Elektron formulların tərtib edilməsi. Elementin elektron düsturu

TƏrif

Elektron düstur Kimyəvi element atomunun (konfiqurasiyası) atom və ya molekulda elektronların elektron qabıqlarında (səviyyələri və alt səviyyələri) düzülməsini göstərir.

Çox vaxt elektron düsturlar yeraltı və ya həyəcanlanmış vəziyyətdə olan atomlar və ionlar üçün yazılır.

Kimyəvi element atomunun elektron düsturunu tərtib edərkən nəzərə alınmalı olan bir neçə qayda var. Bu Pauli prinsipi, Kleçkovski və ya Hund qaydasıdır.

Elektron düstur tərtib edilərkən nəzərə almaq lazımdır ki, kimyəvi elementin dövr nömrəsi atomdakı enerji səviyyələrinin (qabıqlarının) sayını, sıra nömrəsi isə elektronların sayını müəyyən edir.

görə Kleçkovski qaydası, enerji səviyyələrinin doldurulması əsas və orbital kvant ədədlərinin (n + l) cəminin artan sırası ilə və bu cəmin bərabər dəyərləri ilə - n artan qaydada baş verir:

1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.

Beləliklə, n + l = 5 dəyəri 3d (n = 3, l=2), 4d (n=4, l=1) və 5s (n=5, l =0) enerji alt səviyyələrinə uyğundur. Bu alt səviyyələrdən birincisi əsas kvant nömrəsinin dəyərindən aşağı olanı ilə doldurulur.

Atomlarda elektronların davranışı isveçrəli alim V.Pauli tərəfindən tərtib edilmiş istisna prinsipinə tabedir: atomda dörd kvant nömrəsinin hamısı eyni olan iki elektron ola bilməz. görə Pauli prinsipi, üç kvant ədədinin (əsas, orbital və maqnit) müəyyən dəyərləri ilə xarakterizə olunan bir orbitalda spin kvant nömrəsinin qiymətində fərqlənən yalnız iki elektron yerləşə bilər. Pauli prinsipindən irəli gəlir nəticəsi: Hər bir enerji səviyyəsində elektronların maksimum mümkün sayı əsas kvant ədədinin kvadratının iki qatına bərabərdir.

Atomun elektron formulu

Atomun elektron düsturu aşağıdakı kimi təsvir edilmişdir: hər bir enerji səviyyəsi ərəb rəqəmi ilə işarələnən müəyyən n əsas kvant nömrəsinə uyğundur; Hər bir rəqəmin ardınca enerji alt səviyyəsinə uyğun gələn və orbital kvant nömrəsini bildirən hərf gəlir. Hərfin yuxarı işarəsi alt səviyyədəki elektronların sayını göstərir. Məsələn, natrium atomunun elektron düsturu belədir:

11 N 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Enerji alt səviyyələrini elektronlarla doldurarkən, müşahidə etmək də lazımdır Hund qaydası: bu alt səviyyədə elektronlar enerji vəziyyətlərini elə tuturlar ki, ümumi spin maksimum olsun (bu, elektron qrafik düsturları tərtib edərkən ən aydın şəkildə əks olunur).

Problemin həlli nümunələri

NÜMUNƏ 1

Məşq edin

Atom nömrələri 7, 16, 21 olan elementlərin atomlarının elektron düsturlarını yazın.

Cavab verin

Atom nömrəsi 7 olan kimyəvi element azotdur. İkinci dövrdədir, buna görə də iki orbital var. Dövri Cədvəlin V qrupunda azotun yeri xarici enerji səviyyəsində 5 valent elektronun olduğunu göstərir: 1s 2 2s 2 2p 3 . Atom nömrəsi 16 olan kimyəvi element kükürddür. Üçüncü dövrdədir, buna görə də üç orbital var. Dövri Cədvəlin VI qrupunda kükürdün yeri xarici enerji səviyyəsində 6 valent elektronun olduğunu göstərir: 16 S) 2) 8) 6 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Atom nömrəsi 21 olan kimyəvi element skandiyumdur. Dördüncü dövrdədir və buna görə də dörd orbital var. Skandiumun yeri III qrup Dövri cədvəl xarici enerji səviyyəsində 3 valent elektronun olduğunu göstərir: 21 Sc) 2) 8) 8) 3 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 .

