mga atomo, na sumasali sa kanila. Pinipigilan nito ang pagbuo ng mga libreng electron.
Sumakop sa isang intermediate na posisyon sa pagitan ng mga insulator at conductor semiconductor , ngunit pag-uusapan natin sila mamaya
Isaalang-alang natin mga katangian ng atom. Ang isang atom na may parehong bilang ng mga electron at proton ay neutral sa kuryente. Ang isang atom na nakakakuha ng isa o higit pang mga electron ay nagiging negatibong sisingilin at tinatawag na isang negatibong ion. Kung ang isang atom ay nawalan ng isa o higit pang mga electron, ito ay nagiging isang positibong ion, iyon ay, ito ay nagiging positibong sisingilin.