Kimyəvi elementin elektron formulunun necə yaradılacağını öyrənək. Bu sual vacib və aktualdır, çünki o, sözügedən atomun təkcə strukturu haqqında deyil, həm də gözlənilən fiziki və kimyəvi xassələri haqqında fikir verir.
Kompilyasiya qaydaları
Kimyəvi elementin qrafik və elektron düsturunu tərtib etmək üçün atom quruluşu nəzəriyyəsindən anlayışa malik olmaq lazımdır. Başlamaq üçün atomun iki əsas komponenti var: nüvə və mənfi elektronlar. Nüvəyə yükü olmayan neytronlar və müsbət yüklü protonlar daxildir.
Kimyəvi elementin elektron düsturunu necə tərtib etmək və təyin etmək barədə danışarkən qeyd edirik ki, nüvədəki protonların sayını tapmaq üçün Mendeleyev dövri sistemi tələb olunacaq.
Elementin sayı onun nüvəsindəki protonların sayına uyğun gəlir. Atomun yerləşdiyi dövrün sayı elektronların yerləşdiyi enerji təbəqələrinin sayını xarakterizə edir.
Elektrik yükü olmayan neytronların sayını müəyyən etmək üçün elementin atomunun nisbi kütləsindən onun seriya nömrəsini (protonların sayını) çıxarmaq lazımdır.
Təlimatlar
Kimyəvi elementin elektron düsturunu necə tərtib edəcəyinizi başa düşmək üçün Kleçkovski tərəfindən tərtib edilmiş mənfi hissəciklərlə alt səviyyələrin doldurulması qaydasını nəzərdən keçirin.
Sərbəst orbitalların nə qədər sərbəst enerjiyə malik olmasından asılı olaraq, səviyyələrin elektronlarla doldurulmasının ardıcıllığını xarakterizə edən bir sıra tərtib edilir.
Hər bir orbital antiparalel spinlərdə düzülmüş yalnız iki elektrondan ibarətdir.
Elektron qabıqların quruluşunu ifadə etmək üçün qrafik düsturlardan istifadə olunur. Nə kimi görünürlər elektron düsturlar kimyəvi elementlərin atomları? Qrafik seçimləri necə yaratmaq olar? Bu suallar məktəb kimya kursuna daxildir, ona görə də biz onların üzərində daha ətraflı dayanacağıq.
Qrafik düsturları tərtib edərkən istifadə olunan müəyyən bir matris (əsas) var. s-orbital iki elektronun bir-birinə qarşı yerləşdiyi yalnız bir kvant hüceyrəsi ilə xarakterizə olunur. onları içəri qrafik forma oxlarla göstərilir. P-orbital üçün hər birində iki elektron olan üç hüceyrə təsvir edilmişdir, d orbitalında on elektron var və f orbital on dörd elektronla doludur.
Elektron düsturların tərtibinə dair nümunələr
Kimyəvi elementin elektron düsturunu necə tərtib etmək haqqında söhbətə davam edək. Məsələn, manqan elementi üçün qrafik və elektron düstur yaratmalısınız. Əvvəlcə bu elementin dövri cədvəldəki yerini müəyyən edək. Atom nömrəsi 25, buna görə də atomda 25 elektron var. Manqan dördüncü dövr elementidir və buna görə də dörd enerji səviyyəsinə malikdir.
Kimyəvi elementin elektron formulunu necə yazmaq olar? Elementin işarəsini, həmçinin seriya nömrəsini yazırıq. Kleçkovski qaydasından istifadə edərək elektronları enerji səviyyələri və alt səviyyələr arasında paylayırıq. Onları ardıcıl olaraq birinci, ikinci və üçüncü səviyyələrə yerləşdiririk, hər hüceyrəyə iki elektron yerləşdiririk.
Sonra onları ümumiləşdiririk, 20 ədəd alırıq. Üç səviyyə tamamilə elektronlarla doludur və dördüncüdə yalnız beş elektron qalır. Hər növ orbitalın öz enerji ehtiyatına malik olduğunu nəzərə alsaq, qalan elektronları 4s və 3d alt səviyyələrinə paylayırıq. Nəticədə, manqan atomu üçün hazır elektron qrafik formul aşağıdakı formaya malikdir:
1s2 / 2s2, 2p6 / 3s2, 3p6 / 4s2, 3d3
Praktik əhəmiyyəti
Elektron qrafik düsturlardan istifadə edərək, verilmiş kimyəvi elementin valentliyini təyin edən sərbəst (qoşalaşmamış) elektronların sayını aydın görə bilərsiniz.
Dövri cədvəldə yerləşən istənilən atom üçün elektron qrafik düsturlar yarada biləcəyiniz ümumiləşdirilmiş hərəkətlər alqoritmini təklif edirik.
İlk növbədə dövri cədvəldən istifadə edərək elektronların sayını müəyyən etmək lazımdır. Dövr nömrəsi enerji səviyyələrinin sayını göstərir.
Müəyyən bir qrupa aid olmaq xarici enerji səviyyəsində yerləşən elektronların sayı ilə əlaqələndirilir. Səviyyələr alt səviyyələrə bölünür və Kleçkovski qaydası nəzərə alınmaqla doldurulur.