Elektron qrafik düsturları necə tərtib etməyi öyrənmək üçün atom nüvəsinin quruluş nəzəriyyəsini başa düşmək vacibdir. Atomun nüvəsi proton və neytronlardan ibarətdir. Elektron orbitallarında bir atomun nüvəsi ətrafında elektronlar var.

Sizə lazım olacaq

• - qələm;
• - qeydlər üçün kağız;
• - elementlərin dövri cədvəli (dövri cədvəl).

Təlimatlar

Atomdakı elektronlar enerji şkalası adlanan ardıcıllıqla boş orbitalları tutur: 1s/2s, 2p/3s, 3p/4s, 3d, 4p/5s, 4d, 5p/6s, 4d, 5d, 6p/7s, 5f, 6d , 7p. Bir orbitalda əks spinli iki elektron ola bilər - fırlanma istiqamətləri.

Elektron qabıqların quruluşu qrafik elektron düsturlardan istifadə etməklə ifadə edilir. Düsturu yazmaq üçün matrisdən istifadə edin. Əks spinli bir və ya iki elektron bir hüceyrədə yerləşə bilər. Elektronlar oxlarla təmsil olunur. Matris aydın şəkildə göstərir ki, s orbitalında iki elektron, p orbitalında 6, d orbitalında 10 və f orbitalında -14 elektron yerləşə bilər.

Nümunə olaraq manqandan istifadə edərək elektron qrafik formulun tərtib edilməsi prinsipini nəzərdən keçirək. Dövri cədvəldə manqan tapın. Onun atom nömrəsi 25-dir, yəni atomda 25 elektron var, dördüncü dövrün elementidir.

Matrisin yanında elementin seriya nömrəsini və simvolunu yazın. Enerji miqyasına uyğun olaraq 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s səviyyələrini ardıcıl olaraq doldurun, hər hüceyrəyə iki elektron yazın. 2+2+6+2+6+2=20 elektron alırsınız. Bu səviyyələr tamamilə doldurulur.

Sizdə hələ də beş elektron və doldurulmamış 3D səviyyəniz var. Elektronları soldan başlayaraq d-alt səviyyəli hüceyrələrdə yerləşdirin. Eyni spinlərə malik elektronları bir-bir hüceyrələrə yerləşdirin. Bütün hüceyrələr doludursa, soldan başlayaraq, əks spinli ikinci bir elektron əlavə edin. Manqanda hər hüceyrədə bir olan beş d elektron var.

Elektron qrafik düsturları valentliyi təyin edən qoşalaşmamış elektronların sayını aydın şəkildə göstərir.

Yaradarkən nəzəri və praktiki iş riyaziyyat, fizika, kimya fənlərində tələbə və ya məktəbli xüsusi simvollar və mürəkkəb düsturlar daxil etmək ehtiyacı ilə üzləşir. Microsoft ofis paketindən Word proqramı ilə siz e-poçt yaza bilərsiniz düstur istənilən mürəkkəblikdə.

Təlimatlar

Yeni sənəd açın Microsoft Word. Ona ad verin və onu işinizin olduğu qovluqda saxlayın ki, gələcəkdə onu axtarmağa ehtiyac qalmasın.

"Daxil et" sekmesine keçin. Sağda simvolu tapın və onun yanında "Formula" yazısı var. Oxa klikləyin. Kvadrat düstur kimi daxili düstur seçə biləcəyiniz bir pəncərə görünəcək.

Oxa klikləyin və yuxarı paneldə bu xüsusi formulanı yazarkən sizə lazım ola biləcək müxtəlif simvollar görünəcək. Onu istədiyiniz şəkildə dəyişdirdikdən sonra onu saxlaya bilərsiniz. Bundan sonra o, daxili formullar siyahısında görünəcək.

Düsturu sonradan saytda yerləşdirməli olduğunuz mətnə ​​köçürmək lazımdırsa, onunla aktiv sahəyə sağ klikləyin və peşəkar deyil, xətti yazı metodunu seçin. Xüsusilə, bu halda eyni kvadrat tənliyin düsturu aşağıdakı formanı alacaq: x=(-b±?(b^2-4ac))/2a.

