Elektrónový vzorec dusíka 2. Elektrónový vzorec chemických prvkov

Konvenčné znázornenie rozloženia elektrónov v elektrónovom oblaku podľa úrovní, podúrovní a orbitálov sa nazýva elektrónový vzorec atómu.

Pravidlá založené na|založené na| ktorý|ktorý| nalíčiť|odovzdať| elektronické vzorce

1. Princíp minimálnej energie: čím menej energie má systém, tým je stabilnejší.

2. Klechkovského pravidlo: distribúcia elektrónov medzi úrovňami a podúrovňami elektrónového oblaku nastáva v rastúcom poradí podľa hodnoty súčtu hlavných a orbitálnych kvantových čísel (n + 1). V prípade rovnosti hodnôt (n + 1) sa najprv vyplní podúroveň, ktorá má menšiu hodnotu n.

1 2 3 3 4 4 4 5 6 6 7 7 7 7 Orbital 1 1 2 0 7 1 1 2 0 Číslo úrovne n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 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

séria Klechkovského

1* - pozri tabuľku č.2.

3. Hundovo pravidlo: pri vypĺňaní orbitálov jednej podúrovne umiestnenie elektrónov s paralelnými spinmi zodpovedá najnižšej energetickej hladine.

Kompilácia|prejde| elektronické vzorce

Potenciálna séria: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

séria Klechkovského

Poradie plnenia 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... 14

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

Informačný obsah elektronických vzorcov

1. Poloha prvku v periodickom|periodickom| systém.

2. Možné stupne| oxidácia prvku.

3. Chemický charakter prvku.

4. Zloženie|sklad| a vlastnosti spojov prvkov.

Poloha prvku v periodickom období|pravidelne|Systém D.I.

A) číslo obdobia, v ktorej sa prvok nachádza, zodpovedá počtu úrovní, na ktorých sa nachádzajú elektróny;

b) číslo skupiny, do ktorej daný prvok patrí, sa rovná súčtu valenčných elektrónov. Valenčné elektróny pre atómy s- a p-prvkov sú elektróny vonkajšej úrovne; pre d – prvky sú to elektróny vonkajšej úrovne a nevyplnená podúroveň predchádzajúcej úrovne.

V) elektronická rodina určená symbolom podúrovne, do ktorej dorazí posledný elektrón (s-, p-, d-, f-).

G) podskupina určená príslušnosťou k elektronickej rodine: s - a p - prvky zaberajú hlavné podskupiny a d - prvky - sekundárne, f - prvky zaberajú samostatné sekcie v spodnej časti periodickej tabuľky (aktinidy a lantanoidy).

2. Možné stupne| oxidácia prvkov.

Oxidačný stav je náboj, ktorý atóm získa, keď sa vzdá alebo získa elektróny.

Atómy, ktoré darujú elektróny, získavajú kladný náboj, ktorý sa rovná počtu odovzdaných elektrónov (elektrónový náboj (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Atóm, ktorý sa vzdal elektrónov, sa zmení na katión(kladne nabitý ión). Proces odstránenia elektrónu z atómu sa nazýva ionizačný proces. Energia potrebná na uskutočnenie tohto procesu sa nazýva ionizačná energia ( Eion, eV).

Ako prvé sa od atómu oddelia elektróny vonkajšej úrovne, ktoré nemajú v orbitáli pár – nepárové. V prítomnosti voľných orbitálov v rámci jednej úrovne, pod vplyvom vonkajšej energie, sú elektróny, ktoré vytvorili páry na tejto úrovni, nepárové a potom oddelené. Proces rozpárovania, ku ktorému dochádza v dôsledku absorpcie časti energie jedným z elektrónov páru a jeho prechodu do vyššej podúrovne, sa nazýva proces excitácie.

Najväčší počet elektrónov, ktoré môže atóm darovať, sa rovná počtu valenčných elektrónov a zodpovedá číslu skupiny, v ktorej sa prvok nachádza. Náboj, ktorý atóm získa po strate všetkých valenčných elektrónov, sa nazýva najvyšší oxidačný stav atóm.

Po prepustení|prepustení| valenčná úroveň externá sa stáva|stáva| úroveň ktorá|čo| predchádzala valencia. Toto je hladina úplne naplnená elektrónmi, a preto|a preto| energeticky stabilný.

Atómy prvkov, ktoré majú na vonkajšej úrovni od 4 do 7 elektrónov, dosahujú energeticky stabilný stav nielen darovaním elektrónov, ale aj ich pridávaním. V dôsledku toho sa vytvorí hladina (.ns 2 p 6) - stabilný stav inertného plynu.

Atóm, ktorý pridal elektróny, získava negatívnestupňaoxidácia– záporný náboj, ktorý sa rovná počtu prijatých elektrónov.

Z E 0 + ne  Z E - n

Počet elektrónov, ktoré môže atóm pridať, sa rovná číslu (8 –N|), kde N je číslo skupiny, v ktorej|ktorej| prvok (alebo počet valenčných elektrónov) umiestnený.

Proces pridávania elektrónov do atómu je sprevádzaný uvoľňovaním energie, ktorá je tzv afinita k elektrónu (Esafinita,eB).

Znalosť možných stavov elektrónu v atóme, Klechkovského pravidlo, Pauliho princíp a Hundovo pravidlo umožňujú uvažovať o elektrónovej konfigurácii atómu. Na to slúžia elektronické vzorce.