Nəticə
Dövri sistemdə yerləşən hər hansı kimyəvi elementin valentlik imkanlarını müəyyən etmək üçün onun atomunun elektron qrafik formulunu tərtib etmək lazımdır. Yuxarıda verilmiş alqoritm sizə tapşırığın öhdəsindən gəlməyə, mümkün kimyəvi və müəyyən etməyə imkan verəcəkdir fiziki xassələri atom.
Elektron düsturlar adlanan formada yazılmışdır. Elektron düsturlarda s, p, d, f hərfləri elektronların enerji alt səviyyələrini bildirir; Hərflərin qarşısındakı rəqəmlər müəyyən bir elektronun yerləşdiyi enerji səviyyəsini, yuxarı sağdakı indeks isə verilmiş alt səviyyədəki elektronların sayını göstərir. Hər hansı bir elementin atomunun elektron düsturunu tərtib etmək üçün bu elementin dövri cədvəldəki sayını bilmək və atomda elektronların paylanmasını tənzimləyən əsas prinsiplərə əməl etmək kifayətdir.
Atomun elektron qabığının quruluşu enerji hüceyrələrində elektronların düzülüşü diaqramı şəklində də təsvir edilə bilər.
Dəmir atomları üçün bu sxem aşağıdakı formaya malikdir:
Bu diaqram Hund qaydasının həyata keçirilməsini aydın şəkildə göstərir. 3d alt səviyyəsində hüceyrələrin maksimum sayı (dörd) qoşalaşmamış elektronlarla doldurulur. Elektron düsturlar və diaqramlar şəklində bir atomda elektron qabığın strukturunun təsviri elektronun dalğa xüsusiyyətlərini aydın şəkildə əks etdirmir.
Dövri qanunun redaksiyasına dəyişiklik edilib HƏ. Mendeleyev : sadə cisimlərin xassələri, eləcə də elementlərin birləşmələrinin formaları və xassələri elementlərin atom çəkilərinin böyüklüyündən dövri olaraq asılıdır.
Dövri qanunun müasir formalaşdırılması: elementlərin xassələri, həmçinin onların birləşmələrinin formaları və xassələri vaxtaşırı onların atomlarının nüvəsinin yükünün böyüklüyündən asılıdır.
Beləliklə, nüvənin müsbət yükü (atom kütləsi deyil) elementlərin və onların birləşmələrinin xüsusiyyətlərinin asılı olduğu daha dəqiq bir arqument oldu.
Valentlik- Bu, bir atomun digərinə bağlandığı kimyəvi bağların sayıdır.
Atomun valentlik imkanları qoşalaşmamış elektronların sayı və xarici səviyyədə sərbəst atom orbitallarının olması ilə müəyyən edilir. Kimyəvi elementlərin atomlarının xarici enerji səviyyələrinin quruluşu əsasən onların atomlarının xassələrini müəyyən edir. Buna görə də bu səviyyələrə valentlik səviyyələri deyilir. Bu səviyyələrin, bəzən isə pre-xarici səviyyələrin elektronları kimyəvi bağların yaranmasında iştirak edə bilər. Belə elektronlara valent elektronlar da deyilir.
Stokiometrik valentlik kimyəvi element - bu, müəyyən bir atomun özünə bağlaya biləcəyi ekvivalentlərin sayı və ya atomdakı ekvivalentlərin sayıdır.
Ekvivalentlər birləşdirilmiş və ya əvəz edilmiş hidrogen atomlarının sayı ilə müəyyən edilir, buna görə də stoxiometrik valentlik müəyyən bir atomun qarşılıqlı əlaqədə olduğu hidrogen atomlarının sayına bərabərdir. Lakin bütün elementlər sərbəst şəkildə qarşılıqlı təsir göstərmir, lakin demək olar ki, hamısı oksigenlə qarşılıqlı əlaqədə olur, buna görə də stoxiometrik valentliyi birləşdirilmiş oksigen atomlarının sayının iki dəfə çoxluğu kimi müəyyən etmək olar.
Məsələn, hidrogen sulfiddə H 2 S-də kükürdün stoxiometrik valentliyi 2, SO 2 oksidində - 4, SO 3 oksidində -6-dır.
İkili birləşmənin düsturundan istifadə edərək bir elementin stoxiometrik valentliyini təyin edərkən bir qayda rəhbər tutulmalıdır: bir elementin bütün atomlarının ümumi valentliyi digər elementin bütün atomlarının ümumi valentliyinə bərabər olmalıdır.
Oksidləşmə vəziyyəti Həmçinin maddənin tərkibini xarakterizə edir və artı işarəsi (metal və ya molekulda daha elektropozitiv element üçün) və ya mənfi olan stokiometrik valentliyə bərabərdir.
1. Sadə maddələrdə elementlərin oksidləşmə vəziyyəti sıfırdır.
2. Bütün birləşmələrdə flüorun oksidləşmə vəziyyəti -1-dir. Qalan halogenlər (xlor, brom, yod) metallar, hidrogen və digər daha çox elektropozitiv elementlər də -1 oksidləşmə vəziyyətinə malikdir, lakin daha çox elektronmənfi elementləri olan birləşmələrdə müsbət oksidləşmə vəziyyətinə malikdirlər.
3. Birləşmələrdəki oksigen -2 oksidləşmə dərəcəsinə malikdir; istisnalar hidrogen peroksid H 2 O 2 və onun törəmələridir (oksigenin oksidləşmə vəziyyəti -1 olan Na 2 O 2, BaO 2 və s. +2-dir.