Word-də elektron düstur yazmağın başqa bir variantı konstruktor vasitəsilədir. Alt və = düymələrini eyni anda basıb saxlayın. Dərhal düstur yazmaq üçün sahəniz olacaq və yuxarı paneldə konstruktor açılacaq. Burada tənlik yazmaq və istənilən problemi həll etmək üçün lazım ola biləcək bütün işarələri seçə bilərsiniz.

Bəzi xətti qeyd simvolları kompüter simvolologiyası ilə tanış olmayan oxucu üçün aydın olmaya bilər. Bu vəziyyətdə, ən mürəkkəb düsturları və ya tənlikləri saxlamağın mənası var qrafik forma. Bunu etmək üçün ən sadə Paint qrafik redaktorunu açın: "Başlat" - "Proqramlar" - "Paint". Sonra formula sənədini bütün ekranı dolduracaq şəkildə böyüdün. Bu, saxlanan şəklin ən yüksək qətnaməyə sahib olması üçün lazımdır. Klaviaturanızda PrtScr düyməsini basın, Paint-ə keçin və Ctrl+V düymələrini basın.

Hər hansı bir artıqlığı kəsin. Nəticədə yüksək keyfiyyətli görüntü əldə edəcəksiniz tələb olunan formula.

Qeyd edin

Unutmayın ki, kimya istisnalar elmidir. Dövri Cədvəlin yan alt qruplarının atomlarında elektron “sızması” baş verir. Məsələn, atom nömrəsi 24 olan xromda 4s səviyyəsindən elektronlardan biri d səviyyəli hüceyrəyə keçir. Molibden, niobium və s. oxşar təsir göstərir. Bundan əlavə, qoşalaşmış elektronlar qoşalaşdıqda və qonşu orbitallara köçürüldükdə atomun həyəcanlı vəziyyəti anlayışı var. Buna görə də, ikinci dərəcəli alt qrupun beşinci və sonrakı dövrlərinin elementləri üçün elektron qrafik düsturlar tərtib edərkən arayış kitabını yoxlayın.

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 quruluşunu enerji hüceyrələrində elektronların düzülüşü diaqramı şəklində də təsvir etmək olar.

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 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. Atomların xarici enerji səviyyələrinin quruluşu kimyəvi elementlər və 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 valentlik birləşdirilmiş oksigen atomlarının sayının iki dəfə çox olması kimi müəyyən edilə bilər.

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 nömrəsi) — oksidləşmə, reduksiya və redoks reaksiyaları proseslərini qeyd etmək üçün köməkçi şərti kəmiyyət.

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 dəyərə 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 əlaqə valent elektronlar tərəfindən həyata keçirilir. Müasir anlayışlara görə kimyəvi bağ elektron xarakter daşıyır, lakin müxtəlif üsullarla 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 əmələ gəlməsi 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 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 (qəbuledici) isə bu 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

Atom müsbət yüklü nüvədən və mənfi yüklü elektronlardan ibarət olan elektrik cəhətdən neytral sistemdir. Elektronlar atomda yerləşir, enerji səviyyələrini və alt səviyyələri əmələ gətirir.

Atomun elektron düsturu atomdakı elektronların ən az enerji prinsipinə (Kletçkovski), Pauli prinsipinə və Hund qaydasına uyğun olaraq enerji səviyyələri və alt səviyyələr arasında paylanmasıdır.

Bir atomdakı bir elektronun vəziyyəti kvant mexaniki modeli - elektron buludu istifadə edərək təsvir edilir, müvafiq bölmələrinin sıxlığı bir elektron tapmaq ehtimalı ilə mütənasibdir. Adətən elektron bulud dedikdə, elektron buludunun təxminən 90%-ni əhatə edən perinuklear məkanın bölgəsi başa düşülür. Kosmosun bu bölgəsinə orbital da deyilir.

