Elektronový vzorec dusíku 2. Elektronické vzorce chemických prvků

Nazývá se konvenční znázornění rozložení elektronů v elektronovém oblaku podle úrovní, podúrovní a orbitalů elektronový vzorec atomu.

Pravidla založená na|založená na| který|který| make up|předat| elektronické vzorce

1. Princip minimální energie: čím méně energie má systém, tím je stabilnější.

2. Klechkovského pravidlo: distribuce elektronů mezi úrovněmi a podúrovněmi elektronového oblaku nastává v rostoucím pořadí podle hodnoty součtu hlavních a orbitálních kvantových čísel (n + 1). V případě rovnosti hodnot (n + 1) se nejprve vyplní podúroveň, která má menší hodnotu n.

1 2 3 3 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbitální 1 1 2 0 0 1 1 2 00 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 kvantové číslo

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

série Klechkovského

1* - viz tabulka č. 2.

3. Hundovo pravidlo: při plnění orbitalů jedné podúrovně odpovídá umístění elektronů s paralelními spiny nejnižší energetické hladině.

Kompilace|projde| elektronické vzorce

Potenciální série:1 s 2 s p 3 s p 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

série Klechkovského

Pořadí plnění 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.

Elektronický vzorec 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... 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

Informační obsah elektronických vzorců

1. Poloha prvku v periodickém|periodickém| Systém.

2. Stupně možné| oxidace prvku.

3. Chemický charakter prvku.

4. Složení|sklad| a vlastnosti spojů prvků.

Poloha prvku v periodickém období|pravidelně|D.I. Mendělejevův systém:

A) číslo období, ve které se prvek nachází, odpovídá počtu úrovní, na kterých se nacházejí elektrony;

b) číslo skupiny, ke kterému daný prvek patří, se rovná součtu valenčních elektronů. Valenční elektrony pro atomy s- a p-prvků jsou elektrony vnější úrovně; pro d – prvky jsou to elektrony vnější úrovně a nezaplněné podúrovně předchozí úrovně.

PROTI) elektronická rodina určeno symbolem podúrovně, do které dorazí poslední elektron (s-, p-, d-, f-).

G) podskupina určeno příslušností do elektronické rodiny: s - a p - prvky zaujímají hlavní podskupiny a d - prvky - sekundární, f - prvky zaujímají samostatné sekce ve spodní části periodické tabulky (aktinidy a lanthanoidy).

2. Možné stupně| oxidace prvků.

Oxidační stav je náboj, který atom získává, když se vzdává nebo získává elektrony.

Atomy, které darují elektrony, získávají kladný náboj, který se rovná počtu odevzdaných elektronů (elektronový náboj (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Atom, který se vzdal elektronů, se změní na kation(kladně nabitý iont). Proces odstranění elektronu z atomu se nazývá ionizační proces. Energie potřebná k provedení tohoto procesu se nazývá ionizační energie ( Eion, eV).

Jako první se od atomu oddělují elektrony vnější úrovně, které nemají v orbitalu pár – nepárové. V přítomnosti volných orbitalů v rámci jedné úrovně, pod vlivem vnější energie, elektrony, které vytvořily páry na této úrovni, jsou nepárové a poté všechny odděleny dohromady. Proces rozpárování, ke kterému dochází v důsledku absorpce části energie jedním z elektronů páru a jeho přechodu do vyšší podúrovně, se nazývá proces excitace.

Největší počet elektronů, které může atom darovat, se rovná počtu valenčních elektronů a odpovídá číslu skupiny, ve které se prvek nachází. Náboj, který atom získá po ztrátě všech svých valenčních elektronů, se nazývá nejvyšší oxidační stav atom.

Po propuštění|propuštění| valenční úroveň externí se stává|stává| úroveň která|co| předcházela valence. Toto je hladina zcela naplněná elektrony, a proto|a tedy| energeticky stabilní.

Atomy prvků, které mají na vnější úrovni od 4 do 7 elektronů, dosahují energeticky stabilního stavu nejen darováním elektronů, ale i jejich přidáváním. V důsledku toho se vytvoří hladina (.ns 2 p 6) - stabilní stav inertního plynu.

Atom, který přidal elektrony, získává negativnístupeňoxidace– záporný náboj, který se rovná počtu přijatých elektronů.

Z E 0 + ne  Z E - n

Počet elektronů, které může atom přidat, se rovná číslu (8 –N|), kde N je číslo skupiny, ve které|které| prvek (nebo počet valenčních elektronů) umístěn.

Proces přidávání elektronů do atomu je doprovázen uvolňováním energie, která je tzv afinita k elektronu (Esafinita,eB).

Znalost možných stavů elektronu v atomu, Klechkovského pravidlo, Pauliho princip a Hundovo pravidlo umožňují uvažovat o elektronové konfiguraci atomu. K tomu slouží elektronické vzorce.

Elektronový vzorec označuje stav elektronu v atomu, označující číslem hlavní kvantové číslo charakterizující jeho stav a písmenem orbitální kvantové číslo. Číslo udávající, kolik elektronů je v daném stavu, je napsáno vpravo nad písmenem označujícím tvar elektronového oblaku.

