Електронна формула на азот 2. Електронни формули на химични елементи

Конвенционалното представяне на разпределението на електроните в електронен облак по нива, поднива и орбитали се нарича електронна формула на атома.

Правила, базирани на|базирани на| който|кой| гримирам|предавам| електронни формули

1. Принцип на минимална енергия: колкото по-малко енергия има системата, толкова по-стабилна е тя.

2. Правилото на Клечковски: разпределението на електроните между нивата и поднивата на електронния облак става в нарастващ ред на стойността на сумата от главните и орбиталните квантови числа (n + 1). В случай на равенство на стойностите (n + 1), първо се попълва поднивото, което има по-малката стойност на 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 Номер на ниво n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбитален 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантово число

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

Серия Клечковски

1* - виж таблица № 2.

3. Правилото на Хунд: при запълване на орбиталите на едно подниво разполагането на електрони с успоредни спинове съответства на най-ниското енергийно ниво.

Компилация|пропуски| електронни формули

Потенциални серии: 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

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

Серия Клечковски

Ред на попълване Електроника 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.

Електронна формула 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

Информационно съдържание на електронни формули

1. Позицията на елемента в периодичния|периодичен| система.

2. Възможни степени| окисляване на елемента.

3. Химичен характер на елемента.

4. Състав|склад| и свойства на връзките на елементите.

Позиция на елемента в периодичната таблица|периодично|Системата на Д. И. Менделеев:

а) номер на периода, в който се намира елементът, съответства на броя на нивата, на които се намират електроните;

б) номер на групата, към която принадлежи даден елемент, е равна на сумата от валентни електрони. Валентните електрони за атомите на s- и p-елементите са електрони от външното ниво; за d – елементи това са електрони от външното ниво и незапълненото подниво на предходното ниво.

V) електронно семействоопределя се от символа на поднивото, до което пристига последният електрон (s-, p-, d-, f-).

G) подгрупасе определя от принадлежността към електронното семейство: s - и p - елементите заемат главните подгрупи, а d - елементите - вторични, f - елементите заемат отделни секции в долната част на периодичната таблица (актиноиди и лантаниди).

2. Възможни степени| окисление на елементите.

Степен на окислениее зарядът, който един атом придобива, когато отдава или получава електрони.

Атомите, които даряват електрони, придобиват положителен заряд, който е равен на броя на отдадените електрони (електронен заряд (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Атомът, който е отказал електрони, се превръща в катион(положително зареден йон). Процесът на отделяне на електрон от атом се нарича процес на йонизация.Енергията, необходима за осъществяването на този процес, се нарича йонизационна енергия ( Eion, eV).

Първи от атома се отделят електроните на външното ниво, които нямат двойка в орбиталата - несдвоени. При наличието на свободни орбитали в рамките на едно ниво, под въздействието на външна енергия, електроните, образували двойки на това ниво, се раздвояват и след това се разделят заедно. Процесът на раздвояване, който възниква в резултат на поглъщането на част от енергията от един от електроните на двойката и преминаването му към по-високо подниво, се нарича процес на възбуждане.

Най-големият брой електрони, които един атом може да отдаде, е равен на броя на валентните електрони и съответства на номера на групата, в която се намира елементът. Зарядът, който атомът придобива, след като загуби всичките си валентни електрони, се нарича най-висока степен на окислениеатом.

След освобождаване|уволнение| ниво на валентност външно става|става| ниво кое|какво| предхождаща валентност. Това е ниво, напълно запълнено с електрони и следователно|и следователно| енергийно стабилен.

Атомите на елементите, които имат от 4 до 7 електрона на външно ниво, постигат енергийно стабилно състояние не само чрез даряване на електрони, но и чрез добавянето им. В резултат на това се образува ниво (.ns 2 p 6) - стабилно състояние на инертен газ.

Атомът, който е добавил електрони, придобива отрицателенстепенокисление– отрицателен заряд, който е равен на броя на приетите електрони.

Z E 0 + ne  Z E - n

Броят на електроните, които един атом може да добави, е равен на числото (8 –N|), където N е номерът на групата, в която|която| разположен елемент (или брой валентни електрони).

Процесът на добавяне на електрони към атома е придружен от освобождаване на енергия, която се нарича афинитет към електрона (Esaffinity,eB).

Познаването на възможните състояния на електрона в атома, правилото на Клечковски, принципа на Паули и правилото на Хунд позволяват да се разгледа електронната конфигурация на атома. За това се използват електронни формули.

Електронната формула обозначава състоянието на електрона в атома, като с цифра се обозначава основното квантово число, характеризиращо неговото състояние, а с буква - орбиталното квантово число. Числото, показващо колко електрони са в дадено състояние, е написано вдясно над буквата, указваща формата на електронния облак.