Atom orbitalları enerji alt səviyyəsini təşkil edir. Orbitallara və alt səviyyələrə hərf təyinatları verilir. Hər bir alt səviyyə müəyyən sayda atom orbitalına malikdir. Bir atom orbital maqnit kvant hüceyrəsi kimi təsvir edilirsə, alt səviyyələrdə yerləşən atom orbitalları aşağıdakı kimi təqdim edilə bilər:

Hər bir atom orbitalında eyni vaxtda müxtəlif spinlərə malik ikidən çox elektron ola bilməz (Pauli prinsipi). Bu fərq ¯ oxları ilə göstərilir. Bunu bilməklə s- alt səviyyə bir s-orbital, açıq r- üçüncü alt səviyyə r-orbitallar, on d- beşinci alt səviyyə d-orbitallar, on f- yeddinci alt səviyyə f- orbitallar, hər bir alt səviyyə və səviyyədə elektronların maksimum sayını tapa bilərsiniz. Bəli, açıq s-birincidən başlayaraq alt səviyyə enerji səviyyəsi, 2 elektron; haqqında r-alt səviyyə, ikinci enerji səviyyəsindən başlayaraq, 6 elektron; haqqında d-alt səviyyə, üçüncü enerji səviyyəsindən başlayaraq, 10 elektron; haqqında f-alt səviyyə, dördüncü enerji səviyyəsindən başlayaraq, 14 elektron. Elektronlar aktivdir s-, p-, d-, f- alt səviyyələr müvafiq olaraq adlandırılır s-, p-, d-, f-elektronlar.

görə ən az enerji prinsipi, enerji alt səviyyələrinin elektronlarla ardıcıl doldurulması elə baş verir ki, atomdakı hər bir elektron onun nüvə ilə güclü əlaqəsinə uyğun gələn ən aşağı enerji ilə alt səviyyə tutur. Alt səviyyələrin enerjisindəki dəyişiklik Kleçkovski seriyası və ya enerji şkalası kimi təqdim edilə bilər:

1s<2s<2səh<3s<3səh<4s<3d<4səh<5s<4d<5səh<6s<4f<5d<6səh<7s<5f<6d<7səh...

Hund qaydasına görə, enerji altsəviyyəsinin hər bir kvant hüceyrəsi (orbitalı) əvvəlcə eyni spinli tək elektronlarla, sonra isə əks spinli ikinci elektronla doldurulur. Eyni atom orbitalında yerləşən əks spinli iki elektron qoşalaşmış elektron adlanır. Tək elektronlar qoşalaşmamışdır.

Misal 1. 7 elektron yerləşdirin d-Hund qaydası nəzərə alınmaqla alt səviyyə.

Həll. Aktiv d-alt səviyyə - beş atom orbitalı. Eyni alt səviyyədə yerləşən orbitalların enerjisi eynidir. Sonra d-alt səviyyə bu şəkildə təmsil oluna bilər: d . Hund qaydasını nəzərə alaraq atom orbitallarını elektronlarla doldurduqdan sonra d-alt səviyyə kimi görünəcək .

İndi ən az enerji və Pauli prinsipləri anlayışlarından istifadə edərək, enerji səviyyələrinə görə atomlarda elektronları paylayacağıq (Cədvəl 1).

Cədvəl 1

Elektronların atom enerjisi səviyyələri üzrə paylanması

Bu sxemdən istifadə etməklə elektron düsturlar şəklində yazılmış dövri sistem elementlərinin atomlarının elektron strukturlarının əmələ gəlməsini izah etmək olar. Bir atomdakı elektronların ümumi sayı elementin atom nömrəsi ilə müəyyən edilir.

Beləliklə, birinci dövr elementlərinin atomlarında bir s-birinci enerji səviyyəsinin orbitalı (cədvəl 1). Bu səviyyədə iki elektron olduğundan, birinci dövrdə yalnız iki element (1 H və 2 He) var, elektron düsturları aşağıdakı kimidir: 1 H 1. s 1 və 2 1 deyil s 2 .

İkinci dövr elementlərinin atomlarında birinci enerji səviyyəsi tamamilə elektronlarla doldurulur. Ardıcıl olaraq elektronlarla doldurulacaq s- Və r-ikinci enerji səviyyəsinin alt səviyyələri. məbləğ s- Və r-bu səviyyəni dolduran elektronlar səkkizdir, ona görə də ikinci dövrdə 8 element var (3 Li... 10 ne).

Üçüncü dövr elementlərinin atomlarında birinci və ikinci enerji səviyyələri tamamilə elektronlarla doldurulur. Ardıcıllıqla doldurulacaq s- Və r-üçüncü enerji səviyyəsinin alt səviyyələri. məbləğ s- Və r-üçüncü enerji səviyyəsini dolduran elektronlar səkkizdir. Buna görə də üçüncü dövrdə 8 element var (11 Na... 18 Ar).