Pro atom vodíku (n = 1, l = 0, m = 0) bude elektronový vzorec: 1s 1. Oba elektrony dalšího prvku helia He se vyznačují stejnými hodnotami n, l, m a liší se pouze spiny. Elektronový vzorec atomu helia je ls 2. Elektronový obal atomu helia je kompletní a velmi stabilní. Helium je vzácný plyn.

Pro prvky 2. periody (n = 2, l = 0 nebo l = 1) je nejprve naplněn 2s-stav a poté p-podúroveň druhé energetické hladiny.

Elektronový vzorec atomu lithia: ls 2 2s 1. Elektron 2s 1 je slaběji vázán k atomovému jádru (obr. 6), takže se jej atom lithia může snadno vzdát (jak si jistě pamatujete, tento proces se nazývá oxidace) a přemění se na iont Li +.

Rýže. 6.
Řezy 1s- a 2s-elektronových mraků rovinou procházející jádrem

V atomu berylia čtvrtý elektron také zaujímá stav 2s: ls 2 2s 2. Dva vnější elektrony atomu berylia se snadno oddělí – v tomto případě se Be oxiduje na kationt Be 2+.

Atom boru má elektron ve stavu 2p: ls 2 2s 2 2p 1. Dále je pro atomy uhlíku, dusíku, kyslíku a fluoru (v souladu s Hundovým pravidlem) vyplněna podúroveň 2p, která končí u neonu vzácného plynu: ls 2 2s 2 2p 6.

Pokud chtějí zdůraznit, že elektrony na dané podúrovni obsazují kvantové buňky jednotlivě, doprovází v elektronickém vzorci označení podúrovně index. Například elektronový vzorec atomu uhlíku

Pro prvky 3. periody je naplněn stav Zs (n = 3, l = 0) a podúroveň Zp (n = 3, l - 1). 3D podúroveň (n = 3, l = 2) zůstává volná:

Někdy je v diagramech znázorňujících distribuci elektronů v atomech uveden pouze počet elektronů na každé energetické úrovni, to znamená, že jsou psány zkrácené elektronické vzorce atomů chemických prvků, na rozdíl od úplných elektronických vzorců uvedených výše, například:

U prvků s velkými periodami (4. a 5.) v souladu s Klechkovského pravidlem první dva elektrony vnější elektronové vrstvy zaujímají 4s-stav (n = 4, l = 0) a 5s-stav (n = 5, l = 0):

Počínaje třetím prvkem každé hlavní periody vstoupí dalších deset elektronů do předchozích podúrovní 3d a 4d (pro prvky vedlejších podskupin):

Zpravidla, když je naplněna předchozí d-podúroveň, začne se plnit vnější (4p a 5p-v tomto pořadí) p-podúroveň:

Pro prvky velkých period - 6. a neúplná 7. - energetické hladiny a podúrovně jsou zpravidla naplněny elektrony takto: první dva elektrony jdou do vnější s-podúrovně, například:

další jeden elektron (v La a Ac) jde do předchozí d-podúrovně:

Potom dalších 14 elektronů vstoupí do třetí vnější energetické hladiny v podúrovních 4f a 5f lanthanoidů a aktinidů, v tomto pořadí:

Poté se začne znovu budovat druhá vnější energetická hladina (d-podúroveň) prvků vedlejších podskupin:

Teprve po úplném zaplnění podhladiny d deseti elektrony se vnější podhladina p znovu zaplní:

Na závěr se ještě jednou zamyslíme nad různými způsoby zobrazení elektronických konfigurací atomů prvků podle období Mendělejevovy tabulky.

Uvažujme prvky 1. periody – vodík a helium.

Elektronické vzorce atomů ukazují rozložení elektronů napříč energetickými hladinami a podúrovněmi.

Grafické elektronické vzorce atomů ukazují rozložení elektronů nejen mezi úrovněmi a podúrovněmi, ale také napříč kvantovými buňkami (atomovými orbitaly).

V atomu helia je první elektronová vrstva kompletní – má 2 elektrony.

Vodík a helium jsou s-prvky; ls-podúroveň těchto atomů je vyplněna elektrony.

U všech prvků 2. periody je naplněna první elektronová vrstva a elektrony vyplňují stavy 2s a 2p v souladu s principem nejmenší energie (nejprve S- a poté p) a pravidly Pauliho a Hunda (tabulka 2) .

V atomu neonu je druhá elektronová vrstva kompletní – má 8 elektronů.

tabulka 2
Struktura elektronových obalů atomů prvků 2. periody

Lithium Li, berylium Be - s-prvky.

Bór B, uhlík C, dusík N, kyslík O, fluor F, neon Ne jsou p-prvky p-podúroveň těchto atomů je vyplněna elektrony.

U atomů prvků 3. periody je dokončena první a druhá elektronová vrstva, je tedy vyplněna třetí elektronová vrstva, ve které mohou elektrony zaujímat 3s-, 3p- a 3d-stavy (tab. 3).