4. Qələvi elementlər (Li, Na, K və s.) və Dövri Cədvəlin ikinci qrupunun əsas yarımqrupunun elementləri (Be, Mg, Ca və s.) həmişə qrup nömrəsinə bərabər oksidləşmə vəziyyətinə malikdirlər ki, müvafiq olaraq +1 və +2-dir.
5. Tallium istisna olmaqla, üçüncü qrupun bütün elementləri qrup nömrəsinə bərabər sabit oksidləşmə vəziyyətinə malikdir, yəni. +3.
6. Elementin ən yüksək oksidləşmə dərəcəsi Dövri Cədvəlin qrup nömrəsinə bərabərdir, ən aşağısı isə fərqdir: qrup nömrəsi 8. Məsələn, azotun ən yüksək oksidləşmə dərəcəsi (beşinci qrupda yerləşir) +5 (azot turşusu və onun duzlarında), ən aşağısı isə -3-ə bərabərdir (ammiak və ammonium duzlarında).
7. Mürəkkəbdəki elementlərin oksidləşmə dərəcələri bir-birini belə ləğv edir ki, molekulun və ya neytral düstur vahidindəki bütün atomlar üçün onların cəmi sıfıra, ion üçün isə onun yükünə bərabər olsun.
Bu qaydalar, digər elementlərin oksidləşmə dərəcələri məlumdursa, birləşmədəki elementin naməlum oksidləşmə vəziyyətini təyin etmək və çox elementli birləşmələr üçün düsturlar qurmaq üçün istifadə edilə bilər.
Oksidləşmə vəziyyəti (oksidləşmə sayı) — oksidləşmə, reduksiya və redoks reaksiyaları proseslərini qeyd etmək üçün köməkçi şərti dəyər.
Konsepsiya oksidləşmə vəziyyəti tez-tez anlayış əvəzinə qeyri-üzvi kimyada istifadə olunur valentlik. Bağlayıcı elektron cütlərinin daha çox elektronmənfi atomlara (yəni birləşmənin yalnız ionlardan ibarət olduğunu fərz etsək) tamamilə qərəzli olduğunu fərz etsək, atomun oksidləşmə vəziyyəti atoma təyin edilmiş elektrik yükünün ədədi dəyərinə bərabərdir.
Oksidləşmə nömrəsi müsbət ionu neytral atoma endirmək üçün ona əlavə edilməli və ya onu neytral atoma oksidləşdirmək üçün mənfi iondan çıxarılmalı olan elektronların sayına uyğundur:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Atomun elektron qabığının quruluşundan asılı olaraq elementlərin xassələri dövri sistemin dövr və qruplarına görə dəyişir. Bir sıra analoq elementlərdə elektron strukturlar yalnız oxşar, lakin eyni olmadığından, qrupdakı bir elementdən digərinə keçərkən, onlar üçün xassələrin sadə təkrarı müşahidə olunmur, lakin onların az və ya çox açıq şəkildə ifadə edilmiş təbii dəyişməsi. .
Elementin kimyəvi təbiəti onun atomunun elektron itirmə və ya qazanma qabiliyyəti ilə müəyyən edilir. Bu qabiliyyət ionlaşma enerjilərinin və elektron yaxınlıqlarının dəyərləri ilə ölçülür.
İonlaşma enerjisi (E və) T = 0-da qaz fazasında bir elektronun atomdan çıxarılması və tam çıxarılması üçün tələb olunan minimum enerji miqdarıdır.
Atomun müsbət yüklü iona çevrilməsi ilə kinetik enerjini sərbəst buraxılan elektrona ötürmədən K: E + Ei = E+ + e-. İonlaşma enerjisi müsbət kəmiyyətdir və qələvi metal atomları üçün ən aşağı, nəcib qaz atomları üçün isə ən yüksək dəyərlərə malikdir.
Elektron yaxınlığı (Ee) T = 0-da qaz fazasında bir atoma elektron əlavə edildikdə ayrılan və ya udulan enerjidir
K kinetik enerjini hissəcikə ötürmədən atomun mənfi yüklü iona çevrilməsi ilə:
E + e- = E- + Ee.
Halojenlər, xüsusilə flüor, maksimum elektron yaxınlığına malikdir (Ee = -328 kJ/mol).
Ei və Ee dəyərləri mol başına kilojoul (kJ/mol) və ya atom başına elektron volt (eV) ilə ifadə edilir.
Bağlı bir atomun öz ətrafında elektron sıxlığını artıraraq kimyəvi bağların elektronlarını özünə doğru sürüşdürmə qabiliyyəti deyilir. elektronmənfilik.
Bu konsepsiya elmə L.Paulinq tərəfindən daxil edilmişdir. Elektromənfilik÷ simvolu ilə işarələnir və verilmiş atomun kimyəvi rabitə əmələ gətirdiyi zaman elektron əlavə etmək meylini xarakterizə edir.
R.Məlikenin fikrincə, atomun elektronmənfiliyi sərbəst atomların ionlaşma enerjilərinin və elektron yaxınlıqlarının cəminin yarısı ilə qiymətləndirilir = (Ee + Ei)/2.