Dördüncü dövr elementlərinin atomlarında birinci, ikinci və üçüncü 3 doldurulur s 2 3r 6 enerji səviyyəsi. Üçüncü enerji səviyyəsində sərbəst qalır d- alt səviyyə (3 d). Bu alt səviyyənin birdən on elektronla doldurulması maksimum 4 elektronla doldurulduqdan sonra başlayır. s-alt səviyyə. Sonra elektronlar 4-ə yerləşdirilir r-alt səviyyə Məbləğ 4 s-, 3d- və 4p elektron on səkkizə bərabərdir, bu dördüncü dövrün 18 elementinə uyğundur (19 K... 36 Kr).

Beşinci dövr elementlərinin atomlarının elektron strukturlarının formalaşması oxşar şəkildə baş verir, yeganə fərqlə s- Və r-alt səviyyələr beşinci yerdədir və d-dördüncü enerji səviyyələrində alt səviyyə. Cəmi 5 olduğundan s-, 4d- və 5 r-elektronlar on səkkizə bərabərdir, onda beşinci dövrdə 18 element var (37 Rb... 54 Xe).

Super-böyük altıncı dövrdə (55 Cs... 86 Rn) 32 element var. Bu rəqəm 6-ya düşən elektronların cəminə uyğundur s-, 4f-, 5d- və 6 r- alt səviyyələr. Alt səviyyələrin elektronlarla doldurulması ardıcıllığı aşağıdakı kimidir. Əvvəlcə elektronlarla dolu 6 s-alt səviyyə. Sonra, Kleçkovski seriyasından fərqli olaraq, bir elektron 5 ilə doldurulacaq d-alt səviyyə. Bundan sonra maksimum 4 doldurulacaq f-alt səviyyə. Sonra 5 doldurulacaq d- və 6 r- alt səviyyələr. Əvvəlki enerji səviyyələri elektronlarla doldurulur.

Yeddinci dövr elementlərinin atomlarının elektron strukturlarının formalaşması zamanı oxşar hadisə müşahidə olunur.

Beləliklə, elementin atomunun elektron düsturunu yazmaq üçün aşağıdakıları bilməlisiniz.

1. Elementlərin dövri cədvəlindəki elementin sıra nömrəsi D.İ. Mendeleyev, atomdakı elektronların ümumi sayına uyğundur.

2. Atomda enerji səviyyələrinin ümumi sayını təyin edən dövr nömrəsi. Bu halda atomdakı son enerji səviyyəsinin sayı elementin yerləşdiyi dövrün sayına uyğun gəlir. İkinci və üçüncü dövrlərin elementlərinin atomlarında son enerji səviyyəsinin elektronlarla doldurulması aşağıdakı ardıcıllıqla baş verir: ns 1–2 …nр 1–6. Üçüncü və dördüncü dövrlərin elementlərinin atomlarında sonuncu və sondan əvvəlki enerji səviyyələrinin alt səviyyələri aşağıdakı kimi elektronlarla doldurulur: ns 1–2 …(n–1)d 1–10 …nр 1–6. Altıncı və yeddinci dövrlərin elementlərinin atomlarında alt səviyyələrin elektronlarla doldurulması ardıcıllığı aşağıdakı kimidir: ns 1–2 …(n–1)d 1 …(n-2)f 1–14 …(n–1)d 2–10 …nр 1–6 .

3. Əsas yarımqrupların elementlərinin atomlarında cəmi s- Və r-son enerji səviyyəsindəki elektronlar qrup nömrəsinə bərabərdir.

4. Yan altqrupların elementlərinin atomlarında cəmi d-sondan əvvəlki elektronlar və s-kobalt, nikel, mis və sink alt qruplarının elementlərinin atomları istisna olmaqla, sonuncu enerji səviyyələrində elektronlar qrup nömrəsinə bərabərdir.

Eyni enerji alt səviyyəli atom orbitallarında elektronların yerləşdirilməsi uyğun olaraq baş verir Hund qaydası: eyni alt səviyyədə yerləşən elektronların spininin ümumi dəyəri maksimum olmalıdır, yəni. Bu alt səviyyə əvvəlcə hər bir orbitala paralel spinli bir elektronu, sonra isə əks spinli ikinci elektronu qəbul edir.