Tabulka 3
Struktura elektronových obalů atomů prvků 3. periody

Na atomu hořčíku se dokončuje podúroveň 3s. Sodík Na a hořčík Mg jsou s-prvky.

V hliníku a prvcích na něj navazujících je podúroveň 3p vyplněna elektrony.

Atom argonu má ve své vnější vrstvě (třetí elektronová vrstva) 8 elektronů. Jako vnější vrstva je kompletní, ale celkem ve třetí elektronové vrstvě, jak již víte, může být 18 elektronů, což znamená, že prvky 3. periody mají nezaplněný 3d stav.

Všechny prvky od hliníku Al po argon Ar jsou p-prvky.

S- a p-prvky tvoří hlavní podskupiny v periodické tabulce.

Pro atomy prvků 4. periody - draslíku a vápníku - se objevuje čtvrtá energetická hladina, 48. podúroveň je naplněna (tabulka 4), protože podle Klechkovského pravidla má nižší energii než 3d podúroveň.

Tabulka 4
Struktura elektronových obalů atomů prvků 4. periody

Pro zjednodušení grafických elektronických vzorců atomů prvků 4. periody:

Draslík K a vápník Ca jsou s-prvky zahrnuté v hlavních podskupinách. V atomech od skandia Sc po zinek Zn je 3d podúroveň vyplněna elektrony. Jedná se o 3D prvky. Jsou zahrnuty do sekundárních podskupin, jejich nejvzdálenější elektronická vrstva je vyplněna a jsou klasifikovány jako přechodové prvky.

Věnujte pozornost struktuře elektronických obalů atomů chrómu a mědi. V nich jeden elektron „selže“ ze 4s do 3d podúrovně, což je vysvětleno větší energetickou stabilitou výsledných elektronických konfigurací 3d 5 a 3d 10:

V atomu zinku je dokončena třetí energetická hladina, jsou v ní naplněny všechny podúrovně - 3s, 3p a 3d, s celkem 18 elektrony.

Prvky po zinku pokračují v plnění čtvrté energetické úrovně, podúrovně 4p.

Prvky od gallia Ga po krypton Kr jsou p-prvky.

Atom kryptonu Kr má vnější vrstvu (čtvrtou), která je kompletní a má 8 elektronů. Ale celkem ve čtvrté elektronové vrstvě, jak víte, může být 32 elektronů; atom kryptonu má stále nezaplněné stavy 4d a 4f.

U prvků 5. periody se v souladu s Klechkovského pravidlem vyplňují podúrovně v tomto pořadí: 5s ⇒ 4d ⇒ 5r. A existují také výjimky spojené s „selháním“ elektronů v 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

V 6. a 7. periodě se objevují f-prvky, tj. prvky, pro které se plní 4f- a 5f- podúrovně třetí vnější energetické hladiny.

Prvky 4f se nazývají lanthanoidy.

5f-prvky se nazývají aktinidy.

Pořadí plnění elektronických podúrovní v atomech prvků 6. periody: 55 Cs a 56 Bab - bs prvků; 57 La ...6s 2 5d 1 - 5d prvek; 58 Ce - 71 Lu - 4f prvky; 72 Hf - 80 Hg - 5d prvky; 81 Tl - 86 Rn - br-prvky. Ale i zde jsou prvky, u kterých je „narušován“ řád plnění energetických podúrovní, což je například spojeno s větší energetickou stabilitou polovičních a plně naplněných f-podúrovní, tedy nf 7 a nf 14.

V závislosti na tom, která podúroveň atomu je vyplněna elektrony jako poslední, jsou všechny prvky, jak jste již pochopili, rozděleny do čtyř elektronických rodin nebo bloků (obr. 7):

Rýže. 7.
Rozdělení periodické tabulky (tabulky) na bloky prvků

1. s-prvky; s-podúroveň vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; s-prvky zahrnují vodík, helium a prvky hlavních podskupin skupin I a II;
2. p-prvky; p-podúroveň vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; p-prvky zahrnují prvky hlavních podskupin skupin III-VIII;
3. d-prvky; d-podúroveň pre-externí úrovně atomu je vyplněna elektrony; d-prvky zahrnují prvky sekundárních podskupin skupin I-VIII, tj. prvky zásuvných desetiletí velkých period nacházejících se mezi s- a p-prvky. Říká se jim také přechodové prvky;
4. f-prvky; f-podúroveň třetí vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; Patří mezi ně lanthanoidy a aktinidy.

Otázky a úkoly k § 3

1. Vytvořte diagramy elektronové struktury, elektronické vzorce a grafické elektronické vzorce atomů následujících chemických prvků:
   a) vápník;
   b) železo;
   c) zirkonium;
   d) niob;
   e) hafnium;
   e) zlato.
2. Napište elektronový vzorec pro prvek #110 pomocí příslušného symbolu vzácného plynu.
3. Co je to elektronový „dip“? Uveďte příklady prvků, u kterých je tento jev pozorován, zapište jejich elektronické vzorce.
4. Jak se určuje příslušnost chemického prvku ke konkrétní elektronové rodině?
5. Porovnejte elektronické a grafické elektronické vzorce atomu síry. Jaké další informace obsahuje poslední vzorec?