Dövrlərdə var ümumi tendensiya qruplarda atom nüvəsinin artan yükü ilə ionlaşma enerjisi və elektronmənfilik artır, elementin atom nömrəsinin artması ilə bu dəyərlər azalır;
Qeyd etmək lazımdır ki, bir elementə daimi elektronmənfilik dəyəri təyin edilə bilməz, çünki bu, bir çox amillərdən, xüsusən də elementin valent vəziyyətindən, onun daxil olduğu birləşmənin növündən və qonşu atomların sayından və növündən asılıdır. .
Atom və ion radiusları. Atomların və ionların ölçüləri elektron qabığın ölçüləri ilə müəyyən edilir. Kvant mexaniki anlayışlarına görə, elektron qabığın ciddi şəkildə müəyyən edilmiş sərhədləri yoxdur. Buna görə də, sərbəst atom və ya ionun radiusu kimi qəbul edilə bilər nüvədən xarici elektron buludlarının sıxlığının əsas maksimumunun mövqeyinə qədər nəzəri hesablanmış məsafə. Bu məsafə orbital radius adlanır. Təcrübədə adətən birləşmələrdəki atomların və ionların radiuslarından istifadə olunur, eksperimental məlumatlar əsasında hesablanır. Bu halda atomların kovalent və metal radiusları fərqləndirilir.
Atom və ion radiuslarının element atomunun nüvəsinin yükündən asılılığı dövri xarakter daşıyır.. Dövrlərdə, atom nömrəsi artdıqca, radiuslar azalmağa meyllidir. Ən böyük azalma qısa dövrlərin elementləri üçün xarakterikdir, çünki onların xarici elektron səviyyəsi doldurulur. Böyük dövrlərdə d- və f elementlərinin ailələrində bu dəyişiklik daha az kəskin olur, çünki onlarda elektronların doldurulması əvvəlcədən xarici təbəqədə baş verir. Alt qruplarda eyni tipli atomların və ionların radiusları ümumiyyətlə artır.
Elementlərin dövri cədvəli aydın nümunə elementlərin xassələrində üfüqi (soldan sağa bir dövrdə), şaquli (qrupda, məsələn, yuxarıdan aşağıya), diaqonal olaraq müşahidə olunan müxtəlif növ dövriliyin təzahürləri, yəni. atomun bəzi xassələri artır və ya azalır, lakin dövriliyi qalır.
Soldan sağa (→) dönəmdə elementlərin oksidləşdirici və qeyri-metal xassələri artır, azaldıcı və metallik xüsusiyyətləri isə azalır. Beləliklə, 3-cü dövrün bütün elementlərindən natrium ən aktiv metal və ən güclü reduksiyaedici, xlor isə ən güclü oksidləşdirici maddə olacaqdır.
Kimyəvi bağ- Bu, atomlar arasında elektrik cazibə qüvvələrinin təsiri nəticəsində molekulda və ya kristal qəfəsdə atomların qarşılıqlı əlaqəsidir.
Bu, sabit, çox atomlu sistemin (radikal, molekulyar ion, molekul, kristal) meydana gəlməsinə səbəb olan bütün elektronların və bütün nüvələrin qarşılıqlı təsiridir.
Kimyəvi bağlar valent elektronlar tərəfindən həyata keçirilir. Müasir anlayışlara görə, kimyəvi bağ elektron xarakter daşıyır, lakin müxtəlif yollarla həyata keçirilir. Beləliklə, kimyəvi bağların üç əsas növü var: kovalent, ion, metal.Molekullar arasında yaranır hidrogen bağı, və baş verir Van der Waals qarşılıqlı əlaqəsi.
Kimyəvi bağın əsas xüsusiyyətlərinə aşağıdakılar daxildir:
- əlaqə uzunluğu - Bu, kimyəvi cəhətdən bağlanmış atomlar arasındakı nüvələrarası məsafədir.
Bu, qarşılıqlı əlaqədə olan atomların təbiətindən və əlaqənin çoxluğundan asılıdır. Çoxluq artdıqca, bağ uzunluğu azalır və nəticədə gücü artır;
- bağın çoxluğu iki atomu birləşdirən elektron cütlərinin sayı ilə müəyyən edilir. Çoxluq artdıqca, bağlama enerjisi artır;
- əlaqə bucağı- kimyəvi cəhətdən bir-birinə bağlı iki qonşu atomun nüvələrindən keçən xəyali düz xətlər arasındakı bucaq;
Bağ enerjisi E SV - bu, verilmiş rabitənin yaranması zamanı ayrılan və onun qırılmasına sərf olunan enerjidir, kJ/mol.
Kovalent bağ - İki atom arasında bir cüt elektronun paylaşılması nəticəsində yaranan kimyəvi bağ.
Kimyəvi bağın atomlar arasında ortaq elektron cütlərinin yaranması ilə izahı valentliyin spin nəzəriyyəsinin əsasını təşkil etdi. valent bağ üsulu (MVS) , 1916-cı ildə Lyuis tərəfindən kəşf edilmişdir. Kimyəvi bağların və molekulların quruluşunun kvant mexaniki təsviri üçün başqa bir üsuldan istifadə olunur - molekulyar orbital metod (MMO) .
Valentlik bağı üsulu
MBC-dən istifadə edərək kimyəvi bağ əmələ gəlməsinin əsas prinsipləri:
1. Kimyəvi rabitə valentlik (qoşalaşmamış) elektronlar tərəfindən əmələ gəlir.
2. İki müxtəlif atoma aid antiparalel spinli elektronlar ümumiləşir.