Misal 2 . Seriya nömrələri 4, 13, 22 olan elementlərin atomları üçün elektron düsturları yazın.

Həll. Atom nömrəsi 4 olan element berilyumdur. Deməli, berilyum atomunda 4 elektron var. Berillium ikinci dövrdə, əsas alt qrupun ikinci qrupundadır. Dövrün sayı enerji səviyyələrinin sayına uyğundur, yəni. iki. Bu enerji səviyyələri dörd elektronu yerləşdirməlidir. Birinci enerji səviyyəsində iki elektron var (1 s 2) və ikincinin də iki elektronu var (2 s 2) (cədvəl 1-ə baxın). Beləliklə, elektron düstur aşağıdakı kimidir: 4 Be 1 s 2 2s 2. Son enerji səviyyəsindəki elektronların sayı onun yerləşdiyi qrupun sayına uyğundur.

Dövri cədvəldə atom nömrəsi 13 alüminium elementinə uyğundur. Alüminium üçüncü dövrdə, üçüncü qrupda, əsas alt qrupdadır. Buna görə də, üçüncü enerji səviyyəsində bu şəkildə yerləşəcək üç elektron olmalıdır: 3 s 2 3r 1 (cəm s- Və r-elektronlar qrup nömrəsinə bərabərdir). On elektron birinci və ikinci enerji səviyyələrindədir: 1 s 2 2s 2 2səh 6 (bax Cədvəl 1). Ümumiyyətlə, alüminiumun elektron formulu aşağıdakı kimidir: 13 Al 1 s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 1 .

Dövri cədvəldə atom nömrəsi 22 olan element titandır. Titan atomunda iyirmi iki elektron var. Element dördüncü dövrdə olduğu üçün onlar dörd enerji səviyyəsində yerləşirlər. Elektronları alt səviyyələrə yerləşdirərkən, bunun ikinci dərəcəli alt qrupun dördüncü qrupunun elementi olduğunu nəzərə almaq lazımdır. Beləliklə, dördüncü enerji səviyyəsində s-alt səviyyə iki elektrondan ibarətdir: 4 s 2. Birinci, ikinci, üçüncü səviyyələr s- Və r-alt səviyyələr tamamilə elektronlarla doludur 1 s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 6 (bax Cədvəl 1). Qalan iki elektron yerləşəcək d-üçüncü enerji səviyyəsinin alt səviyyəsi: 3 d 2. Ümumiyyətlə, titan elektron formulu: 22 Ti 1 s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 6 3d 2 4s 2 .

Elektron sızması

Elektron düsturlar yazarkən elektronların "sızmasını" nəzərə almaq lazımdır s-xarici enerji səviyyəsinin alt səviyyəsi ns haqqında d-xarici səviyyənin alt səviyyəsi ( n – 1)d. Bu vəziyyətin enerji baxımından ən əlverişli olduğu güman edilir. Bəzi atomlarda elektron “sızması” baş verir d-elementlər, məsələn, 24 Cr, 29 Cu, 42 Mo, 47 Ag, 79 Au, 41 Nb, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd.

Misal 3. Bir elektronun "sızmasını" nəzərə alaraq xrom atomunun elektron düsturunu yazın.

Həll. Minimum enerji prinsipinə görə xromun elektron düsturu: 24 Cr 1 olmalıdır s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 6 3d 4 4s 2. Ancaq bu elementin atomunda birinin "sızması" var s-xarici elektrondan 4 s- alt səviyyədən 3-cü alt səviyyəyə d. Beləliklə, bir xrom atomunda elektronların düzülüşü: 24 Cr 1 s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 6 3d 5 4s 1 .

TƏrif

Elektron düstur Kimyəvi element atomunun (konfiqurasiyası) atom və ya molekulda elektronların elektron qabıqlarında (səviyyələri və alt səviyyələri) düzülməsini göstərir.

Çox vaxt elektron düsturlar yeraltı və ya həyəcanlanmış vəziyyətdə olan atomlar və ionlar üçün yazılır.

Kimyəvi element atomunun elektron düsturunu tərtib edərkən nəzərə alınmalı olan bir neçə qayda var. Bu Pauli prinsipi, Kleçkovski və ya Hund qaydasıdır.