Pojďme zjistit, jak vytvořit elektronický vzorec chemického prvku. Tato otázka je důležitá a relevantní, protože dává představu nejen o struktuře, ale také o očekávaných fyzikálních a chemických vlastnostech dotyčného atomu.

Pravidla kompilace

Aby bylo možné sestavit grafický a elektronický vzorec chemického prvku, je nutné rozumět teorii struktury atomu. Pro začátek existují dvě hlavní složky atomu: jádro a negativní elektrony. Jádro obsahuje neutrony, které nemají žádný náboj, stejně jako protony, které mají kladný náboj.

Při diskuzi o tom, jak sestavit a určit elektronický vzorec chemického prvku, poznamenáváme, že k nalezení počtu protonů v jádře bude zapotřebí Mendělejevův periodický systém.

Číslo prvku odpovídá v pořadí počtu protonů nalezených v jeho jádře. Číslo periody, ve které se atom nachází, charakterizuje počet energetických vrstev, na kterých se nacházejí elektrony.

K určení počtu neutronů bez elektrického náboje je nutné odečíst jejich pořadové číslo (počet protonů) od relativní hmotnosti atomu prvku.

Instrukce

Abyste pochopili, jak sestavit elektronický vzorec chemického prvku, zvažte pravidlo pro plnění podúrovní negativními částicemi, které formuloval Klechkovský.

V závislosti na tom, kolik volné energie mají volné orbitaly, se sestaví řada, která charakterizuje posloupnost úrovní plnění elektrony.

Každý orbital obsahuje pouze dva elektrony, které jsou uspořádány v antiparalelních spinech.

Pro vyjádření struktury elektronických skořápek se používají grafické vzorce. Jak vypadají elektronové vzorce atomů chemických prvků? Jak vytvořit grafické možnosti? Tyto otázky jsou obsaženy ve školním kurzu chemie, proto se jim budeme věnovat podrobněji.

Existuje určitá matice (základ), která se používá při sestavování grafických vzorců. S-orbital je charakterizován pouze jedním kvantovým článkem, ve kterém jsou umístěny dva elektrony proti sobě. Jsou graficky vyznačeny šipkami. Pro p-orbital jsou znázorněny tři články, z nichž každá obsahuje také dva elektrony, orbital d obsahuje deset elektronů a orbital f je vyplněn čtrnácti elektrony.

Příklady sestavování elektronických vzorců

Pokračujme v rozhovoru o tom, jak sestavit elektronický vzorec chemického prvku. Například potřebujete vytvořit grafický a elektronický vzorec pro prvek mangan. Nejprve určíme pozici tohoto prvku v periodické tabulce. Má atomové číslo 25, proto je v atomu 25 elektronů. Mangan je prvek čtvrté periody, a proto má čtyři energetické úrovně.

Jak napsat elektronický vzorec chemického prvku? Zapíšeme si znak prvku a také jeho pořadové číslo. Pomocí Klechkovského pravidla rozdělujeme elektrony mezi energetické hladiny a podúrovně. Umístíme je postupně na první, druhou a třetí úroveň, přičemž do každé buňky umístíme dva elektrony.

Dále je sečteme a získáme 20 kusů. Tři úrovně jsou zcela zaplněny elektrony a na čtvrté zbývá pouze pět elektronů. Vzhledem k tomu, že každý typ orbitalu má svou vlastní energetickou rezervu, rozdělujeme zbývající elektrony do podúrovní 4s a 3d. Výsledkem je, že hotový elektronický grafický vzorec pro atom manganu má následující podobu:

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

Praktický význam

Pomocí elektronově grafických vzorců můžete jasně vidět počet volných (nespárovaných) elektronů, které určují mocenství daného chemického prvku.

Nabízíme zobecněný algoritmus akcí, pomocí kterého můžete vytvářet elektronové grafické vzorce pro libovolné atomy umístěné v periodické tabulce.

Nejprve je nutné určit počet elektronů pomocí periodické tabulky. Číslo periody udává počet úrovní energie.

Příslušnost k určité skupině je spojena s počtem elektronů umístěných ve vnější energetické hladině. Úrovně jsou rozděleny do podúrovní a vyplněny s ohledem na Klechkovského pravidlo.

Závěr

Aby bylo možné určit valenční možnosti jakéhokoli chemického prvku nacházejícího se v periodické tabulce, je nutné sestavit elektronický grafický vzorec jeho atomu. Algoritmus uvedený výše nám umožní vyrovnat se s úkolem a určit možné chemické a fyzikální vlastnosti atomu.

Zapisuje se formou tzv. elektronických vzorců. V elektronických vzorcích písmena s, p, d, f označují energetické podúrovně elektronů; Čísla před písmeny označují energetickou hladinu, ve které se daný elektron nachází, a index vpravo nahoře je počet elektronů v dané podúrovni. Pro sestavení elektronového vzorce atomu libovolného prvku stačí znát číslo tohoto prvku v periodické tabulce a dodržovat základní principy, kterými se řídí rozložení elektronů v atomu.