Elektrónový vzorec označuje stav elektrónu v atóme, pričom číslom označuje hlavné kvantové číslo charakterizujúce jeho stav a písmenom označuje orbitálne kvantové číslo. Číslo označujúce, koľko elektrónov je v danom stave, je napísané vpravo nad písmenom označujúcim tvar elektrónového oblaku.

Pre atóm vodíka (n = 1, l = 0, m = 0) bude elektrónový vzorec: 1s 1. Oba elektróny ďalšieho prvku hélium He sa vyznačujú rovnakými hodnotami n, l, m a líšia sa iba spinmi. Elektrónový vzorec atómu hélia je ls2. Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn.

Pre prvky 2. periódy (n = 2, l = 0 alebo l = 1) sa najskôr naplní 2s-stav a potom p-podúroveň druhej energetickej hladiny.

Elektrónový vzorec atómu lítia: ls 2 2s 1. Elektrón 2s 1 je slabšie viazaný na atómové jadro (obr. 6), takže atóm lítia sa ho môže ľahko vzdať (ako si iste pamätáte, tento proces sa nazýva oxidácia), pričom sa zmení na ión Li +.

Ryža. 6.
Úseky 1s- a 2s-elektrónových oblakov rovinou prechádzajúcou jadrom

V atóme berýlia štvrtý elektrón tiež zaberá stav 2s: ls 2 2s 2. Dva vonkajšie elektróny atómu berýlia sa ľahko oddelia – v tomto prípade sa Be oxiduje na katión Be 2+.

Atóm bóru má elektrón v stave 2p: ls 2 2s 2 2p 1. Ďalej sa pre atómy uhlíka, dusíka, kyslíka a fluóru (v súlade s Hundovým pravidlom) vyplní podúroveň 2p, ktorá končí neónom vzácneho plynu: ls 2 2s 2 2p 6.

Ak chcú zdôrazniť, že elektróny na danej podúrovni obsadzujú kvantové bunky jednotlivo, v elektronickom vzorci označenie podúrovne sprevádza index. Napríklad elektrónový vzorec atómu uhlíka

Pre prvky 3. periódy je vyplnený stav Zs (n = 3, l = 0) a podúroveň Zp (n = 3, l - 1). 3D podúroveň (n = 3, l = 2) zostáva voľná:

Niekedy v diagramoch zobrazujúcich distribúciu elektrónov v atómoch je uvedený iba počet elektrónov na každej energetickej úrovni, to znamená, že sú napísané skrátené elektronické vzorce atómov chemických prvkov, na rozdiel od úplných elektronických vzorcov uvedených vyššie, napríklad:

Pre prvky s veľkými periódami (4. a 5.) v súlade s Klechkovského pravidlom prvé dva elektróny vonkajšej elektrónovej vrstvy zaberajú 4s-stav (n = 4, l = 0) a 5s-stav (n = 5, l = 0):

Počnúc tretím prvkom každej hlavnej periódy vstúpi ďalších desať elektrónov do predchádzajúcich 3d a 4d podúrovní (pre prvky vedľajších podskupín):

Spravidla, keď je naplnená predchádzajúca d-podúroveň, potom sa začne napĺňať vonkajšia (4p a 5p) p-podúroveň:

Pre prvky veľkých periód - 6. a neúplná 7. - sú energetické úrovne a podúrovne naplnené elektrónmi spravidla takto: prvé dva elektróny idú do vonkajšej s-podúrovne, napríklad:

ďalší elektrón (v La a Ac) prejde na predchádzajúcu d-podúroveň:

Potom ďalších 14 elektrónov vstúpi do tretej vonkajšej energetickej úrovne v podúrovniach 4f a 5f lantanoidov a aktinoidov:

Potom sa opäť začne budovať druhá vonkajšia energetická úroveň (d-podúroveň) prvkov vedľajších podskupín:

Až po úplnom naplnení d-podhladiny desiatimi elektrónmi sa vonkajšia p-podhladina opäť naplní:

Na záver ešte raz zvážime rôzne spôsoby zobrazenia elektronických konfigurácií atómov prvkov podľa období Mendelejevovej tabuľky.

Uvažujme o prvkoch 1. periódy – vodík a hélium.

Elektronické vzorce atómov ukazujú distribúciu elektrónov cez energetické úrovne a podúrovne.

Grafické elektronické vzorce atómov zobrazujú distribúciu elektrónov nielen naprieč úrovňami a podúrovňami, ale aj naprieč kvantovými bunkami (atómové orbitály).

V atóme hélia je prvá elektrónová vrstva úplná – má 2 elektróny.

Vodík a hélium sú s-prvky; ls-podúroveň týchto atómov je vyplnená elektrónmi.

Pre všetky prvky 2. periódy je vyplnená prvá elektrónová vrstva a elektróny vypĺňajú stavy 2s a 2p v súlade s princípom najmenšej energie (najskôr S- a potom p) a pravidlami Pauliho a Hunda (tabuľka 2 ).

V neónovom atóme je druhá elektrónová vrstva kompletná – má 8 elektrónov.

tabuľka 2
Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov 2. periódy

Lítium Li, berýlium Be - s-prvky.

Bór B, uhlík C, dusík N, kyslík O, fluór F, neón Ne sú p-prvky p-podúroveň týchto atómov je vyplnená elektrónmi.

Pre atómy prvkov 3. periódy je prvá a druhá elektrónová vrstva doplnená, je teda vyplnená tretia elektrónová vrstva, v ktorej môžu elektróny zaberať 3s-, 3p- a 3d-stavy (tab. 3).

Tabuľka 3
Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov 3. periódy

3. podúroveň sa dokončuje na atóme horčíka. Sodík Na a horčík Mg sú s-prvky.

V hliníku a prvkoch za ním je podúroveň 3p vyplnená elektrónmi.

Atóm argónu má vo svojej vonkajšej vrstve (tretia elektrónová vrstva) 8 elektrónov. Ako vonkajšia vrstva je kompletná, ale celkovo v tretej elektrónovej vrstve, ako už viete, môže byť 18 elektrónov, čo znamená, že prvky 3. periódy majú nevyplnený 3d stav.

Všetky prvky od hliníka Al až po argón Ar sú p-prvky.

S- a p-prvky tvoria hlavné podskupiny v periodickej tabuľke.

Pre atómy prvkov 4. periódy - draslíka a vápnika - sa objavuje štvrtá energetická hladina, 48. podúroveň je naplnená (tabuľka 4), keďže podľa Klechkovského pravidla má nižšiu energiu ako 3. podúroveň.

Tabuľka 4
Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov 4. periódy

Pre zjednodušenie grafických elektronických vzorcov atómov prvkov 4. periódy:

Draslík K a vápnik Ca sú s-prvky zahrnuté v hlavných podskupinách. V atómoch od skandia Sc po zinok Zn je 3d podúroveň naplnená elektrónmi. Toto sú 3D prvky. Sú zahrnuté v sekundárnych podskupinách, ich vonkajšia elektronická vrstva je vyplnená a sú klasifikované ako prechodné prvky.

Venujte pozornosť štruktúre elektronických obalov atómov chrómu a medi. V nich jeden elektrón „zlyhá“ zo 4s na 3d podúroveň, čo sa vysvetľuje väčšou energetickou stabilitou výsledných elektronických konfigurácií 3d 5 a 3d 10:

V atóme zinku je dokončená tretia energetická úroveň, sú v nej vyplnené všetky podúrovne - 3s, 3p a 3d, spolu s 18 elektrónmi.

Prvky nasledujúce po zinku pokračujú v napĺňaní štvrtej energetickej úrovne, podúrovne 4p.

Prvky od gália Ga po kryptón Kr sú p-prvky.

Atóm kryptónu Kr má vonkajšiu vrstvu (štvrtú), ktorá je úplná a má 8 elektrónov. Ale celkovo vo štvrtej elektrónovej vrstve, ako viete, môže byť 32 elektrónov; atóm kryptónu má stále nevyplnené stavy 4d a 4f.

Pre prvky 5. periódy sa v súlade s Klechkovského pravidlom vypĺňajú podúrovne v tomto poradí: 5s ⇒ 4d ⇒ 5r. A existujú aj výnimky spojené so „zlyhaním“ elektrónov v 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

V 6. a 7. perióde sa objavujú f-elementy, teda prvky, pre ktoré sa napĺňajú 4f- a 5f-podúrovne tretej vonkajšej energetickej hladiny.

Prvky 4f sa nazývajú lantanoidy.

Prvky 5f sa nazývajú aktinidy.

Poradie zaplnenia elektronických podúrovní v atómoch prvkov 6. periódy: 55 Cs a 56 Ba - bs prvkov; 57 La ...6s 2 5d 1 - 5d-prvok; 58 Ce - 71 Lu - 4f prvky; 72 Hf - 80 Hg - 5d prvky; 81 Tl - 86 Rn - br-prvky. Ale aj tu sú prvky, pri ktorých je „narušené“ poradie plnenia energetických podúrovní, čo napríklad súvisí s väčšou energetickou stabilitou polovičných a plne naplnených f-podúrovní, teda nf 7 a nf 14.

V závislosti od toho, ktorá podúroveň atómu je naplnená elektrónmi ako posledná, sú všetky prvky, ako ste už pochopili, rozdelené do štyroch elektronických rodín alebo blokov (obr. 7):

Ryža. 7.
Rozdelenie periodickej tabuľky (tabuľky) na bloky prvkov

1. s-prvky; s-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; s-prvky zahŕňajú vodík, hélium a prvky hlavných podskupín skupín I a II;
2. p-prvky; p-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; p-prvky zahŕňajú prvky hlavných podskupín skupín III-VIII;
3. d-prvky; d-podúroveň predvonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; d-prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín skupín I-VIII, teda prvky zásuvných desaťročí veľkých periód umiestnených medzi s- a p-prvkami. Nazývajú sa tiež prechodové prvky;
4. f-prvky; f-podúroveň tretej vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; Patria sem lantanoidy a aktinidy.

Otázky a úlohy k § 3

1. Vytvorte diagramy elektronickej štruktúry, elektronické vzorce a grafické elektronické vzorce atómov nasledujúcich chemických prvkov:
   a) vápnik;
   b) železo;
   c) zirkónium;
   d) niób;
   e) hafnium;
   e) zlato.
2. Napíšte elektrónový vzorec pre prvok #110 pomocou príslušného symbolu vzácneho plynu.
3. Čo je to elektrónový "ponor"? Uveďte príklady prvkov, v ktorých je tento jav pozorovaný, zapíšte ich elektronické vzorce.
4. Ako sa určuje príslušnosť chemického prvku k určitej rodine elektrónov?
5. Porovnajte elektronické a grafické elektronické vzorce atómu síry. Aké ďalšie informácie obsahuje posledný vzorec?