Elektron və elektron qrafik formulun tərtib edilməsi

Elektron düstur tərtib edilərkən nəzərə almaq lazımdır ki, kimyəvi elementin dövr nömrəsi atomdakı enerji səviyyələrinin (qabıqlarının) sayını, sıra nömrəsi isə elektronların sayını müəyyən edir.

görə Kleçkovski qaydası, enerji səviyyələrinin doldurulması əsas və orbital kvant ədədlərinin (n + l) cəminin artan sırası ilə və bu cəmin bərabər dəyərləri ilə - n artan qaydada baş verir:

1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.

Beləliklə, n + l = 5 dəyəri 3d (n = 3, l=2), 4d (n=4, l=1) və 5s (n=5, l =0) enerji alt səviyyələrinə uyğundur. Bu alt səviyyələrdən birincisi əsas kvant nömrəsinin dəyərindən aşağı olanı ilə doldurulur.

Atomlarda elektronların davranışı isveçrəli alim V.Pauli tərəfindən tərtib edilmiş istisna prinsipinə tabedir: atomda dörd kvant nömrəsinin hamısı eyni olan iki elektron ola bilməz. görə Pauli prinsipi, üç kvant ədədinin (əsas, orbital və maqnit) müəyyən dəyərləri ilə xarakterizə olunan bir orbitalda spin kvant nömrəsinin qiymətində fərqlənən yalnız iki elektron yerləşə bilər. Pauli prinsipindən irəli gəlir nəticəsi: Hər bir enerji səviyyəsində elektronların maksimum mümkün sayı əsas kvant ədədinin kvadratının iki qatına bərabərdir.

Atomun elektron düsturu aşağıdakı kimi təsvir edilmişdir: hər bir enerji səviyyəsi ərəb rəqəmi ilə işarələnən müəyyən n əsas kvant nömrəsinə uyğundur; Hər bir rəqəmin ardınca enerji alt səviyyəsinə uyğun gələn və orbital kvant nömrəsini bildirən hərf gəlir. Hərfin yuxarı işarəsi alt səviyyədəki elektronların sayını göstərir. Məsələn, natrium atomunun elektron düsturu belədir:

11 N 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Enerji alt səviyyələrini elektronlarla doldurarkən, müşahidə etmək də lazımdır Hund qaydası: bu alt səviyyədə elektronlar enerji vəziyyətlərini elə tutmağa meyllidirlər ki, ümumi spin maksimum olsun, bu elektron qrafik düsturları tərtib edərkən ən aydın şəkildə əks olunur.

Elektron qrafik formullar adətən valent elektronlar üçün təsvir edilir. Bu düsturda bütün elektronlar oxlarla, orbitallar isə hüceyrələrlə (kvadratlarla) işarələnmişdir. Bir hüceyrədə ikidən çox elektron ola bilməz. Gəlin vanadium nümunəsinə baxaq. Əvvəlcə elektron düsturu yazırıq və valent elektronları təyin edirik:

74 W) 2) 8) 18) 32) 12) 2 ;

1s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 6 3d 10 4s 2 4səh 6 4f 14 5s 2 5səh 6 5d 4 6s 2 .

Volfram atomunun xarici enerji səviyyəsi valent elektron olan 6 elektrondan ibarətdir. Əsas vəziyyətinin enerji diaqramı aşağıdakı formanı alır:

Problemin həlli nümunələri

NÜMUNƏ 1

Məşq edin

Alüminium kimyəvi elementinin elektron və elektron-qrafik düsturunu çəkin.

Cavab verin

Alüminium 13 seriya nömrəsinə malikdir və D.I. Dövri Cədvəlin üçüncü dövründə yerləşir. Mendeleyev, buna görə də, bu kimyəvi elementin atomu müsbət yüklü bir nüvədən ibarətdir, içərisində 13 proton və nüvənin ətrafında 13 elektron hərəkət edən üç qabıq var. Alüminiumun elektron formulu aşağıdakı kimidir: 13 Al) 2) 8) 3 ; 1s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 1 . Alüminiumun xarici enerji səviyyəsində üç elektron, 3-cü alt səviyyənin bütün elektronları var. Elektron qrafik formul aşağıdakı formaya malikdir: