Nézzük meg, hogyan állítsuk össze egy kémiai elem elektronikus képletét. Ez a kérdés fontos és aktuális, mivel nemcsak a szerkezetéről ad képet, hanem a szóban forgó atom feltételezett fizikai és kémiai tulajdonságairól is.
Összeállítási szabályok
Annak érdekében, hogy egy kémiai elem grafikus és elektronikus képletét elkészíthessük, szükség van egy elképzelésre az atomszerkezet elméletéről. Először is, az atomnak két fő összetevője van: az atommag és a negatív elektronok. A mag magában foglalja a neutronokat, amelyeknek nincs töltésük, valamint a protonokat, amelyek pozitív töltéssel rendelkeznek.
A kémiai elem elektronikus képletének összeállításáról és meghatározásáról vitatkozva megjegyezzük, hogy a magban lévő protonok számának megállapításához Mendelejev periodikus rendszere szükséges.
Az elemek sorrendje megegyezik a magban lévő protonok számával. Annak az időszaknak a száma, amelyben az atom található, jellemzi az energiarétegek számát, amelyeken az elektronok találhatók.
Az elektromos töltés nélküli neutronok számának meghatározásához le kell vonni annak sorszámát (a protonok számát) az elem atomjának relatív tömegének értékéből.
Utasítás
Annak érdekében, hogy megértsük, hogyan kell összeállítani egy kémiai elem elektronikus képletét, vegye figyelembe az alszintek negatív részecskékkel való feltöltésének szabályát, amelyet Klechkovsky fogalmazott meg.
Attól függően, hogy a szabad pályák mennyi szabad energiával rendelkeznek, egy sorozatot állítanak össze, amely jellemzi a szintek elektronokkal való feltöltésének sorrendjét.
Minden pálya csak két elektronot tartalmaz, amelyek párhuzamos pörgésekben helyezkednek el.
Az elektronikus héjak szerkezetének kifejezésére grafikus képleteket használnak. Hogyan néznek ki elektronikus képletek kémiai elemek atomjai? Hogyan állíthatok össze grafikus változatokat? Ezek a kérdések szerepelnek az iskolai kémia tanfolyamban, ezért részletesebben foglalkozunk velük.
Van egy bizonyos mátrix (bázis), amelyet grafikus képletek készítésekor használnak. Az s-pályát csak egy kvantumcella jellemzi, amelyben két elektron található egymással szemben. Ezeket grafikusan nyilak jelzik. A p-pályára három cella látható, mindegyik két elektronot is tartalmaz, tíz elektron található a d pályán, és f tizennégy elektronnal van tele.
Példák az elektronikus képletek elkészítésére
Folytassuk a beszélgetést arról, hogyan állítsuk össze egy kémiai elem elektronikus képletét. Például grafikus és elektronikus képletet kell készítenie a mangán elemre. Először határozzuk meg ennek az elemnek a helyzetét a periódusos rendszerben. 25. sorszáma van, ezért 25 elektron található az atomban. A mangán a negyedik időszak eleme, ezért négy energiaszinttel rendelkezik.
Hogyan állítsuk össze egy kémiai elem elektronikus képletét? Felírjuk az elem jelét, valamint a sorozatszámát. A Klechkovsky -szabályt alkalmazva elektronokat osztunk szét energiaszinteken és alszinteken. Sorra helyezzük őket az első, a második és a harmadik szintre, két elektronot írva minden cellába.
Ezután összegezzük őket, és 20 darabot kapunk. Három szint teljesen tele van elektronokkal, és csak öt elektron marad a negyediken. Figyelembe véve, hogy minden pályatípusnak megvan a maga energiatartaléka, a fennmaradó elektronokat elosztjuk a 4s és 3d alszintre. Ennek eredményeként a kész elektronikus-grafikus képlet a mangán atomra a következő:
1s2 / 2s2, 2p6 / 3s2, 3p6 / 4s2, 3d3
Gyakorlati érték
Az elektronikus grafikai képletek segítségével jól látható, hogy hány szabad (párosítatlan) elektron van, amely meghatározza az adott kémiai elem vegyértékét.
Kínálunk egy általános algoritmust a műveletekhez, amelyek segítségével elektronikus-grafikus képleteket készíthetünk a periódusos rendszerben található atomokhoz.