Strukturu elektronového obalu atomu lze znázornit i formou schématu uspořádání elektronů v energetických článcích.

Pro atomy železa má toto schéma následující formu:

Tento diagram jasně ukazuje implementaci Hundova pravidla. Na podúrovni 3d je maximální počet buněk (čtyři) vyplněn nepárovými elektrony. Obraz struktury elektronového obalu v atomu ve formě elektronových vzorců a ve formě diagramů jasně neodráží vlnové vlastnosti elektronu.

Znění dobového zákona v platném znění ANO. Mendělejev : vlastnosti jednoduchých těles, jakož i formy a vlastnosti sloučenin prvků jsou v periodické závislosti na velikosti atomových hmotností prvků.

Moderní formulace periodického zákona: vlastnosti prvků, stejně jako formy a vlastnosti jejich sloučenin, jsou periodicky závislé na velikosti náboje jádra jejich atomů.

Kladný náboj jádra (spíše než atomová hmotnost) se tedy ukázal jako přesnější argument, na kterém závisí vlastnosti prvků a jejich sloučenin.

Mocenství- Jedná se o počet chemických vazeb, kterými je jeden atom spojen s druhým.
Valenční schopnosti atomu jsou určeny počtem nepárových elektronů a přítomností volných atomových orbitalů na vnější úrovni. Struktura vnějších energetických hladin atomů chemických prvků určuje především vlastnosti jejich atomů. Proto se těmto úrovním říká valenční úrovně. Elektrony těchto úrovní a někdy i preexterních úrovní se mohou podílet na tvorbě chemických vazeb. Takové elektrony se také nazývají valenční elektrony.

Stechiometrická valence chemický prvek - toto je počet ekvivalentů, které k sobě daný atom může připojit, nebo počet ekvivalentů v atomu.

Ekvivalenty jsou určeny počtem připojených nebo substituovaných atomů vodíku, takže stechiometrická valence je rovna počtu atomů vodíku, se kterými daný atom interaguje. Ale ne všechny prvky interagují volně, ale téměř všechny interagují s kyslíkem, takže stechiometrickou valenci lze definovat jako dvojnásobný počet připojených atomů kyslíku.

Například stechiometrické mocenství síry v sirovodíku H 2 S je 2, v oxidu SO 2 - 4, v oxidu SO 3 -6.

Při určování stechiometrické valence prvku pomocí vzorce binární sloučeniny je třeba se řídit pravidlem: celková valence všech atomů jednoho prvku se musí rovnat celkové valenci všech atomů jiného prvku.

Oxidační stav Taky charakterizuje složení látky a je rovna stechiometrické valenci se znaménkem plus (pro kov nebo elektropozitivnější prvek v molekule) nebo mínus.

1. V jednoduchých látkách je oxidační stav prvků nulový.

2. Oxidační stav fluoru ve všech sloučeninách je -1. Zbývající halogeny (chlor, brom, jod) s kovy, vodíkem a dalšími elektropozitivnějšími prvky mají také oxidační stav -1, ale ve sloučeninách s více elektronegativními prvky mají kladné oxidační stavy.

3. Kyslík ve sloučeninách má oxidační stav -2; výjimkou jsou peroxid vodíku H 2 O 2 a jeho deriváty (Na 2 O 2, BaO 2 atd., ve kterých má kyslík oxidační stav -1, stejně jako fluorid kyslíku OF 2, ve kterém je oxidační stav kyslíku je +2.

4. Alkalické prvky (Li, Na, K atd.) a prvky hlavní podskupiny druhé skupiny periodické soustavy prvků (Be, Mg, Ca atd.) mají vždy oxidační stav rovný číslu skupiny, že je +1 a +2, v daném pořadí.

5. Všechny prvky třetí skupiny kromě thalia mají stálý oxidační stav rovný číslu skupiny, tzn. +3.

6. Nejvyšší oxidační stav prvku se rovná číslu skupiny periodické tabulky a nejnižší je rozdíl: číslo skupiny je 8. Například nejvyšší oxidační stav dusíku (nachází se v páté skupině) je +5 (u kyseliny dusičné a jejích solí) a nejnižší se rovná -3 (u amoniaku a amonných solí).

7. Oxidační stavy prvků ve sloučenině se navzájem ruší tak, že jejich součet pro všechny atomy v molekule nebo neutrální jednotce vzorce je nula a pro iont je to jeho náboj.

Tato pravidla lze použít k určení neznámého oxidačního stavu prvku ve sloučenině, pokud jsou známy oxidační stavy ostatních, a ke konstrukci vzorců pro víceprvkové sloučeniny.

Oxidační stav (oxidační číslo) — pomocná konvenční hodnota pro záznam procesů oxidace, redukce a redoxních reakcí.

Pojem oxidačním stavučasto používaný v anorganické chemii místo pojmu mocenství. Oxidační stav atomu se rovná číselné hodnotě elektrického náboje přiřazeného atomu za předpokladu, že vazebné elektronové páry jsou zcela vychýleny směrem k více elektronegativním atomům (tj. za předpokladu, že sloučenina sestává pouze z iontů).

Oxidační číslo odpovídá počtu elektronů, které je třeba přidat ke kladnému iontu, aby se redukoval na neutrální atom, nebo odečíst od záporného iontu, aby se oxidoval na neutrální atom:

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

Vlastnosti prvků v závislosti na struktuře elektronového obalu atomu se liší podle period a skupin periodického systému. Protože v řadě analogových prvků jsou elektronické struktury pouze podobné, ale ne identické, pak při přechodu z jednoho prvku ve skupině do druhého není u nich pozorováno jednoduché opakování vlastností, ale jejich více či méně jasně vyjádřená přirozená změna. .

Chemická povaha prvku je určena schopností jeho atomu ztrácet nebo získávat elektrony. Tato schopnost je kvantifikována hodnotami ionizačních energií a elektronových afinit.

Ionizační energie (E a) je minimální množství energie potřebné pro abstrakci a úplné odstranění elektronu z atomu v plynné fázi při T = 0

K bez předání kinetické energie uvolněnému elektronu s přeměnou atomu na kladně nabitý iont: E + Ei = E+ + e-. Ionizační energie je kladná veličina a má nejnižší hodnoty pro atomy alkalických kovů a nejvyšší pro atomy vzácných plynů.

Elektronová afinita (Ee) je energie uvolněná nebo absorbovaná při přidání elektronu k atomu v plynné fázi při T = 0

K s přeměnou atomu na záporně nabitý iont bez přenosu kinetické energie na částici:

E + e- = E- + Ee.

Halogeny, zejména fluor, mají maximální elektronovou afinitu (Ee = -328 kJ/mol).

Hodnoty Ei a Ee jsou vyjádřeny v kilojoulech na mol (kJ/mol) nebo v elektronvoltech na atom (eV).

Schopnost vázaného atomu posouvat elektrony chemických vazeb směrem k sobě, čímž se zvyšuje elektronová hustota kolem sebe se nazývá elektronegativita.

Tento koncept zavedl do vědy L. Pauling. Elektronegativitaoznačuje se symbolem ÷ a charakterizuje tendenci daného atomu přidávat elektrony, když tvoří chemickou vazbu.

Podle R. Malikena se elektronegativita atomu odhaduje polovičním součtem ionizačních energií a elektronových afinit volných atomů = (Ee + Ei)/2

V obdobích existuje obecná tendence ke zvýšení ionizační energie a elektronegativnosti s rostoucím nábojem atomového jádra ve skupinách, tyto hodnoty klesají s rostoucím atomovým číslem prvku.

Je třeba zdůraznit, že prvku nelze přiřadit konstantní hodnotu elektronegativity, protože závisí na mnoha faktorech, zejména na stavu valence prvku, typu sloučeniny, ve které je obsažen, a počtu a typu sousedních atomů. .

Atomové a iontové poloměry. Velikosti atomů a iontů jsou určeny velikostí elektronového obalu. Podle kvantově mechanických konceptů nemá elektronový obal přesně definované hranice. Proto lze poloměr volného atomu nebo iontu brát jako teoreticky vypočtená vzdálenost od jádra k poloze hlavního maxima hustoty vnějších elektronových mraků. Tato vzdálenost se nazývá orbitální poloměr. V praxi se obvykle používají poloměry atomů a iontů ve sloučeninách vypočítané na základě experimentálních dat. V tomto případě se rozlišují kovalentní a kovové poloměry atomů.

Závislost atomových a iontových poloměrů na náboji jádra atomu prvku je periodické povahy. V obdobích, kdy se atomové číslo zvyšuje, poloměry mají tendenci klesat. Největší pokles je typický pro prvky krátkých period, protože jejich vnější elektronická úroveň je zaplněna. Ve velkých periodách v rodinách d- a f-prvků je tato změna méně ostrá, protože v nich dochází k plnění elektronů v pre-externí vrstvě. V podskupinách se poloměry atomů a iontů stejného typu obecně zvětšují.

Periodický systém prvků je názorným příkladem projevu různých typů periodicity ve vlastnostech prvků, který je sledován horizontálně (v období zleva doprava), vertikálně (ve skupině např. shora dolů ), diagonálně, tzn. některá vlastnost atomu se zvětší nebo zmenší, ale periodicita zůstává.

V období zleva doprava (→) se zvyšují oxidační a nekovové vlastnosti prvků a snižují se vlastnosti redukční a kovové. Takže ze všech prvků období 3 bude sodík nejaktivnějším kovem a nejsilnějším redukčním činidlem a chlor bude nejsilnějším oxidačním činidlem.

Chemická vazba- Jedná se o vzájemné spojení atomů v molekule, neboli krystalové mřížce, v důsledku působení elektrických přitažlivých sil mezi atomy.

Jedná se o interakci všech elektronů a všech jader vedoucí k vytvoření stabilního, polyatomového systému (radikál, molekulární iont, molekula, krystal).

Chemická vazba je realizována valenčními elektrony. Podle moderních koncepcí je chemická vazba elektronické povahy, ale probíhá různými způsoby. Proto existují tři hlavní typy chemických vazeb: kovalentní, iontové, kovové.Vzniká mezi molekulami vodíková vazba, a stane se van der Waalsovy interakce.

Mezi hlavní vlastnosti chemické vazby patří:

- délka připojení - Jedná se o mezijadernou vzdálenost mezi chemicky vázanými atomy.

Záleží na povaze interagujících atomů a násobnosti vazby. S rostoucí násobností se délka vazby zmenšuje a následně se zvyšuje její pevnost;

- násobnost vazby je určena počtem elektronových párů spojujících dva atomy. Jak se multiplicita zvyšuje, zvyšuje se vazebná energie;

- úhel připojení- úhel mezi pomyslnými přímkami procházejícími jádry dvou chemicky propojených sousedních atomů;

Energie vazby E SV - to je energie, která se uvolní při vzniku dané vazby a vynaloží na její rozbití, kJ/mol.

Kovalentní vazba - Chemická vazba vytvořená sdílením páru elektronů mezi dvěma atomy.

Vysvětlení chemické vazby vznikem sdílených elektronových párů mezi atomy vytvořilo základ spinové teorie valence, jejímž nástrojem je metoda valenční vazby (MVS) , objevený Lewisem v roce 1916. Pro kvantově mechanický popis chemických vazeb a struktury molekul se používá jiná metoda - molekulární orbitální metoda (MMO) .

Metoda valenční vazby

Základní principy tvorby chemických vazeb pomocí MBC:

1. Chemická vazba je tvořena valenčními (nespárovými) elektrony.

2. Elektrony s antiparalelními spiny patřící dvěma různým atomům se stávají běžnými.

3. Chemická vazba vzniká pouze v případě, že při přiblížení dvou nebo více atomů k sobě klesá celková energie systému.

4. Hlavní síly působící v molekule jsou elektrického, coulombovského původu.

5. Čím pevnější je spojení, tím více se interagující elektronová oblaka překrývají.

Existují dva mechanismy pro tvorbu kovalentních vazeb:

Výměnný mechanismus. Vazba vzniká sdílením valenčních elektronů dvou neutrálních atomů. Každý atom přispívá jedním nepárovým elektronem do společného elektronového páru:

Rýže. 7. Mechanismus výměny pro tvorbu kovalentních vazeb: A- nepolární; b- polární

Donor-akceptorový mechanismus. Jeden atom (donor) poskytuje elektronový pár a druhý atom (akceptor) poskytuje tomuto páru prázdný orbital.

spojení, vzdělaný podle mechanismu donor-akceptor patří k komplexní sloučeniny

Rýže. 8. Donor-akceptorový mechanismus tvorby kovalentní vazby

Kovalentní vazba má určité vlastnosti.

Sytost - vlastnost atomů tvořit přesně definovaný počet kovalentních vazeb. Díky nasycení vazeb mají molekuly určité složení.

hybridizace sp2- jeden s-orbital a dva p-orbitaly se změní na tři stejné „hybridní“ orbitaly, úhel mezi jejich osami je 120°. Molekuly, ve kterých dochází k hybridizaci sp 2, mají plochou geometrii (BF 3, AlCl 3).

sp 3-hybridizace- jeden s-orbital a tři p-orbitaly se transformují na čtyři identické „hybridní“ orbitaly, jejichž úhel mezi osami je 109°28". Molekuly, ve kterých dochází k hybridizaci sp 3, mají tetraedrickou geometrii (CH 4 , NH 3).

Rýže. 10. Typy hybridizace valenčních orbitalů: a - sp-hybridizace valenčních orbitalů; b - sp 2 - hybridizace valenčních orbitalů; PROTI - sp 3-hybridizace valenčních orbitalů

Úkol sestavit elektronický vzorec pro chemický prvek není nejjednodušší.

Algoritmus pro sestavování elektronických vzorců prvků je tedy následující:

• Nejprve si zapíšeme chemický znak. prvek, kde vlevo dole u cedulky uvádíme její pořadové číslo.
• Dále číslem periody (ze které prvek) určíme počet energetických hladin a nakreslíme takový počet oblouků u znaménka chemického prvku.
• Poté se podle čísla skupiny zapíše pod oblouk počet elektronů ve vnější hladině.
• Na 1. úrovni je maximum možné 2, na druhé je již 8, na třetí - až 18. Začneme dávat čísla pod odpovídající oblouky.
• Počet elektronů na předposlední úrovni se musí vypočítat následovně: počet již přiřazených elektronů se odečte od sériového čísla prvku.
• Zbývá přeměnit náš diagram na elektronický vzorec:

Zde jsou elektronické vzorce některých chemických prvků:

• 1. Zapíšeme chemický prvek a jeho pořadové číslo Číslo udává počet elektronů v atomu.
  2. Udělejme vzorec. K tomu je potřeba zjistit počet úrovní energie základem pro určení je číslo periody prvku.
  3. Úrovně dělíme na podúrovně.

  Níže vidíte příklad, jak správně skládat elektronické vzorce chemických prvků.

Elektronické vzorce chemických prvků musíte vytvořit tímto způsobem: musíte se podívat na číslo prvku v periodické tabulce, a tak zjistit, kolik má elektronů. Poté musíte zjistit počet úrovní, který se rovná období. Poté jsou zapsány a vyplněny podúrovně:

Nejprve je potřeba určit počet atomů podle periodické tabulky.



K sestavení elektronického vzorce budete potřebovat periodický systém Mendělejev. Najděte si tam svůj chemický prvek a podívejte se na období – bude se rovnat počtu energetických hladin. Číslo skupiny bude číselně odpovídat počtu elektronů v poslední úrovni. Počet prvku se bude kvantitativně rovnat počtu jeho elektronů. Musíte také jasně vědět, že první úroveň má maximálně 2 elektrony, druhá - 8 a třetí - 18.

Toto jsou hlavní body. Navíc na internetu (včetně našeho webu) najdete informace s hotovým elektronickým vzorcem pro každý prvek, takže se můžete otestovat.

Kompilace elektronických vzorců chemických prvků je velmi složitý proces, nemůžete to udělat bez speciálních tabulek a musíte použít celou řadu vzorců. Stručně řečeno, ke kompilaci musíte projít těmito fázemi:

Je nutné sestavit orbitální diagram, ve kterém bude představa, jak se elektrony od sebe liší. Diagram ukazuje orbitaly a elektrony.

Elektrony jsou vyplněny v úrovních zdola nahoru a mají několik podúrovní.

Nejprve tedy zjistíme celkový počet elektronů daného atomu.

Vzorec vyplníme podle určitého schématu a zapíšeme - to bude elektronický vzorec.



Například pro dusík vypadá tento vzorec takto, nejprve se zabýváme elektrony:



A napište vzorec:



Rozumět princip sestavení elektronového vzorce chemického prvku Nejprve musíte určit celkový počet elektronů v atomu podle čísla v periodické tabulce. Poté musíte určit počet úrovní energie, přičemž za základ vezmete číslo období, ve kterém se prvek nachází.

Úrovně jsou pak rozděleny do podúrovní, které jsou naplněny elektrony na základě Principu nejmenší energie.

Správnost své úvahy si můžete ověřit pohledem například zde.

Složením elektronového vzorce chemického prvku můžete zjistit, kolik elektronů a elektronových vrstev je v konkrétním atomu, a také pořadí jejich rozložení mezi vrstvami.

Nejprve určíme atomové číslo prvku podle periodické tabulky odpovídá počtu elektronů. Počet elektronových vrstev udává číslo periody a počet elektronů v poslední vrstvě atomu odpovídá číslu skupiny.

• nejprve vyplníme s-podúroveň a poté p-, d-b f-podúroveň;
• podle Klechkovského pravidla vyplňují elektrony orbitaly v pořadí rostoucí energie těchto orbitalů;
• podle Hundova pravidla elektrony v rámci jedné podúrovně obsazují volné orbitaly jeden po druhém a pak tvoří páry;
• Podle Pauliho principu nejsou v jednom orbitalu více než 2 elektrony.

• Elektronový vzorec chemického prvku ukazuje, kolik elektronických vrstev a kolik elektronů je obsaženo v atomu a jak jsou distribuovány mezi vrstvami.

  Chcete-li sestavit elektronický vzorec chemického prvku, musíte se podívat na periodickou tabulku a použít informace získané pro tento prvek. Atomové číslo prvku v periodické tabulce odpovídá počtu elektronů v atomu. Počet elektronových vrstev odpovídá číslu periody, počet elektronů v poslední elektronové vrstvě odpovídá číslu skupiny.

  Je třeba si uvědomit, že první vrstva obsahuje maximálně 2 elektrony 1s2, druhá - maximálně 8 (dva s a šest p: 2s2 2p6), třetí - maximálně 18 (dva s, šest p a deset d: 3s2 3p6 3d10).

  Například elektronický vzorec uhlíku: C 1s2 2s2 2p2 (sériové číslo 6, číslo periody 2, číslo skupiny 4).

  Elektronický vzorec pro sodík: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (sériové číslo 11, číslo periody 3, číslo skupiny 1).

  Pro kontrolu, zda je elektronický vzorec napsán správně, se můžete podívat na web www.alhimikov.net.

  Na první pohled se sestavení elektronického vzorce pro chemické prvky může zdát jako poměrně komplikovaný úkol, ale vše bude jasné, pokud budete dodržovat následující schéma:

  • nejprve napíšeme orbitaly
  • Před orbitaly vkládáme čísla, která udávají číslo energetické hladiny. Nezapomeňte na vzorec pro určení maximálního počtu elektronů na energetické úrovni: N=2n2

  Jak můžete zjistit počet úrovní energie? Stačí se podívat na periodickou tabulku: toto číslo se rovná číslu období, ve kterém se prvek nachází.

  • Nad ikonu orbitalu napíšeme číslo, které udává počet elektronů, které se v tomto orbitalu nacházejí.

  Například elektronický vzorec pro scandium bude vypadat takto.