3. Kimyəvi rabitə yalnız iki və ya daha çox atom bir-birinə yaxınlaşdıqda sistemin ümumi enerjisi azaldıqda yaranır.
4. Molekulda hərəkət edən əsas qüvvələr elektrik, Kulon mənşəlidir.
5. Əlaqə daha güclüdür daha böyük dərəcədə qarşılıqlı əlaqədə olan elektron buludları üst-üstə düşür.
Kovalent bağların meydana gəlməsinin iki mexanizmi var:
Mübadilə mexanizmi. Rabitə iki neytral atomun valent elektronlarını paylaşmaqla əmələ gəlir. Hər bir atom ümumi elektron cütlüyünə bir qoşalaşmamış elektron verir:
düyü. 7. Kovalent rabitələrin əmələ gəlməsinin mübadilə mexanizmi: A- qeyri-qütblü; b- qütb
Donor-akseptor mexanizmi. Bir atom (donor) elektron cütünü, digər atom isə (qəbuledici) həmin cüt üçün boş orbital təmin edir.
əlaqələri, təhsilli donor-akseptor mexanizminə görə aiddir kompleks birləşmələr
düyü. 8. Kovalent rabitənin əmələ gəlməsinin donor-akseptor mexanizmi
Kovalent bağ müəyyən xüsusiyyətlərə malikdir.
Doyma qabiliyyəti - atomların ciddi şəkildə müəyyən edilmiş sayda kovalent bağlar yaratmaq xüsusiyyəti. Bağların doyması səbəbindən molekullar müəyyən bir tərkibə malikdir.
|
Direktivlik - t . e. əlaqə elektron buludların maksimum üst-üstə düşməsi istiqamətində formalaşır . Rabitə əmələ gətirən atomların mərkəzlərini birləşdirən xəttə gəldikdə, onlar fərqləndirilir: σ və π (şək. 9): σ- rabitə - qarşılıqlı təsir göstərən atomların mərkəzlərini birləşdirən xətt boyunca AO-nun üst-üstə düşməsi ilə əmələ gəlir; π rabitəsi atomun nüvələrini birləşdirən düz xəttə perpendikulyar olan ox istiqamətində yaranan rabitədir. Bağın istiqaməti molekulların məkan quruluşunu, yəni həndəsi formasını müəyyən edir. Hibridləşmə - daha səmərəli orbital üst-üstə düşmə əldə etmək üçün kovalent bağ əmələ gətirərkən bəzi orbitalların formasının dəyişməsidir. Hibrid orbitalların elektronlarının iştirakı ilə əmələ gələn kimyəvi bağ, hibrid olmayan s- və p-orbitalların elektronlarının iştirakı ilə olan rabitədən daha güclüdür, çünki daha çox üst-üstə düşür. Hibridləşmənin aşağıdakı növləri fərqləndirilir (şək. 10, Cədvəl 31): sp hibridləşməsi - bir s-orbital və bir p-orbital iki eyni “hibrid” orbitala çevrilir, onların oxları arasındakı bucaq 180°-dir. Sp-hibridləşmənin baş verdiyi molekullar xətti həndəsə malikdir (BeCl 2). |
sp 2 hibridləşməsi- bir s-orbital və iki p-orbital üç eyni “hibrid” orbitala çevrilir, onların oxları arasındakı bucaq 120°-dir. Sp 2 hibridləşməsinin baş verdiyi molekullar düz bir həndəsə malikdir (BF 3, AlCl 3).
sp 3-hibridləşmə- bir s-orbital və üç p-orbital oxları arasındakı bucaq 109°28" olan dörd eyni "hibrid" orbitala çevrilir. Sp 3 hibridləşməsinin baş verdiyi molekullar tetraedral həndəsə malikdir (CH 4) , NH 3).
düyü. 10. Valentlik orbitallarının hibridləşməsinin növləri: a - sp-valentlik orbitallarının hibridləşməsi; b - sp 2 - valentlik orbitallarının hibridləşməsi; V - sp 3-valentlik orbitallarının hibridləşməsi
Maddələrin düsturlarını qrafik şəkildə təsvir edərkən, molekulda atomların düzülmə ardıcıllığı sözdə valent vuruşlardan istifadə etməklə göstərilir (“valentlik vuruşu” termini 1858-ci ildə A. Kuper tərəfindən atomların birləşməsinin kimyəvi qüvvələrini ifadə etmək üçün təklif edilmişdir. ), əks halda valentlik xətti adlanır (kovalent birləşmələrdə bir cüt elektrona və ya ion rabitəsinin əmələ gəlməsində iştirak edən bir elektrona bərabər olan hər bir valent xətti və ya valent əsas). Düsturların qrafik təsvirləri çox vaxt səhvən struktur formulları ilə səhv salınır, bunlar yalnız kovalent əlaqəyə malik birləşmələr üçün məqbuldur və molekulda atomların nisbi düzülməsini göstərir.