За водородния атом (n = 1, l = 0, m = 0) електронната формула ще бъде: 1s 1. И двата електрона на следващия елемент хелий He се характеризират с еднакви стойности на n, l, m и се различават само в завъртанията. Електронната формула на атома на хелия е ls 2. Електронната обвивка на атома на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ.

За елементи от 2-ри период (n = 2, l = 0 или l = 1) първо се запълва 2s-състоянието, а след това p-поднивото на второто енергийно ниво.

Електронна формула на литиевия атом: ls 2 2s 1. Електронът 2s 1 е по-слабо свързан с атомното ядро ​​(фиг. 6), така че литиевият атом може лесно да се откаже от него (както очевидно си спомняте, този процес се нарича окисление), превръщайки се в Li + йон.

Ориз. 6.
Секции на 1s- и 2s-електронни облаци от равнина, преминаваща през ядрото

В берилиевия атом четвъртият електрон също заема състояние 2s: ls 2 2s 2. Двата външни електрона на берилиевия атом лесно се отделят - в този случай Be се окислява до катион Be 2+.

Борният атом има електрон в състояние 2p: ls 2 2s 2 2p 1. След това за въглеродни, азотни, кислородни и флуорни атоми (в съответствие с правилото на Хунд) се запълва поднивото 2p, което завършва при благородния газ неон: ls 2 2s 2 2p 6.

Ако искат да подчертаят, че електроните на дадено подниво заемат квантовите клетки поотделно, в електронната формула обозначението на поднивото придружава индекса. Например електронната формула на въглеродния атом

За елементи от 3-ти период се запълват съответно Zs-състоянието (n = 3, l = 0) и Zp-поднивото (n = 3, l - 1). Поднивото 3d (n = 3, l = 2) остава свободно:

Понякога в диаграми, изобразяващи разпределението на електроните в атомите, се посочва само броят на електроните на всяко енергийно ниво, т.е. записват се съкратени електронни формули на атоми на химични елементи, за разлика от пълните електронни формули, дадени по-горе, например:

За елементи с големи периоди (4-ти и 5-ти), в съответствие с правилото на Клечковски, първите два електрона на външния електронен слой заемат 4s-състояние (n = 4, l = 0) и 5s-състояния (n = 5, l = 0):

Започвайки от третия елемент на всеки основен период, следващите десет електрона влизат съответно в предишните 3d и 4d поднива (за елементи от странични подгрупи):

Като правило, когато предишното d-подниво е запълнено, тогава външното (4p- и 5p-съответно) p-подниво ще започне да се запълва:

За елементи с големи периоди - 6-ти и непълен 7-ми - енергийните нива и поднива се запълват с електрони, като правило, така: първите два електрона отиват на външното s-подниво, например:

следващият един електрон (в La и Ac) отива на предишното d-подниво:

Тогава следващите 14 електрона влизат в третото външно енергийно ниво в поднивата 4f и 5f съответно на лантанидите и актинидите:

Тогава второто външно енергийно ниво (d-подниво) на елементите от страничните подгрупи ще започне да се изгражда отново:

Едва след като d-поднивото е напълно запълнено с десет електрона, външното p-подниво ще бъде запълнено отново:

В заключение ще разгледаме отново различни начини за показване на електронните конфигурации на елементите според периодите на таблицата на Д.И.

Да разгледаме елементите от 1-ви период - водород и хелий.

Електронните формули на атомите показват разпределението на електроните по енергийни нива и поднива.

Графичните електронни формули на атомите показват разпределението на електроните не само по нива и поднива, но и по квантови клетки (атомни орбитали).

В атома на хелия първият електронен слой е завършен - има 2 електрона.

Водородът и хелият са s-елементи; ls-поднивото на тези атоми е запълнено с електрони.

За всички елементи от втория период първият електронен слой е запълнен, а електроните запълват състоянията 2s и 2p в съответствие с принципа на най-малката енергия (първо S- и след това p) и правилата на Паули и Хунд (Таблица 2) .

В атома на неона вторият електронен слой е завършен - има 8 електрона.

таблица 2
Структура на електронни обвивки на атоми на елементи от 2-ри период

Литий Li, берилий Be - s-елементи.

Бор B, въглерод C, азот N, кислород O, флуор F, неон Ne са p-елементи; p-поднивото на тези атоми е запълнено с електрони.

За атоми на елементи от 3-ти период, първият и вторият електронен слой са завършени, така че третият електронен слой е запълнен, в който електроните могат да заемат 3s-, 3p- и 3d-състояния (Таблица 3).