Poďme zistiť, ako vytvoriť elektronický vzorec chemického prvku. Táto otázka je dôležitá a relevantná, pretože dáva predstavu nielen o štruktúre, ale aj o očakávaných fyzikálnych a chemických vlastnostiach daného atómu.

Pravidlá zostavovania

Na zostavenie grafického a elektronického vzorca chemického prvku je potrebné poznať teóriu štruktúry atómu. Na začiatok existujú dve hlavné zložky atómu: jadro a negatívne elektróny. Jadro obsahuje neutróny, ktoré nemajú náboj, ako aj protóny, ktoré majú kladný náboj.

Pri diskusii o tom, ako zostaviť a určiť elektronický vzorec chemického prvku, poznamenávame, že na zistenie počtu protónov v jadre bude potrebný periodický systém Mendeleev.

Počet prvkov v poradí zodpovedá počtu protónov nachádzajúcich sa v jeho jadre. Číslo periódy, v ktorej sa atóm nachádza, charakterizuje počet energetických vrstiev, na ktorých sa nachádzajú elektróny.

Na určenie počtu neutrónov bez elektrického náboja je potrebné odpočítať ich sériové číslo (počet protónov) od relatívnej hmotnosti atómu prvku.

Inštrukcie

Aby ste pochopili, ako zostaviť elektronický vzorec chemického prvku, zvážte pravidlo na plnenie podúrovní negatívnymi časticami, ktoré sformuloval Klechkovský.

V závislosti od toho, koľko voľnej energie majú voľné orbitály, sa zostavuje séria, ktorá charakterizuje postupnosť úrovní plnenia elektrónmi.

Každý orbitál obsahuje iba dva elektróny, ktoré sú usporiadané v antiparalelných spinoch.

Na vyjadrenie štruktúry elektronických obalov sa používajú grafické vzorce. Ako vyzerajú elektrónové vzorce atómov chemických prvkov? Ako vytvoriť grafické možnosti? Tieto otázky sú zahrnuté v školskom kurze chémie, takže sa im budeme venovať podrobnejšie.

Existuje určitá matica (základ), ktorá sa používa pri zostavovaní grafických vzorcov. S-orbitál je charakterizovaný iba jedným kvantovým článkom, v ktorom sú dva elektróny umiestnené oproti sebe. Sú označené graficky šípkami. Pre p-orbitál sú znázornené tri bunky, z ktorých každá obsahuje tiež dva elektróny, orbitál d obsahuje desať elektrónov a orbitál f je naplnený štrnástimi elektrónmi.

Príklady zostavovania elektronických vzorcov

Pokračujme v rozhovore o tom, ako zostaviť elektronický vzorec chemického prvku. Napríklad musíte vytvoriť grafický a elektronický vzorec pre prvok mangán. Najprv určme polohu tohto prvku v periodickej tabuľke. Má atómové číslo 25, preto je v atóme 25 elektrónov. Mangán je prvok štvrtej periódy, a preto má štyri energetické úrovne.

Ako napísať elektronický vzorec chemického prvku? Zapíšeme si znak prvku, ako aj jeho poradové číslo. Pomocou Klechkovského pravidla rozdeľujeme elektróny medzi energetické úrovne a podúrovne. Umiestňujeme ich postupne na prvú, druhú a tretiu úroveň, pričom do každej bunky umiestnime dva elektróny.

Potom ich zhrnieme a získame 20 kusov. Tri úrovne sú úplne naplnené elektrónmi a na štvrtej zostáva iba päť elektrónov. Vzhľadom na to, že každý typ orbitálu má svoju vlastnú energetickú rezervu, rozdeľujeme zvyšné elektróny do podúrovní 4s a 3d. Výsledkom je, že hotový elektronický grafický vzorec pre atóm mangánu má nasledujúci tvar:

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

Praktický význam

Pomocou elektrónových grafických vzorcov môžete jasne vidieť počet voľných (nespárovaných) elektrónov, ktoré určujú valenciu daného chemického prvku.

Ponúkame zovšeobecnený algoritmus akcií, pomocou ktorého môžete vytvárať elektrónové grafické vzorce pre ľubovoľné atómy nachádzajúce sa v periodickej tabuľke.

V prvom rade je potrebné určiť počet elektrónov pomocou periodickej tabuľky. Číslo periódy udáva počet úrovní energie.

Príslušnosť k určitej skupine je spojená s počtom elektrónov nachádzajúcich sa na vonkajšej energetickej úrovni. Úrovne sú rozdelené do podúrovní a vyplnené s prihliadnutím na Klechkovského pravidlo.

Záver

Aby bolo možné určiť valenčné možnosti akéhokoľvek chemického prvku nachádzajúceho sa v periodickej tabuľke, je potrebné zostaviť elektronický grafický vzorec jeho atómu. Algoritmus uvedený vyššie nám umožní vyrovnať sa s úlohou a určiť možné chemické a fyzikálne vlastnosti atómu.

Zapisuje sa vo forme takzvaných elektronických vzorcov. V elektronických vzorcoch písmená s, p, d, f označujú energetické podúrovne elektrónov; Čísla pred písmenami označujú energetickú hladinu, v ktorej sa daný elektrón nachádza, a index vpravo hore je počet elektrónov v danej podúrovni. Na zostavenie elektrónového vzorca atómu akéhokoľvek prvku stačí poznať číslo tohto prvku v periodickej tabuľke a dodržiavať základné princípy, ktorými sa riadi distribúcia elektrónov v atóme.

Štruktúru elektrónového obalu atómu možno znázorniť aj vo forme schémy usporiadania elektrónov v energetických článkoch.

Pre atómy železa má táto schéma nasledujúcu formu:

Tento diagram jasne ukazuje implementáciu Hundovho pravidla. Na 3d podúrovni je maximálny počet buniek (štyri) naplnený nepárovými elektrónmi. Obraz štruktúry elektrónového obalu v atóme vo forme elektrónových vzorcov a vo forme diagramov jasne neodráža vlnové vlastnosti elektrónu.

Znenie periodického zákona v znení neskorších predpisovÁNO. Mendelejev : vlastnosti jednoduchých telies, ako aj formy a vlastnosti zlúčenín prvkov sú v periodickej závislosti od veľkosti atómových hmotností prvkov.

Moderná formulácia periodického zákona: vlastnosti prvkov, ako aj formy a vlastnosti ich zlúčenín sú periodicky závislé od veľkosti náboja jadra ich atómov.

Kladný náboj jadra (a nie atómová hmotnosť) sa teda ukázal ako presnejší argument, od ktorého závisia vlastnosti prvkov a ich zlúčenín.

Valence- Toto je počet chemických väzieb, ktorými je jeden atóm spojený s druhým.
Valenčné schopnosti atómu sú určené počtom nespárovaných elektrónov a prítomnosťou voľných atómových orbitálov na vonkajšej úrovni. Štruktúra vonkajších energetických hladín atómov chemických prvkov určuje predovšetkým vlastnosti ich atómov. Preto sa tieto úrovne nazývajú valenčné úrovne. Elektróny týchto úrovní a niekedy aj preexterných úrovní sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Takéto elektróny sa tiež nazývajú valenčné elektróny.

Stechiometrická valencia chemický prvok - je to počet ekvivalentov, ktoré k sebe môže daný atóm pripojiť, alebo počet ekvivalentov v atóme.

Ekvivalenty sú určené počtom pripojených alebo substituovaných atómov vodíka, takže stechiometrická valencia sa rovná počtu atómov vodíka, s ktorými daný atóm interaguje. Ale nie všetky prvky interagujú voľne, ale takmer všetky interagujú s kyslíkom, takže stechiometrickú valenciu možno definovať ako dvojnásobok počtu pripojených atómov kyslíka.

Napríklad stechiometrická valencia síry v sírovodíku H2S je 2, v oxide S02 - 4, v oxide S03 -6.

Pri určovaní stechiometrickej valencie prvku pomocou vzorca binárnej zlúčeniny by sme sa mali riadiť pravidlom: celková valencia všetkých atómov jedného prvku sa musí rovnať celkovej valencii všetkých atómov iného prvku.

Oxidačný stav Tiež charakterizuje zloženie látky a rovná sa stechiometrickej valencii so znamienkom plus (pre kov alebo elektropozitívnejší prvok v molekule) alebo mínus.

1. V jednoduchých látkach je oxidačný stav prvkov nulový.

2. Oxidačný stav fluóru vo všetkých zlúčeninách je -1. Zvyšné halogény (chlór, bróm, jód) s kovmi, vodíkom a inými elektropozitívnejšími prvkami majú tiež oxidačný stav -1, ale v zlúčeninách s viac elektronegatívnymi prvkami majú kladné oxidačné stavy.

3. Kyslík v zlúčeninách má oxidačný stav -2; výnimkou sú peroxid vodíka H 2 O 2 a jeho deriváty (Na 2 O 2, BaO 2 atď., v ktorých má kyslík oxidačný stav -1, ako aj fluorid kyslíka OF 2, v ktorom je oxidačný stav kyslíka je +2.

4. Alkalické prvky (Li, Na, K atď.) a prvky hlavnej podskupiny druhej skupiny periodickej sústavy prvkov (Be, Mg, Ca atď.) majú vždy oxidačný stav rovný číslu skupiny, že je +1 a +2, v tomto poradí.

5. Všetky prvky tretej skupiny, okrem tália, majú konštantný oxidačný stav rovný číslu skupiny, t.j. +3.

6. Najvyšší oxidačný stav prvku sa rovná číslu skupiny periodickej tabuľky a najnižší je rozdiel: číslo skupiny je 8. Napríklad najvyšší oxidačný stav dusíka (nachádza sa v piatej skupine) je +5 (v kyseline dusičnej a jej soliach) a najnižšia sa rovná -3 (v amoniaku a amónnych soliach).

7. Oxidačné stavy prvkov v zlúčenine sa navzájom rušia tak, že ich súčet pre všetky atómy v molekule alebo neutrálnej jednotke vzorca je nula a pre ión je to jeho náboj.

Tieto pravidlá možno použiť na určenie neznámeho oxidačného stavu prvku v zlúčenine, ak sú známe oxidačné stavy ostatných, a na zostavenie vzorcov pre viacprvkové zlúčeniny.

Oxidačný stav (oxidačné číslo) — pomocná konvenčná hodnota na zaznamenávanie procesov oxidácie, redukcie a redoxných reakcií.

koncepcia oxidačný stavčasto používaný v anorganickej chémii namiesto pojmu valencia. Oxidačný stav atómu sa rovná číselnej hodnote elektrického náboja priradeného atómu za predpokladu, že väzbové elektrónové páry sú úplne zaujaté smerom k viac elektronegatívnym atómom (to znamená za predpokladu, že zlúčenina pozostáva iba z iónov).

Oxidačné číslo zodpovedá počtu elektrónov, ktoré sa musia pridať ku kladnému iónu, aby sa zredukoval na neutrálny atóm, alebo odpočítať od záporného iónu, aby sa oxidoval na neutrálny atóm:

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

Vlastnosti prvkov v závislosti od štruktúry elektrónového obalu atómu sa líšia podľa periód a skupín periodického systému. Keďže v sérii analógových prvkov sú elektronické štruktúry iba podobné, ale nie identické, pri prechode z jedného prvku v skupine do druhého sa u nich nepozoruje jednoduché opakovanie vlastností, ale ich viac-menej jasne vyjadrená prirodzená zmena. .

Chemická povaha prvku je určená schopnosťou jeho atómu strácať alebo získavať elektróny. Táto schopnosť je kvantifikovaná hodnotami ionizačných energií a elektrónových afinit.

Ionizačná energia (E a) je minimálne množstvo energie potrebné na odobratie a úplné odstránenie elektrónu z atómu v plynnej fáze pri T = 0

K bez odovzdania kinetickej energie uvoľnenému elektrónu s premenou atómu na kladne nabitý ión: E + Ei = E+ + e-. Ionizačná energia je kladná veličina a má najnižšie hodnoty pre atómy alkalických kovov a najvyššie pre atómy vzácnych plynov.

Elektrónová afinita (Ee) je energia uvoľnená alebo absorbovaná, keď sa k atómu v plynnej fáze pridá elektrón pri T = 0

K s premenou atómu na negatívne nabitý ión bez prenosu kinetickej energie na časticu:

E + e- = E- + Ee.

Halogény, najmä fluór, majú maximálnu elektrónovú afinitu (Ee = -328 kJ/mol).

Hodnoty Ei a Ee sú vyjadrené v kilojouloch na mol (kJ/mol) alebo v elektrónvoltoch na atóm (eV).

Schopnosť viazaného atómu posúvať elektróny chemických väzieb smerom k sebe, čím sa zvyšuje hustota elektrónov okolo seba sa nazýva elektronegativita.

Tento pojem zaviedol do vedy L. Pauling. Elektronegativitaoznačuje sa symbolom ÷ a charakterizuje tendenciu daného atómu pridávať elektróny pri vytváraní chemickej väzby.

Podľa R. Malikena sa elektronegativita atómu odhaduje polovičným súčtom ionizačných energií a elektrónových afinit voľných atómov = (Ee + Ei)/2

V obdobiach existuje všeobecná tendencia k zvýšeniu ionizačnej energie a elektronegativity so zvyšujúcim sa nábojom atómového jadra v skupinách, tieto hodnoty klesajú so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku.

Je potrebné zdôrazniť, že prvku nemožno priradiť konštantnú hodnotu elektronegativity, pretože závisí od mnohých faktorov, najmä od valenčného stavu prvku, typu zlúčeniny, v ktorej je obsiahnutý, a od počtu a typu susedných atómov. .

Atómové a iónové polomery. Veľkosti atómov a iónov sú určené veľkosťou elektrónového obalu. Podľa kvantovo-mechanických konceptov nemá elektrónový obal presne definované hranice. Preto sa polomer voľného atómu alebo iónu môže brať ako teoreticky vypočítaná vzdialenosť od jadra k polohe hlavného maxima hustoty vonkajších elektrónových oblakov. Táto vzdialenosť sa nazýva orbitálny polomer. V praxi sa zvyčajne používajú polomery atómov a iónov v zlúčeninách vypočítané na základe experimentálnych údajov. V tomto prípade sa rozlišujú kovalentné a kovové polomery atómov.

Závislosť atómových a iónových polomerov od náboja jadra atómu prvku je periodickej povahy. V periódach, keď sa atómové číslo zvyšuje, polomery majú tendenciu klesať. Najväčší pokles je typický pre prvky krátkych periód, keďže ich vonkajšia elektronická úroveň je zaplnená. Vo veľkých periódach v rodinách d- a f-prvkov je táto zmena menej ostrá, pretože v nich dochádza k vypĺňaniu elektrónov v predvonkajšej vrstve. V podskupinách sa polomery atómov a iónov rovnakého typu spravidla zväčšujú.

Periodická sústava prvkov je názorným príkladom prejavu rôznych typov periodicity vo vlastnostiach prvkov, ktorá sa pozoruje horizontálne (v období zľava doprava), vertikálne (v skupine napr. zhora nadol). ), diagonálne, t.j. niektorá vlastnosť atómu sa zvyšuje alebo znižuje, ale periodicita zostáva.

V období zľava doprava (→) sa zvyšujú oxidačné a nekovové vlastnosti prvkov a znižujú sa vlastnosti redukčné a kovové. Takže zo všetkých prvkov obdobia 3 bude sodík najaktívnejším kovom a najsilnejším redukčným činidlom a chlór bude najsilnejším oxidačným činidlom.

Chemická väzba- Ide o vzájomné spojenie atómov v molekule, alebo kryštálovej mriežke, v dôsledku pôsobenia elektrických príťažlivých síl medzi atómami.

Ide o interakciu všetkých elektrónov a všetkých jadier, ktorá vedie k vytvoreniu stabilného, ​​polyatómového systému (radikál, molekulárny ión, molekula, kryštál).

Chemická väzba sa uskutočňuje valenčnými elektrónmi. Podľa moderných koncepcií je chemická väzba elektronickej povahy, ale uskutočňuje sa rôznymi spôsobmi. Preto existujú tri hlavné typy chemických väzieb: kovalentné, iónové, kovové.Vzniká medzi molekulami vodíková väzba, a stane sa van der Waalsove interakcie.

Medzi hlavné charakteristiky chemickej väzby patria:

- dĺžka pripojenia - Toto je medzijadrová vzdialenosť medzi chemicky viazanými atómami.

Závisí to od povahy interagujúcich atómov a násobnosti väzby. Keď sa multiplicita zvyšuje, dĺžka väzby sa znižuje a následne sa zvyšuje jej pevnosť;

- násobnosť väzby je určená počtom elektrónových párov spájajúcich dva atómy. So zvyšujúcou sa multiplicitou sa zvyšuje väzbová energia;

- uhol pripojenia- uhol medzi pomyselnými priamkami prechádzajúcimi cez jadrá dvoch chemicky prepojených susedných atómov;

Energia väzby E SV - je to energia, ktorá sa uvoľní pri vzniku danej väzby a vynaloží sa na jej rozbitie, kJ/mol.

Kovalentná väzba - Chemická väzba vytvorená zdieľaním páru elektrónov medzi dvoma atómami.

Vysvetlenie chemickej väzby vznikom zdieľaných elektrónových párov medzi atómami tvorilo základ spinovej teórie valencie, ktorej nástrojom je metóda valenčnej väzby (MVS) , objavil Lewis v roku 1916. Pre kvantovomechanický popis chemických väzieb a štruktúry molekúl sa používa iná metóda - molekulárna orbitálna metóda (MMO) .

Metóda valenčnej väzby

Základné princípy tvorby chemickej väzby pomocou MBC:

1. Chemická väzba je tvorená valenčnými (nespárovými) elektrónmi.

2. Elektróny s antiparalelnými spinmi patriace dvom rôznym atómom sa stávajú bežnými.

3. Chemická väzba vzniká len vtedy, ak sa pri priblížení dvoch alebo viacerých atómov k sebe zníži celková energia sústavy.

4. Hlavné sily pôsobiace v molekule sú elektrického, coulombovského pôvodu.

5. Čím silnejšie je spojenie, tým viac sa vzájomne prekrývajúce elektrónové oblaky prekrývajú.

Existujú dva mechanizmy tvorby kovalentných väzieb:

Výmenný mechanizmus. Väzba vzniká zdieľaním valenčných elektrónov dvoch neutrálnych atómov. Každý atóm prispieva jedným nepárovým elektrónom do spoločného elektrónového páru:

Ryža. 7. Výmenný mechanizmus tvorby kovalentných väzieb: A- nepolárne; b- polárny

Donor-akceptorový mechanizmus. Jeden atóm (donor) poskytuje elektrónový pár a druhý atóm (akceptor) poskytuje tomuto páru prázdny orbitál.

spojenia, vzdelaný podľa mechanizmu donor-akceptor patria medzi komplexné zlúčeniny

Ryža. 8. Donor-akceptorový mechanizmus tvorby kovalentnej väzby

Kovalentná väzba má určité vlastnosti.

Sýtosť - vlastnosť atómov vytvárať presne definovaný počet kovalentných väzieb. V dôsledku nasýtenia väzieb majú molekuly určité zloženie.

hybridizácia sp2- jeden s-orbitál a dva p-orbitály sa zmenia na tri rovnaké „hybridné“ orbitály, uhol medzi ich osami je 120°. Molekuly, v ktorých dochádza k hybridizácii sp2, majú plochú geometriu (BF3, AlCl3).

sp 3-hybridizácia- jeden s-orbitál a tri p-orbitály sa transformujú na štyri identické „hybridné“ orbitály, ktorých uhol medzi osami je 109°28". Molekuly, v ktorých dochádza k hybridizácii sp 3, majú tetraedrickú geometriu (CH 4 , NH3).

Ryža. 10. Typy hybridizácie valenčných orbitálov: a - sp-hybridizácia valenčných orbitálov; b - sp 2 - hybridizácia valenčných orbitálov; V - sp 3-hybridizácia valenčných orbitálov

Úloha zostaviť elektronický vzorec pre chemický prvok nie je najjednoduchšia.

Algoritmus na zostavovanie elektronických vzorcov prvkov je teda nasledujúci:

• Najprv si zapíšeme chemický znak. prvok, kde v ľavej dolnej časti znaku uvádzame jeho poradové číslo.
• Ďalej podľa čísla periódy (z ktorej prvok) určíme počet energetických hladín a nakreslíme taký počet oblúkov vedľa znamienka chemického prvku.
• Potom sa podľa čísla skupiny zapíše pod oblúk počet elektrónov vo vonkajšej úrovni.
• Na 1. úrovni je maximálne možné 2e, na druhej je už 8, na tretej - až 18. Začneme dávať čísla pod zodpovedajúce oblúky.
• Počet elektrónov na predposlednej úrovni sa musí vypočítať takto: počet už priradených elektrónov sa odpočíta od sériového čísla prvku.
• Zostáva premeniť náš diagram na elektronický vzorec:

Tu sú elektronické vzorce niektorých chemických prvkov:

• 1. Píšeme chemický prvok a jeho poradové číslo Číslo udáva počet elektrónov v atóme.
  2. Urobme vzorec. Na to je potrebné zistiť počet úrovní energie, základom pre určenie je číslo periódy prvku.
  3. Úrovne delíme na podúrovne.

  Nižšie vidíte príklad, ako správne zostaviť elektronické vzorce chemických prvkov.

Elektronické vzorce chemických prvkov musíte vytvoriť týmto spôsobom: musíte sa pozrieť na číslo prvku v periodickej tabuľke a tak zistiť, koľko elektrónov má. Potom musíte zistiť počet úrovní, ktorý sa rovná perióde. Potom sú napísané a vyplnené podúrovne:

Najprv musíte určiť počet atómov podľa periodickej tabuľky.



Na zostavenie elektronického vzorca budete potrebovať periodický systém Mendelejev. Nájdite tam svoj chemický prvok a pozrite sa na obdobie - bude sa rovnať počtu energetických hladín. Číslo skupiny bude číselne zodpovedať počtu elektrónov v poslednej úrovni. Počet prvku sa bude kvantitatívne rovnať počtu jeho elektrónov. Musíte tiež jasne vedieť, že prvá úroveň má maximálne 2 elektróny, druhá - 8 a tretia - 18.

Toto sú hlavné body. Okrem toho na internete (vrátane našej webovej stránky) nájdete informácie s pripraveným elektronickým vzorcom pre každý prvok, takže sa môžete otestovať.

Kompilácia elektronických vzorcov chemických prvkov je veľmi zložitý proces, nemôžete to urobiť bez špeciálnych tabuliek a musíte použiť celý rad vzorcov. Stručne povedané, na zostavenie musíte prejsť týmito fázami:

Je potrebné zostaviť orbitálny diagram, v ktorom bude predstava, ako sa elektróny navzájom líšia. Diagram zvýrazňuje orbitály a elektróny.

Elektróny sú vyplnené v úrovniach zdola nahor a majú niekoľko podúrovní.

Najprv teda zistíme celkový počet elektrónov daného atómu.

Vzorec vyplníme podľa určitej schémy a zapíšeme - toto bude elektronický vzorec.



Napríklad pre dusík tento vzorec vyzerá takto, najprv sa zaoberáme elektrónmi:



A napíšte vzorec:



Rozumieť princíp zostavovania elektrónového vzorca chemického prvku Najprv musíte určiť celkový počet elektrónov v atóme podľa čísla v periodickej tabuľke. Potom musíte určiť počet úrovní energie, pričom za základ beriete číslo obdobia, v ktorom sa prvok nachádza.

Úrovne sú potom rozdelené do podúrovní, ktoré sú naplnené elektrónmi na základe princípu najmenšej energie.

Správnosť svojej úvahy si môžete overiť pohľadom napríklad tu.

Zložením elektrónového vzorca chemického prvku môžete zistiť, koľko elektrónov a elektrónových vrstiev je v konkrétnom atóme, ako aj poradie ich rozloženia medzi vrstvami.

Najprv určíme atómové číslo prvku podľa periodickej tabuľky zodpovedá počtu elektrónov. Počet elektrónových vrstiev udáva číslo periódy a počet elektrónov v poslednej vrstve atómu zodpovedá číslu skupiny.

• najprv vyplníme s-podúroveň a potom p-, d-b f-podúrovne;
• podľa Klechkovského pravidla vypĺňajú orbitály elektróny v poradí so zvyšujúcou sa energiou týchto orbitálov;
• podľa Hundovho pravidla elektróny v rámci jednej podúrovne po jednom obsadzujú voľné orbitály a potom vytvárajú páry;
• Podľa Pauliho princípu nie sú v jednom orbitále viac ako 2 elektróny.

• Elektrónový vzorec chemického prvku ukazuje, koľko elektronických vrstiev a koľko elektrónov je obsiahnutých v atóme a ako sú rozdelené medzi vrstvami.

  Ak chcete zostaviť elektronický vzorec chemického prvku, musíte sa pozrieť na periodickú tabuľku a použiť informácie získané pre tento prvok. Atómové číslo prvku v periodickej tabuľke zodpovedá počtu elektrónov v atóme. Počet elektrónových vrstiev zodpovedá číslu periódy, počet elektrónov v poslednej elektrónovej vrstve zodpovedá číslu skupiny.

  Je potrebné si uvedomiť, že prvá vrstva obsahuje maximálne 2 elektróny 1s2, druhá - maximálne 8 (dva s a šesť p: 2s2 2p6), tretia - maximálne 18 (dva s, šesť p a desať d: 3s2 3p6 3d10).

  Napríklad elektrónový vzorec uhlíka: C 1s2 2s2 2p2 (sériové číslo 6, číslo periódy 2, číslo skupiny 4).

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

  Ak chcete skontrolovať, či je elektronický vzorec napísaný správne, môžete sa pozrieť na webovú stránku www.alhimikov.net.

  Na prvý pohľad sa môže zdať, že zostavenie elektronického vzorca pre chemické prvky je pomerne komplikovaná úloha, ale všetko bude jasné, ak budete dodržiavať nasledujúcu schému:

  • najprv napíšeme orbitály
  • Pred orbitály vložíme čísla, ktoré označujú číslo energetickej hladiny. Nezabudnite na vzorec na určenie maximálneho počtu elektrónov na energetickej úrovni: N=2n2

  Ako môžete zistiť počet úrovní energie? Stačí sa pozrieť na periodickú tabuľku: toto číslo sa rovná číslu periódy, v ktorej sa prvok nachádza.

  • Nad ikonou orbitálu napíšeme číslo, ktoré udáva počet elektrónov, ktoré sa v tomto orbitáli nachádzajú.

  Napríklad elektronický vzorec pre scandium bude vyzerať takto.