Bəli, formulaNa-CLstruktur deyil, çünki NaCI ion birləşməsidir, onun kristal şəbəkəsində molekullar yoxdur (molekullar NАСLyalnız qaz fazasında mövcuddur). Kristal şəbəkənin düyünlərində NaCI ionlardır və hər biri Na+ altı xlorid ionu ilə əhatə olunmuşdur. Bu, natrium ionlarının bir-biri ilə deyil, xlorid ionları ilə bağlı olduğunu göstərən maddənin formulunun qrafik təsviridir. Xlorid ionları bir-biri ilə birləşmir, natrium ionları ilə bağlıdır.Bunu misallarla göstərək. Zehni olaraq, əvvəlcə bir vərəqi bir neçə sütuna "parçalayırıq" və oksidlərin, əsasların, turşuların və duzların düsturlarını aşağıdakı ardıcıllıqla qrafik şəkildə təsvir etmək üçün alqoritmlərə uyğun hərəkətlər edirik.
Oksid düsturlarının qrafik təsviri (məsələn, A l 2 O 3 )
III II
1. A-da elementlərin atomlarının valentliyini təyin edin l 2 O 3
2. İlk növbədə metal atomlarının kimyəvi əlamətlərini yazırıq (birinci sütun). Birdən çox metal atomu varsa, onu bir sütuna yazırıq və valentliyi (atomlar arasındakı bağların sayını) valentlik vuruşları ilə işarə edirik.
H. İkinci yeri (sütun), eyni zamanda bir sütunda, oksigen atomlarının kimyəvi əlamətləri tutur və hər bir oksigen atomunda iki valentlik vuruşu olmalıdır, çünki oksigen ikivalentlidir.
ll ll l
Əsas düsturların qrafik təsviri(Məsələn F e(OH) 3)
1. Elementlərin atomlarının valentliyini təyin edin Fe(OH) 3
2. Birinci yerdə (birinci sütun) metal atomlarının valentliyini bildirən kimyəvi simvollarını yazırıq. F e
H. İkinci yeri (sütun) metal atomuna bir əlaqə ilə bağlanan oksigen atomlarının kimyəvi əlamətləri tutur, ikinci əlaqə hələ də "sərbəst" olur.
4. Üçüncü yeri (sütun) oksigen atomlarının “sərbəst” valentliyinə hidrogen atomlarının birləşməsinin kimyəvi əlamətləri tutur.
Turşu düsturlarının qrafik təsviri (məsələn, H 2 SO 4 )
lVlll
1. H 2 elementlərinin atomlarının valentliyini təyin edin SO 4 .
2. Birinci yerdə (birinci sütun) hidrogen atomlarının kimyəvi əlamətlərini valentlik təyinatı ilə bir sütuna yazırıq.
N—
N—
H. Hər bir oksigen atomunun ikinci valentliyi hələ də “sərbəst” olduğu halda, ikinci yeri (sütun) hidrogen atomunu bir valentlik bağı ilə birləşdirən oksigen atomları tutur.
AMMA -
AMMA -
4. Üçüncü yeri (sütun) valentlik təyini ilə turşu əmələ gətirən atomların kimyəvi əlamətləri tutur.
5. Oksigen atomları valentlik qaydasına uyğun olaraq turşu əmələ gətirən atomun “sərbəst” valentliklərinə əlavə edilir.
Duz düsturlarının qrafik təsviri
Orta duzlar (Məsələn,Fe 2 SO 4 ) 3) Orta duzlarda turşunun bütün hidrogen atomları metal atomları ilə əvəz olunur, buna görə də onların düsturlarını qrafik şəkildə təsvir edərkən birinci yeri (birinci sütun) valentlik təyinatı ilə metal atomlarının kimyəvi əlamətləri tutur. , və sonra - turşularda olduğu kimi, yəni ikinci yeri (sütun) oksigen atomlarının kimyəvi əlamətləri, üçüncü yeri (sütun) turşu əmələ gətirən atomların kimyəvi əlamətləri tutur, onlardan üçü var və onlar altı oksigen atomuna bağlıdırlar. Oksigen atomları valentlik qaydasına uyğun olaraq turşu əmələ gətirənlərin “sərbəst” valentliklərinə əlavə edilir.
turşu duzları ( məsələn, Ba(H 2 P.O. 4 ) 2) Turşu duzları bir turşuda hidrogen atomlarının metal atomları ilə qismən dəyişdirilməsinin məhsulları hesab edilə bilər, buna görə də turşu duzlarının qrafik düsturlarını tərtib edərkən metal və hidrogen atomlarının kimyəvi əlamətləri valentlik təyinatı ilə yazılır. birinci yer (birinci sütun)
N—
N—
Va =
N—
N—
İkinci yeri (sütun) oksigen atomlarının kimyəvi əlamətləri tutur
Atomun elektron quruluşu elektron düstur və elektron qrafik diaqramla göstərilə bilər. Elektron düsturlarda enerji səviyyələri və alt səviyyələr doldurulma sırasına və alt səviyyədəki elektronların ümumi sayına görə ardıcıl olaraq yazılır. Bu halda fərdi elektronun vəziyyəti, xüsusən onun maqnit və spin kvant nömrələri elektron düsturda əks olunmur. Elektron qrafik sxemlərdə hər bir elektron tamamilə "görünür", yəni. onu bütün dörd kvant rəqəmləri ilə xarakterizə etmək olar. Elektron qrafik diaqramları adətən xarici elektronlar üçün verilir.
Misal 1. Flüorun elektron düsturunu yazın, xarici elektronların vəziyyətini elektron qrafik diaqramla ifadə edin. Bu elementin atomunda neçə cütləşməmiş elektron var?
Həll. Flüorun atom nömrəsi doqquzdur, buna görə də onun atomunda doqquz elektron var. Ən az enerji prinsipinə uyğun olaraq, Şek. 7 və Pauli prinsipinin nəticələrini nəzərə alaraq flüorun elektron düsturunu yazırıq: 1s 2 2s 2 2p 5. Xarici elektronlar üçün (ikinci enerji səviyyəsi) elektron qrafik diaqramını tərtib edirik (şək. 8), buradan flüor atomunun bir qoşalaşmamış elektronu olduğu nəticələnir.
düyü. 8. Flüor atomunun valent elektronlarının elektron qrafik diaqramı
Misal 2. Azot atomunun mümkün vəziyyətlərinin elektron qrafik diaqramlarını qurun. Onlardan hansı normal vəziyyəti, hansıları isə həyəcanlı vəziyyəti əks etdirir?
Həll. Azotun elektron düsturu 1s 2 s 2 2p 3, xarici elektronların formulu: 2s 2 2p 3. Alt səviyyə 2p natamamdır, çünki üzərindəki elektronların sayı altıdan azdır. Mümkün variantlar 2p alt səviyyəsində üç elektronun paylanması Şəkil 1-də göstərilmişdir. 9.
düyü. 9. Azot atomunda 2p altsəviyyəsinin mümkün hallarının elektron qrafik diaqramları.
Maksimum (mütləq dəyərdə) fırlanma dəyəri (3 / 2) 1 və 2 vəziyyətlərinə uyğundur, buna görə də onlar zəmindir, qalanları həyəcanlanır.
Misal 3. Vanadium atomunda sonuncu elektronun vəziyyətini təyin edən kvant ədədlərini təyin edin?
Həll. Vanadiumun atom nömrəsi Z = 23-dür, buna görə də elementin tam elektron düsturu belədir: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3. Xarici elektronların elektron qrafik diaqramı (4s 2 3d 3) aşağıdakı kimidir (şək. 10):
düyü. 10. Vanadium atomunun valentlik elektronlarının elektron qrafik diaqramı
Sonuncu elektronun əsas kvant nömrəsi n = 3 (üçüncü enerji səviyyəsi), orbital l= 2 (alt səviyyə d). Üç d-elektronun hər biri üçün maqnit kvant nömrəsi fərqlidir: birincisi üçün –2, ikincisi üçün –1, üçüncüsü üçün – 0. Hər üç elektron üçün spin kvant nömrəsi eynidir: m s = + 1/2. Beləliklə, vanadium atomunda sonuncu elektronun vəziyyəti kvant ədədləri ilə xarakterizə olunur: n = 3; l= 2; m = 0; m s = + 1/2.
7. Qoşalaşmış və qoşalaşmamış elektronlar
Orbitalları cüt-cüt dolduran elektronlara deyilir qoşalaşmış, və tək elektronlar deyilir qoşalaşdırılmamış. Cütləşməmiş elektronlar atom və digər atomlar arasında kimyəvi bağlar yaradır. Qoşalaşmamış elektronların olması maqnit xassələrinin öyrənilməsi ilə eksperimental olaraq müəyyən edilir. Cütləşməmiş elektronları olan maddələr paramaqnit(onlar elementar maqnitlər kimi elektron spinlərinin xarici maqnit sahəsi ilə qarşılıqlı təsiri nəticəsində maqnit sahəsinə çəkilirlər). Yalnız qoşalaşmış elektronları olan maddələr diamaqnit(xarici maqnit sahəsi onlara təsir etmir). Qoşalaşmamış elektronlar yalnız atomun xarici enerji səviyyəsində olur və onların sayını onun elektron-qrafik diaqramından müəyyən etmək olar.
Misal 4. Kükürd atomunda qoşalaşmamış elektronların sayını təyin edin.
Həll. Kükürdün atom nömrəsi Z = 16-dır, buna görə də elementin tam elektron düsturu belədir: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Xarici elektronların elektron qrafik diaqramı aşağıdakı kimidir (şək. 11).
düyü. 11. Kükürd atomunun valent elektronlarının elektron qrafik diaqramı
Elektron qrafik diaqramından belə çıxır ki, kükürd atomunun iki qoşalaşmamış elektronu var.
Elektron düsturlar elektronların tutduğu səviyyələri və alt səviyyələri və onların üzərindəki elektronların sayını təyin edir. Elektron düsturlar səviyyələrin və alt səviyyələrin təyin edilməsindən istifadə edir, yəni. Birinci rəqəmsal simvol səviyyəni (nömrəni), ikinci əlifba simvolu (s, p, d, f) isə alt səviyyələri bildirir. Alt səviyyədəki elektronların sayı yuxarı birinci indekslə göstərilir.
Məsələn: 1H 1S, azot üçün N 7 1S 2 2S 2 2p 3
Elektron qrafik düsturlar atomu kvant hüceyrələri adlanan orbitallar dəsti kimi təsvir edir. Məsələn, azot üçün 1S 2 2S 2 2p 3
S-alt səviyyə
S= -1/2 S = +1/2
P-alt səviyyə, l=1 m=-1,m=0,m=+1
Orbitalların - hüceyrələrin elektronlarla doldurulması enerjini minimuma endirərək Pauli prinsipinə uyğun olaraq həyata keçirilir Yüz qaydaları
Verilmiş l dəyəri üçün atomdakı elektronlar elə düzülür ki, onların ümumi spin sayı maksimum olsun.
∑S = 1/2+ 1/2+1/2 =3/2
Əgər siz onu belə doldurmusunuzsa, yəni. s = +1/2 s = - 1/2, qoşalaşmış elektronlar
∑s= 1/2 + (-1/2) + 1/2 =1/2
Atomların kimyəvi xassələri əsasən adlanan xarici elektron səviyyələrin quruluşu ilə müəyyən edilir valentlik
Nəcib qaz atomlarının elektron strukturlarına uyğun gələn doldurulmuş enerji alt səviyyələri elektron nüvə adlanır. Məsələn: nəcib qaz neonunun 1S 2 2S 2 2p 6 elektron formulu olan natrium üçün. Nəcib qazın qısaldılmış elektron düsturu onun kimyəvi simvolu ilə kvadrat mötərizədə göstərilir, məsələn: 1S 2 2S 2 2p 6 =
Bu, elektron düsturların yazılmasını sadələşdirməyə imkan verir, məsələn, kalium üçün 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 əvəzinə 4S 1 yaza bilərsiniz. Eyni zamanda, bu giriş müəyyən edən valent elektronları aydın şəkildə vurğulayır kimyəvi xassələri elementin atomları.
Elektron qrafik (struktur) düsturlarda, elektronlardan fərqli olaraq, valentlik alt səviyyələrinin yalnız doldurulmuş deyil, həm də boş orbitalları təsvir edilmişdir. Bu, elementin atomunun həyəcanlanmış vəziyyətə keçməsi nəticəsində elementin valentliyinin dəyişməsini proqnozlaşdırmağa imkan verir ki, bu da ulduz işarəsi ilə müvafiq elementin simvolu ilə göstərilir.
Məsələn: 15P * 3S 2 3P 3 n=3 ↓ S ↓↓↓ P
Həyəcanlanmamış vəziyyətdə fosfor atomunun p-alt səviyyədə üç qoşalaşmamış elektronu var. Atom həyəcanlı vəziyyətə keçdikdə, s-alt səviyyənin elektron cütü ayrıla bilər və S-alt səviyyənin elektronlarından biri d-alt səviyyəyə keçə bilər. Fosforun valentliyi yer vəziyyətində üçdən həyəcanlı vəziyyətdə beşə dəyişir.
Təhlükəsizlik sualları
1 Atom hansı elementar hissəciklərdən ibarətdir?
2 Elektron, proton, neytron nədir?
3 Atom nüvəsində eyni yükə malik bir çox elementin nə üçün fərqli kütlə nömrələrinə malik ola biləcəyini izah edin. Niyə bəzi elementlərin, məsələn, xlorun tam olmayan atom kütlələri var?
4 Kvant ədədlərini təsvir edin. Niyə atomda eyni kvant nömrələri olan iki elektron ola bilməz? Pauli prinsipi.
5 Qrafik təsvirlərin fiziki mənasını izah edin
S və p orbitalları: S p
6 Karbon, azot və oksigen atomlarının elektron struktur düsturlarını çəkin. Bu atomlardakı elektronların spin kvant ədədlərinin cəmini hesablayın. Hund qaydası pozulduqda bu məbləğlər necə dəyişir?
7 Bor atomunun elektron və elektron struktur düsturunu yazın. Hansı əlavə məlumat elektron ilə müqayisədə elektron struktur formulunu ehtiva edir.
8 Kleçkovski qaydası. Hansı enerji səviyyəsi və alt səviyyə 4S və ya 3d, 5S və ya 4p, 4f və ya 6p ilə irəli doldurulur?
9 p-orbitallarla d-orbitallar arasında əsas fərq nədir?
10 2S, 3p, 3d, 5f enerji vəziyyətlərində neçə elektron ola bilər?
11 Orbitalın kvant ədədləri ilə xarakterizə olunan formasını təsvir edin: a) n=3, 1=0, m=0 ; b) n=3, 1=1, m=0+1-1; c) n=3, 1=2, m=0+1-1+2-2 Orbitalların simvollarını verin
12 Aşağıdakı orbitalların hər birini kvant ədədləri dəsti ilə xarakterizə edin: 1S, 2p, 3d.
13 Verilmiş elektron təbəqənin orbital və elektronlarının sayını təyin edən qaydaları tərtib edin. Məsələn 1=0,1,2 n=1,2,3
14 K, M, L, N elektron təbəqələrinin maksimum tutumu nə qədərdir?
15 Verilmiş qiyməti 1 olan orbitalların sayı ədəddən asılıdırmı enerji səviyyəsi? Göstərilən dəyərlərlə orbitalların hərf təyinatını verin 1.
Əsas
1 Xomçenko G.P., Tsitoviç İ.K. Qeyri-üzvi kimya. M.: aspirantura məktəbi, 1998, fəsil 2, səh. 53-75
2 Knyazev D.A., Smarygin S.N. Neorganik kimya. M.: Ali məktəb, 1990, fəsil 10, səh.102 -112
Əlavə
3 Qlinka N.L. Ümumi kimya.
4 Qlinka N.L. Ümumi kimyadan problemlər və məşqlər. M.; 1988.
5 Pavlov N.N. Nəzəri əsaslarümumi kimya. M., Ali Kimya 1978.
Yüklənir...