Таблица 3
Структура на електронни обвивки на атоми на елементи от 3-ти период

Поднивото 3s се завършва при магнезиевия атом. Натрият Na и магнезият Mg са s-елементи.

В алуминия и елементите след него поднивото 3p е запълнено с електрони.

Аргоновият атом има 8 електрона във външния си слой (трети електронен слой). Като външен слой е пълен, но общо в третия електронен слой, както вече знаете, може да има 18 електрона, което означава, че елементите от 3-ти период имат незапълнено 3d състояние.

Всички елементи от алуминий Al до аргон Ar са p-елементи.

S- и p-елементите формират основните подгрупи в периодичната система.

За атомите на елементите от 4-ия период - калий и калций - се появява четвърто енергийно ниво, запълва се 48-то подниво (Таблица 4), тъй като според правилото на Клечковски има по-ниска енергия от 3d подниво.

Таблица 4
Структура на електронни обвивки на атоми на елементи от 4-ти период

За опростяване на графичните електронни формули на атомите на елементи от 4-ти период:

Калият K и калцият Ca са s-елементи, включени в основните подгрупи. В атомите от скандий Sc до цинк Zn, 3d поднивото е запълнено с електрони. Това са 3d елементи. Те са включени във вторични подгрупи, най-външният им електронен слой е запълнен и се класифицират като преходни елементи.

Обърнете внимание на структурата на електронните обвивки на хром и медни атоми. При тях един електрон „се проваля“ от 4s до 3d подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените електронни конфигурации 3d 5 и 3d 10:

В атома на цинка третото енергийно ниво е завършено, в него са запълнени всички поднива - 3s, 3p и 3d, с общо 18 електрона.

Елементите след цинка продължават да запълват четвъртото енергийно ниво, подниво 4p.

Елементите от галий Ga до криптон Kr са p-елементи.

Атомът Kr криптон има външен слой (четвърти), който е пълен и има 8 електрона. Но общо в четвъртия електронен слой, както знаете, може да има 32 електрона; атомът на криптон все още има незапълнени състояния 4d и 4f.

За елементи от 5-ти период, в съответствие с правилото на Клечковски, поднивата се попълват в следния ред: 5s ⇒ 4d ⇒ 5r. И има и изключения, свързани с „провала“ на електрони в 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

В 6-ия и 7-ия период се появяват f-елементи, т.е. елементи, за които се запълват съответно 4f- и 5f-поднива на третото външно енергийно ниво.

4f елементите се наричат ​​лантаниди.

5f-елементите се наричат ​​актиниди.

Редът на попълване на електронни поднива в атоми на елементи от 6-ти период: 55 Cs и 56 Ba - bs елементи; 57 La ...6s 2 5d 1 - 5d елемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d елементи; 81 Tl - 86 Rn - br-елементи. Но и тук има елементи, при които редът на запълване на енергийните поднива е „нарушен“, което например се свързва с по-голямата енергийна стабилност на полу- и напълно запълнените f-поднива, т.е. nf 7 и nf 14.

В зависимост от това кое подниво на атома е последно запълнено с електрони, всички елементи, както вече разбрахте, са разделени на четири електронни семейства или блокове (фиг. 7):

Ориз. 7.
Разделяне на периодичната система (таблица) на блокове от елементи

1. s-елементи; s-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; s-елементите включват водород, хелий и елементи от основните подгрупи на групи I и II;
2. p-елементи; р-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; р-елементите включват елементи от основните подгрупи на групи III-VIII;
3. d-елементи; d-поднивото на предвъншното ниво на атома е запълнено с електрони; d-елементите включват елементи от вторични подгрупи от групи I-VIII, т.е. елементи от последователни десетилетия с големи периоди, разположени между s- и p-елементи. Те се наричат ​​още преходни елементи;
4. f-елементи; f-поднивото на третото външно ниво на атома е запълнено с електрони; Те включват лантаниди и актиниди.

Въпроси и задачи към § 3

1. Направете диаграми на електронния строеж, електронни формули и графични електронни формули на атомите на следните химични елементи:
   а) калций;
   б) желязо;
   в) цирконий;
   г) ниобий;
   д) хафний;
   д) злато.
2. Напишете електронната формула за елемент № 110, като използвате символа за съответния благороден газ.
3. Какво е "потапяне" на електрон? Дайте примери за елементи, в които се наблюдава това явление, запишете техните електронни формули.
4. Как се определя принадлежността на химичен елемент към определено електронно семейство?
5. Сравнете електронните и графичните електронни формули на серния атом. Каква допълнителна информация съдържа последната формула?

Нека разберем как да създадем електронна формула на химичен елемент. Този въпрос е важен и уместен, тъй като дава представа не само за структурата, но и за очакваните физични и химични свойства на въпросния атом.

Правила за компилация

За да се състави графична и електронна формула на химичен елемент, е необходимо да имате разбиране за теорията на структурата на атома. Да започнем с това, че има два основни компонента на атома: ядрото и отрицателните електрони. Ядрото включва неутрони, които нямат заряд, както и протони, които имат положителен заряд.

Обсъждайки как да съставим и определим електронната формула на химичен елемент, отбелязваме, че за да се намери броят на протоните в ядрото, ще е необходима периодичната система на Менделеев.

Номерът на даден елемент съответства по ред на броя на протоните, намиращи се в неговото ядро. Номерът на периода, в който се намира атомът, характеризира броя на енергийните слоеве, върху които са разположени електроните.

За да се определи броят на неутроните, лишени от електрически заряд, е необходимо да се извади неговият пореден номер (брой протони) от относителната маса на атома на елемента.

Инструкции

За да разберете как да съставите електронната формула на химичен елемент, разгледайте правилото за запълване на поднива с отрицателни частици, формулирано от Клечковски.

В зависимост от това колко свободна енергия имат свободните орбитали, се съставя серия, която характеризира последователността на нивата на запълване с електрони.

Всяка орбитала съдържа само два електрона, които са подредени в антипаралелни спинове.

За да се изрази структурата на електронните обвивки, се използват графични формули. Как изглеждат електронните формули на атомите на химичните елементи? Как да създадете графични опции? Тези въпроси са включени в училищния курс по химия, така че ще се спрем на тях по-подробно.

Има определена матрица (основа), която се използва при изготвяне на графични формули. S-орбиталата се характеризира само с една квантова клетка, в която два електрона са разположени един срещу друг. Те са обозначени графично със стрелки. За p-орбиталата са изобразени три клетки, всяка от които също съдържа два електрона, d-орбиталата съдържа десет електрона, а f-орбиталата е изпълнена с четиринадесет електрона.

Примери за съставяне на електронни формули

Нека продължим разговора за това как да съставим електронната формула на химичен елемент. Например, трябва да създадете графична и електронна формула за елемента манган. Първо, нека определим позицията на този елемент в периодичната таблица. Той има атомен номер 25, следователно в атома има 25 електрона. Манганът е елемент от четвърти период и следователно има четири енергийни нива.

Как се пише електронна формула на химичен елемент? Записваме знака на елемента, както и неговия сериен номер. Използвайки правилото на Клечковски, ние разпределяме електроните между енергийни нива и поднива. Поставяме ги последователно на първо, второ и трето ниво, като във всяка клетка поставяме по два електрона.

След това ги сумираме, получавайки 20 броя. Три нива са напълно запълнени с електрони, а на четвъртото остават само пет електрона. Като се има предвид, че всеки тип орбитала има свой собствен енергиен резерв, ние разпределяме останалите електрони в поднивата 4s и 3d. В резултат на това готовата електронна графична формула за мангановия атом има следния вид:

1s2 / 2s2, 2p6 / 3s2, 3p6 / 4s2, 3d3

Практическо значение

Използвайки електронни графични формули, можете ясно да видите броя на свободните (несдвоени) електрони, които определят валентността на даден химичен елемент.

Предлагаме обобщен алгоритъм от действия, с който можете да създавате електронни графични формули за всякакви атоми, разположени в периодичната таблица.

На първо място е необходимо да се определи броят на електроните с помощта на периодичната таблица. Номерът на периода показва броя на енергийните нива.

Принадлежността към определена група е свързана с броя на електроните, разположени във външното енергийно ниво. Нивата са разделени на поднива и се попълват, като се вземе предвид правилото Klechkovsky.

Заключение

За да се определят валентните възможности на всеки химичен елемент, намиращ се в периодичната таблица, е необходимо да се състави електронна графична формула на неговия атом. Даденият по-горе алгоритъм ще ни позволи да се справим със задачата и да определим възможните химични и физични свойства на атома.

Записва се под формата на така наречените електронни формули. В електронните формули буквите s, p, d, f означават енергийните поднива на електроните; Числата пред буквите показват енергийното ниво, в което се намира даден електрон, а индексът горе вдясно е броят на електроните в дадено подниво. За да съставите електронната формула на атом на всеки елемент, достатъчно е да знаете номера на този елемент в периодичната таблица и да следвате основните принципи, които управляват разпределението на електроните в атома.

Структурата на електронната обвивка на атома може да бъде изобразена и под формата на диаграма на разположението на електроните в енергийните клетки.

За атомите на желязото тази схема има следната форма:

Тази диаграма ясно показва прилагането на правилото на Хунд. На подниво 3d максималният брой клетки (четири) е запълнен с несдвоени електрони. Изображението на структурата на електронната обвивка в атома под формата на електронни формули и под формата на диаграми не отразява ясно вълновите свойства на електрона.

Текстът на периодичния закон с изменениятаДА. Менделеев : свойствата на простите тела, както и формите и свойствата на съединенията на елементите, са в периодична зависимост от големината на атомните тегла на елементите.

Съвременна формулировка на периодичния закон: свойствата на елементите, както и формите и свойствата на техните съединения, периодично зависят от големината на заряда на ядрото на техните атоми.

Така положителният заряд на ядрото (а не атомната маса) се оказа по-точен аргумент, от който зависят свойствата на елементите и техните съединения

Валентност- Това е броят на химичните връзки, чрез които един атом е свързан с друг.
Валентните способности на атома се определят от броя на несдвоените електрони и наличието на свободни атомни орбитали на външното ниво. Структурата на външните енергийни нива на атомите на химичните елементи определя главно свойствата на техните атоми. Следователно тези нива се наричат ​​валентни нива. Електроните на тези нива, а понякога и на предвъншните нива, могат да участват в образуването на химични връзки. Такива електрони се наричат ​​още валентни електрони.

Стехиометрична валентностхимичен елемент - това е броят на еквивалентите, които даден атом може да прикрепи към себе си, или броят на еквивалентите в един атом.

Еквивалентите се определят от броя на свързаните или заместени водородни атоми, така че стехиометричната валентност е равна на броя на водородните атоми, с които даден атом взаимодейства. Но не всички елементи взаимодействат свободно, но почти всички взаимодействат с кислорода, така че стехиометричната валентност може да се дефинира като два пъти броя на свързаните кислородни атоми.

Например, стехиометричната валентност на сярата в сероводород H 2 S е 2, в оксид SO 2 - 4, в оксид SO 3 -6.

При определяне на стехиометричната валентност на елемент, използвайки формулата на бинарно съединение, трябва да се ръководи от правилото: общата валентност на всички атоми на един елемент трябва да бъде равна на общата валентност на всички атоми на друг елемент.

Степен на окислениеСъщо характеризира състава на веществото и е равен на стехиометричната валентност със знак плюс (за метал или по-електроположителен елемент в молекулата) или минус.

1. В простите вещества степента на окисление на елементите е нула.

2. Степента на окисление на флуора във всички съединения е -1. Останалите халогени (хлор, бром, йод) с метали, водород и други по-електроположителни елементи също имат степен на окисление -1, но в съединения с по-електроотрицателни елементи те имат положителни степени на окисление.

3. Кислородът в съединенията има степен на окисление -2; изключенията са водороден пероксид H 2 O 2 и неговите производни (Na 2 O 2, BaO 2 и др., в които кислородът има степен на окисление -1, както и кислороден флуорид OF 2, в който степента на окисление на кислорода е +2.

4. Алкалните елементи (Li, Na, K и др.) И елементите от основната подгрупа на втората група на периодичната таблица (Be, Mg, Ca и др.) Винаги имат степен на окисление, равна на номера на групата, че е, +1 и +2, съответно.

5. Всички елементи от третата група, с изключение на талия, имат постоянна степен на окисление, равна на номера на групата, т.е. +3.

6. Най-високата степен на окисление на даден елемент е равна на номера на групата на периодичната таблица, а най-ниската е разликата: номерът на групата е 8. Например най-високата степен на окисление на азота (той се намира в петата група) е +5 (при азотна киселина и нейните соли), а най-ниската е равна на -3 (при амоняк и амониеви соли).

7. Степените на окисление на елементите в едно съединение се компенсират взаимно, така че тяхната сума за всички атоми в молекулата или неутралната формулна единица е нула, а за йона това е неговият заряд.

Тези правила могат да се използват за определяне на неизвестното състояние на окисление на елемент в съединение, ако степента на окисление на останалите са известни, и за съставяне на формули за многоелементни съединения.

Степен на окисление (окислително число) — спомагателна условна стойност за записване на процесите на окисляване, редукция и редокс реакции.

Концепция степен на окислениечесто се използва в неорганичната химия вместо понятието валентност. Степента на окисление на атома е равна на числената стойност на електрическия заряд, приписан на атома, ако се приеме, че свързващите електронни двойки са напълно предубедени към по-електроотрицателни атоми (тоест, ако приемем, че съединението се състои само от йони).

Окислителното число съответства на броя електрони, които трябва да се добавят към положителен йон, за да се редуцира до неутрален атом, или да се извадят от отрицателен йон, за да се окисли до неутрален атом:

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

Свойствата на елементите, в зависимост от структурата на електронната обвивка на атома, варират според периодите и групите на периодичната система. Тъй като в поредица от аналогови елементи електронните структури са само подобни, но не и идентични, тогава при преминаване от един елемент в групата към друг за тях се наблюдава не просто повторение на свойствата, а тяхната повече или по-малко ясно изразена естествена промяна .

Химическата природа на даден елемент се определя от способността на неговия атом да губи или да получава електрони. Тази способност се определя количествено чрез стойностите на йонизационните енергии и електронните афинитети.

Йонизационна енергия (E и) е минималното количество енергия, необходимо за отнемане и пълно отстраняване на електрон от атом в газовата фаза при T = 0

K без прехвърляне на кинетична енергия към освободения електрон с превръщането на атома в положително зареден йон: E + Ei = E+ + e-. Йонизационната енергия е положителна величина и има най-ниски стойности за атоми на алкални метали и най-високи за атоми на благороден газ.

Електронен афинитет (Ee) е енергията, освободена или погълната, когато електрон се добави към атом в газовата фаза при T = 0

K с превръщането на атом в отрицателно зареден йон без прехвърляне на кинетична енергия към частицата:

E + e- = E- + Ee.

Халогените, особено флуорът, имат максимален електронен афинитет (Ee = -328 kJ/mol).

Стойностите на Ei и Ee се изразяват в килоджаули на мол (kJ/mol) или в електронволтове на атом (eV).

Способността на свързания атом да измества електрони от химични връзки към себе си, увеличавайки електронната плътност около себе си, се нарича електроотрицателност.

Това понятие е въведено в науката от Л. Полинг. Електроотрицателностозначава се със символа ÷ и характеризира тенденцията на даден атом да добавя електрони, когато образува химична връзка.

Според R. Maliken, електроотрицателността на атома се оценява от половината от сумата на йонизационните енергии и електронните афинитети на свободните атоми = (Ee + Ei)/2

В периодите има обща тенденция йонизационната енергия и електроотрицателността да се увеличават с увеличаване на заряда на атомното ядро; в групите тези стойности намаляват с увеличаване на атомния номер на елемента.

Трябва да се подчертае, че на даден елемент не може да бъде приписана постоянна стойност на електроотрицателността, тъй като зависи от много фактори, по-специално от валентното състояние на елемента, вида на съединението, в което е включен, и броя и вида на съседните атоми .

Атомни и йонни радиуси. Размерите на атомите и йоните се определят от размерите на електронната обвивка. Според концепциите на квантовата механика електронната обвивка няма строго определени граници. Следователно радиусът на свободен атом или йон може да се приеме като теоретично изчислено разстояние от ядрото до позицията на главния максимум на плътността на външните електронни облаци.Това разстояние се нарича орбитален радиус. В практиката обикновено се използват радиусите на атомите и йоните в съединенията, изчислени въз основа на експериментални данни. В този случай се разграничават ковалентни и метални радиуси на атомите.

Зависимостта на атомните и йонните радиуси от заряда на ядрото на атома на елемента е периодична по природа. В периоди, когато атомният номер се увеличава, радиусите са склонни да намаляват. Най-голямото намаление е характерно за елементите с кратки периоди, тъй като тяхното външно електронно ниво е запълнено. В големи периоди в семействата на d- и f-елементи тази промяна е по-малко рязка, тъй като в тях запълването на електрони се извършва в пред-външния слой. В подгрупите радиусите на атомите и йоните от един и същи тип обикновено се увеличават.

Периодичната система от елементи е ярък пример за проявата на различни видове периодичност в свойствата на елементите, която се наблюдава хоризонтално (в период отляво надясно), вертикално (в група, например отгоре надолу ), диагонално, т.е. някакво свойство на атома се увеличава или намалява, но периодичността остава.

В периода отляво надясно (→) окислителните и неметалните свойства на елементите се увеличават, а редукционните и металните свойства намаляват. И така, от всички елементи от период 3, натрият ще бъде най-активният метал и най-силният редуциращ агент, а хлорът ще бъде най-силният окислител.

Химическа връзка- Това е взаимното свързване на атомите в една молекула, или кристална решетка, в резултат на действието на електрическите сили на привличане между атомите.

Това е взаимодействието на всички електрони и всички ядра, което води до образуването на стабилна многоатомна система (радикал, молекулярен йон, молекула, кристал).

Химичните връзки се осъществяват от валентни електрони. Според съвременните концепции химическата връзка има електронен характер, но се осъществява по различни начини. Следователно има три основни вида химични връзки: ковалентен, йонен, метален.Възниква между молекулите водородна връзка,и да се случи ван дер ваалсови взаимодействия.

Основните характеристики на химическата връзка включват:

- дължина на връзката - Това е междуядреното разстояние между химически свързани атоми.

Зависи от природата на взаимодействащите атоми и множествеността на връзката. С увеличаването на множествеността дължината на връзката намалява и следователно нейната сила се увеличава;

- множествеността на връзката се определя от броя на електронните двойки, свързващи два атома. С увеличаването на множеството, енергията на свързване се увеличава;

- ъгъл на свързване- ъгълът между въображаемите прави линии, преминаващи през ядрата на два химически свързани помежду си съседни атома;

Енергия на връзката E SV - това е енергията, която се отделя при образуването на дадена връзка и се изразходва за нейното разкъсване, kJ/mol.

Ковалентна връзка - Химическа връзка, образувана чрез споделяне на двойка електрони между два атома.

Обяснението на химическата връзка чрез появата на споделени електронни двойки между атомите формира основата на спиновата теория на валентността, чийто инструмент е метод на валентната връзка (MVS) , открит от Луис през 1916 г. За квантово механично описание на химичните връзки и структурата на молекулите се използва друг метод - молекулярно орбитален метод (MMO) .

Метод на валентната връзка

Основни принципи на образуване на химична връзка с помощта на MBC:

1. Химическата връзка се образува от валентни (несдвоени) електрони.

2. Електрони с антипаралелни спинове, принадлежащи на два различни атома, стават обичайни.

3. Химическа връзка се образува само ако при приближаване на два или повече атома общата енергия на системата намалява.

4. Основните сили, действащи в една молекула, са с електрически, кулонов произход.

5. Колкото по-силна е връзката, толкова повече взаимодействащите електронни облаци се припокриват.

Има два механизма за образуване на ковалентни връзки:

Обменен механизъм.Връзката се образува чрез споделяне на валентните електрони на два неутрални атома. Всеки атом допринася с един несдвоен електрон към обща електронна двойка:

Ориз. 7. Обменен механизъм за образуване на ковалентни връзки: А- неполярни; b- полярен

Донорно-акцепторен механизъм.Един атом (донор) осигурява електронна двойка, а другият атом (акцептор) осигурява празна орбитала за тази двойка.

връзки, образованспоред донорно-акцепторния механизъм принадлежат към комплексни съединения

Ориз. 8. Донорно-акцепторен механизъм на образуване на ковалентна връзка

Ковалентната връзка има определени характеристики.

Насищаемост - свойството на атомите да образуват строго определен брой ковалентни връзки.Поради наситеността на връзките, молекулите имат определен състав.

sp 2 хибридизация- една s-орбитала и две p-орбитали се превръщат в три еднакви "хибридни" орбитали, ъгълът между осите им е 120 °. Молекулите, в които възниква sp 2 хибридизация, имат плоска геометрия (BF 3, AlCl 3).

sp 3-хибридизация- една s-орбитала и три p-орбитали се трансформират в четири еднакви "хибридни" орбитали, ъгълът между осите на които е 109°28". Молекулите, в които се извършва sp 3 хибридизация, имат тетраедрична геометрия (CH 4 , NH 3).

Ориз. 10. Видове хибридизация на валентни орбитали: a - sp-хибридизация на валентни орбитали; b - sp 2 -хибридизация на валентни орбитали; V - sp 3-хибридизация на валентни орбитали

Задачата да се състави електронна формула за химичен елемент не е от най-лесните.

И така, алгоритъмът за съставяне на електронни формули на елементи е следният:

• Първо записваме химичния знак. елемент, като долу вляво на знака посочваме неговия пореден номер.
• След това по номера на периода (от който е елементът) определяме броя на енергийните нива и рисуваме такъв брой дъги до знака на химичния елемент.
• След това, според номера на групата, броят на електроните във външното ниво се записва под дъгата.
• На 1-во ниво максималното възможно е 2, на второто вече има 8, на третото - до 18. Започваме да поставяме числа под съответните дъги.
• Броят на електроните на предпоследното ниво трябва да се изчисли, както следва: броят на вече зададените електрони се изважда от серийния номер на елемента.
• Остава да превърнем нашата диаграма в електронна формула:

Ето електронните формули на някои химични елементи:

• 1. Записваме химичния елемент и неговият пореден номер показва броя на електроните в атома.
  2. Нека направим формула. За да направите това, трябва да разберете броя на енергийните нива; основата за определяне е номерът на периода на елемента.
  3. Разделяме нивата на поднива.

  По-долу можете да видите пример за това как правилно да съставите електронни формули на химични елементи.

Трябва да създадете електронни формули на химични елементи по следния начин: трябва да погледнете номера на елемента в периодичната таблица, като по този начин разберете колко електрони има. След това трябва да разберете броя на нивата, който е равен на периода. След това се записват и попълват поднивата:

На първо място, трябва да определите броя на атомите според периодичната таблица.



За да съставите електронната формула, ще ви е необходима периодичната система на Менделеев. Намерете своя химичен елемент там и погледнете периода - той ще бъде равен на броя на енергийните нива. Номерът на групата ще съответства числено на броя на електроните в последното ниво. Броят на елемента ще бъде количествено равен на броя на неговите електрони. Също така трябва да знаете, че първото ниво има максимум 2 електрона, второто - 8, а третото - 18.

Това са основните точки. Освен това в интернет (включително и в нашия сайт) можете да намерите информация с готова електронна формула за всеки елемент, за да можете да тествате сами.

Съставянето на електронни формули на химичните елементи е много сложен процес; не можете да го направите без специални таблици и трябва да използвате цял куп формули. Накратко, за да компилирате, трябва да преминете през следните етапи:

Необходимо е да се състави орбитална диаграма, в която ще има концепция за това как електроните се различават един от друг. Диаграмата подчертава орбиталите и електроните.

Електроните са запълнени на нива, отдолу нагоре, и имат няколко поднива.

Първо откриваме общия брой електрони на даден атом.

Попълваме формулата по определена схема и я записваме - това ще бъде електронната формула.



Например, за азота тази формула изглежда така, първо се занимаваме с електрони:



И запишете формулата:



Да разбера принципът на съставяне на електронната формула на химичен елемент, първо трябва да определите общия брой електрони в атома по числото в периодичната таблица. След това трябва да определите броя на енергийните нива, като вземете за основа номера на периода, в който се намира елементът.

След това нивата се разделят на поднива, които се запълват с електрони въз основа на принципа на най-малката енергия.

Можете да проверите правилността на вашите разсъждения, като погледнете например тук.

Съставяйки електронната формула на химичен елемент, можете да разберете колко електрони и електронни слоеве има в даден атом, както и реда на тяхното разпределение между слоевете.

Първо определяме атомния номер на елемента според периодичната таблица; той съответства на броя на електроните. Броят на електронните слоеве показва номера на периода, а броят на електроните в последния слой на атома съответства на номера на групата.

• първо запълваме s-поднивото, а след това p-, d- b f-поднивата;
• според правилото на Клечковски, електроните запълват орбиталите в ред на увеличаване на енергията на тези орбитали;
• според правилото на Хунд, електроните в едно подниво заемат свободни орбитали един по един и след това образуват двойки;
• Според принципа на Паули в една орбитала има не повече от 2 електрона.

• Електронната формула на химичния елемент показва колко електронни слоя и колко електрони се съдържат в атома и как са разпределени между слоевете.

  За да съставите електронната формула на химичен елемент, трябва да разгледате периодичната таблица и да използвате информацията, получена за този елемент. Атомният номер на елемент в периодичната таблица съответства на броя на електроните в атома. Броят на електронните слоеве съответства на номера на периода, броят на електроните в последния електронен слой съответства на номера на групата.

  Трябва да се помни, че първият слой съдържа максимум 2 електрона 1s2, вторият - максимум 8 (две s и шест p: 2s2 2p6), третият - максимум 18 (две s, шест p и десет d: 3s2 3p6 3d10).

  Например електронната формула на въглерода: C 1s2 2s2 2p2 (пореден номер 6, период номер 2, група номер 4).

  Електронна формула за натрий: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (пореден номер 11, период номер 3, група номер 1).

  За да проверите дали електронната формула е написана правилно, можете да разгледате сайта www.alhimikov.net.

  На пръв поглед съставянето на електронна формула за химични елементи може да изглежда като доста сложна задача, но всичко ще стане ясно, ако се придържате към следната схема:

  • първо записваме орбиталите
  • Вмъкваме числа пред орбиталите, които показват номера на енергийното ниво. Не забравяйте формулата за определяне на максималния брой електрони на енергийно ниво: N=2n2

  Как можете да разберете броя на енергийните нива? Просто погледнете периодичната таблица: това число е равно на номера на периода, в който се намира елементът.

  • Над иконата на орбитата пишем число, което показва броя на електроните, които са в тази орбитала.

  Например електронната формула за скандий ще изглежда така.