Először is meg kell határozni az elektronok számát a periodikus rendszer segítségével. A periódusszám az energiaszintek számát jelzi.
Egy bizonyos csoporthoz tartozás a külső energiaszinten elhelyezkedő elektronok számával függ össze. A szinteket alszintekre osztják, és a Klechkovsky -szabály figyelembevételével töltik ki.
Következtetés
Annak érdekében, hogy meghatározzuk a periódusos rendszerben található bármely kémiai elem vegyértékét, ki kell dolgozni az atomjának elektronikus-grafikus képletét. A fent megadott algoritmus lehetővé teszi, hogy megbirkózzon a feladattal, meghatározza a lehetséges vegyi és fizikai tulajdonságok atom.
Úgynevezett elektronikus képletek formájában írják le. Elektronikus képletekben az s, p, d, f betűk az elektronok energiaszintjeit jelölik; a betűk előtti számok azt az energiaszintet jelzik, amelyben az adott elektron található, a jobb felső sarokban lévő alsó index pedig az adott alszint elektronjainak számát. Bármely elem atomjának elektronikus képletének összeállításához elegendő, ha ismerjük ennek az elemnek a számát a periódusos rendszerben, és teljesítjük azokat az alapvető rendelkezéseket, amelyek az elektronok atomban való eloszlását szabályozzák.
Az atom elektronhéjának szerkezete az elektronok energiacellákban való eloszlásának diagramaként is ábrázolható.
A vasatomok esetében ez a séma a következő:
Ez az ábra jól mutatja a Gund -szabály teljesülését. A 3D-s alszinten a maximális számú cellát (négy) párosítatlan elektronok töltik meg. Az elektronhéj szerkezetének képe az atomban elektronikus képletek és diagramok formájában nem tükrözi egyértelműen az elektron hullámtulajdonságait.
Az időszakos törvény módosított szövege IGEN. Mendelejev : az egyszerű testek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek alakja és tulajdonságai periodikusan függenek az elemek atomtömegének értékétől.
Az időszakos törvény modern megfogalmazása: az elemek tulajdonságai, valamint vegyületeik formája és tulajdonságai időszakosan függenek atomjaik töltésének nagyságától.
Így a mag pozitív töltése (és nem az atomtömeg) pontosabb érvnek bizonyult, amelytől az elemek és vegyületeik tulajdonságai függenek.
Vegyérték- ez a kémiai kötések száma, amellyel az egyik atom a másikhoz kötődik.
Az atom vegyértékképességét a párosítatlan elektronok száma és a szabad atomi pályák külső szinten történő meghatározása határozza meg. A kémiai elemek atomjainak külső energiaszintjeinek szerkezete elsősorban az atomjaik tulajdonságait határozza meg. Ezért ezeket a szinteket valenciaszinteknek nevezzük. Az ilyen és néha a külső szint előtti elektronok részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Az ilyen elektronokat vegyérték -elektronoknak is nevezik.
Sztöchiometrikus vegyérték kémiai elem - ez az ekvivalensek száma, amelyet egy adott atom magához köthet, vagy az ekvivalensek száma egy atomban.
Az egyenértékeket a kapcsolódó vagy szubsztituált hidrogénatomok száma határozza meg; ezért a sztöchiometrikus vegyérték egyenlő azzal a hidrogénatomszámmal, amellyel az adott atom kölcsönhatásba lép. De nem minden elem szabadon kölcsönhatásba lép, de gyakorlatilag minden elem oxigénnel, ezért a sztöchiometrikus vegyérték a csatolt oxigénatomok megkétszereződött számaként határozható meg.
Például a kén sztöchiometrikus vegyértéke a H 2 S hidrogén -szulfidban 2, SO 2-4 -oxidban, SO 3 -6 oxidban.
Amikor egy elem sztöchiometrikus valenciáját egy bináris vegyület képlete szerint határozzuk meg, akkor a következő szabályt kell követnünk: az egyik elem összes atomjának teljes vegyértékének meg kell egyeznie a másik elem összes atomjának teljes vegyértékével.
Oxidációs állapot is az anyag összetételét jellemzi, és egyenlő a sztöchiometrikus vegyértékkel, plusz előjellel (fém vagy több elektropozitív elem esetén a molekulában) vagy mínussal.
1. Egyszerű anyagokban az elemek oxidációs állapota nulla.
2. A fluor oxidációs állapota minden vegyületben -1. A többi halogén (klór, bróm, jód) fémekkel, hidrogénnel és más elektropozitív elemekkel szintén -1 oxidációs állapotú, de az elektronegatívabb elemekkel rendelkező vegyületekben pozitív oxidációs állapotuk van.
3. A vegyületekben lévő oxigén oxidációs állapota -2; a kivétel a hidrogén -peroxid Н 2 О 2 és származékai (Na 2 O 2, BaO 2, stb., amelyekben az oxigén oxidációs állapota -1, valamint az oxigén -fluorid OF 2, az oxigén oxidációs állapota +2.
4. Az alkáli elemek (Li, Na, K, stb.) És a periódusos rendszer második csoportjának fő alcsoportjának elemei (Be, Mg, Ca, stb.) Mindig a csoportszámmal egyenlő oxidációs állapotúak, ez +1 és +2 ...
5. A harmadik csoport minden eleme, a tallium kivételével, állandó oxidációs állapottal egyenlő a csoportszámmal, azaz +3.
6. Egy elem legmagasabb oxidációs állapota megegyezik a periódusos rendszer csoportjának számával, a legkisebb pedig a különbség: a csoport száma 8. Például a nitrogén legmagasabb oxidációs állapota (található az ötödik csoportban) +5 (salétromsavban és sóiban), a legalacsonyabb pedig -3 (ammónia- és ammóniumsókban).
7. A vegyületben lévő elemek oxidációs állapotai kompenzálják egymást úgy, hogy összegük egy molekula vagy semleges képletű egység összes atomjára nulla, egy ionra pedig töltése.
Ezekkel a szabályokkal lehet meghatározni egy vegyületben lévő elem ismeretlen oxidációs állapotát, ha a többi oxidációs állapota ismert, és többelemű vegyületeket formázni.
Oxidációs fok (oxidatív szám,) — kiegészítő feltételes érték az oxidációs, redukciós és redoxreakciók folyamatának rögzítésére.
Koncepció oxidációs állapot gyakran a szervetlen kémiában használják a fogalom helyett vegyérték... Az atom oxidációs állapota megegyezik az atomnak tulajdonított elektromos töltés számértékével, feltéve, hogy a kötést létrehozó elektronpárok teljesen elfogultak a több elektronegatív atom felé (azaz feltételezve, hogy a vegyület csak ionokból áll ).
Az oxidációs állapot annak az elektronnak a számának felel meg, amelyet pozitív ionhoz kell kötni ahhoz, hogy semleges atomra redukálódjon, vagy kivonjunk egy negatív ionból, hogy semleges atomtá oxidáljuk:
Al 3+ + 3e - → Al
S 2− → S + 2e - (S 2− - 2e - → S)
Az elemek tulajdonságai, az atom elektronhéjának szerkezetétől függően, periódusonként és a periodikus rendszer csoportjainként változnak. Mivel az analóg elemek sorozatában az elektronikus struktúrák csak hasonlóak, de nem azonosak, akkor amikor egy csoport egyik eleméből a másikba kerülnek, nem a tulajdonságok egyszerű megismétlődését figyelik meg, hanem azok többé -kevésbé egyértelműen kifejezett szabályos változását.
Az elem kémiai természete annak köszönhető, hogy atomja képes elveszíteni vagy nyerni elektronokat. Ezt a képességet számszerűsítik az ionizációs energiák és az elektron affinitás értékei.
Ionizációs energia (E és) a minimális energiamennyiség, amely egy elektron leválasztásához és teljes eltávolításához szükséges a gázfázisban lévő atomtól, T = 0
K anélkül, hogy a kinetikus energiát átadná a felszabadult elektronnak az atom pozitív töltésű iontá alakításával: E + Ei = E + + e-. Az ionizációs energia pozitív érték, és az alkálifém -atomoknál a legalacsonyabb, a nemes (inert) gázatomoknál pedig a legnagyobb.
Elektron affinitás (Ee) a felszabaduló vagy elnyelt energia, amikor egy elektron kapcsolódik a gázfázisban lévő atomhoz T = 0 -nál
K azzal, hogy az atom negatív töltésű iontá alakul, anélkül, hogy a részecskére kinetikus energiát adna át:
E + e- = E- + Ee.
A halogének, különösen a fluor, maximális elektron affinitással rendelkeznek (Ee = -328 kJ / mol).
Az Ei és Ee értékeket kilojoule-ban / mól (kJ / mol) vagy elektron-voltban atomonként (eV) fejezik ki.
Úgy hívják egy megkötött atom azon képességét, hogy a kémiai kötések elektronjait magához tolja, növelve maga körül az elektronsűrűséget elektronegativitás.
Ezt a fogalmat L. Pauling vezette be a tudományba. Elektronegativitásszimbólum ÷ jelöli ÷, és jellemzi az adott atom azon hajlamát, hogy elektronokat köt össze, amikor kémiai kötést hoz létre.
R. Maliken szerint egy atom elektronegativitását az ionizációs energiák félösszege és a szabad atomok elektron-affinitása becsüli ÷ = (Ee + Ei) / 2
Időszakokban van általános tendencia az ionizációs energia és az elektronegativitás növekedése az atommag töltésének növekedésével; csoportokban ezek az értékek csökkennek az elem sorszámának növekedésével.
Hangsúlyozni kell, hogy az elektronegativitás állandó értéke nem tulajdonítható egy elemnek, mivel sok tényezőtől függ, különösen az elem vegyértékállapotától, a vegyület típusától, amelybe belép, valamint a szomszédos atomok számától és típusától.
Atomi és ion sugarak. Az atomok és ionok méretét az elektronhéj mérete határozza meg. A kvantummechanikai elképzelések szerint az elektronhéjnak nincsenek szigorúan meghatározott határai. Ezért a szabad atom vagy ion sugarát úgy tekinthetjük elméletileg kiszámított távolság a magtól a külső elektronfelhők sűrűségének fő maximumáig. Ezt a távolságot keringési sugárnak nevezzük. A gyakorlatban általában a vegyületek atom- és ionsugarainak kísérleti adatokból számított értékeit használják. Ebben az esetben meg kell különböztetni az atomok kovalens és fémes sugarait.
Az atom- és ionsugarak függése az atom atomjának töltésétől, és periodikus... Abban az időszakban, amikor az atomszám nő, a sugarak hajlamosak csökkenni. A legnagyobb csökkenés a kis időszakok elemeire jellemző, mivel a külső elektronikus szintjük megtelik. A d- és f-elemcsaládok nagy periódusaiban ez a változás kevésbé hirtelen, mivel bennük az elektronok feltöltése történik a külső külső rétegben. Az alcsoportokban az azonos típusú atomok és ionok sugara általában növekszik.
Az elemek periodikus táblázata egyértelmű példa az elemek tulajdonságaiban megjelenő különböző periodicitások megnyilvánulására, amelyet vízszintesen (balról jobbra), függőlegesen (egy csoportban, például felülről lefelé) figyelünk meg ), átlósan, pl az atom valamely tulajdonsága nő vagy csökken, de a periodicitás megmarad.
A balról jobbra haladó időszakban (→) az elemek oxidáló és nemfémes tulajdonságai nőnek, míg a redukáló és fémes tulajdonságok csökkennek. Tehát a 3. időszak összes eleme közül a nátrium lesz a legaktívabb fém és a legerősebb redukálószer, a klór pedig a legerősebb oxidálószer.
Kémiai kötés- ez az atomok kölcsönös összeköttetése egy molekulában, vagy kristályrácsban, az elektromos vonzóerők atomjai közötti hatás eredményeként.
Ez az elektronok és az összes atom kölcsönhatása, ami egy stabil, többatomos rendszer (gyök, molekuláris ion, molekula, kristály) kialakulásához vezet.
A kémiai kötést vegyértékű elektronok végzik. A modern fogalmak szerint a kémiai kötés elektronikus jellegű, de különböző módon valósul meg. Ezért három fő típusú kémiai kötés létezik: kovalens, ionos, fémes A molekulák között van hidrogén kötés,és megtörténik van der Waals kölcsönhatásai.
A kémiai kötés fő jellemzői a következők:
- kötés hossza - ez a kémiailag kötött atomok közötti nukleáris távolság.
Ez a kölcsönhatásban lévő atomok természetétől és a kötés sokaságától függ. A sokszínűség növekedésével a kötés hossza csökken, és ennek következtében erőssége nő;
- a kötés többszörösét - a két atomot összekötő elektronpárok száma határozza meg. A sokszínűség növekedésével nő a kötési energia;
- csatlakozási szög- a két kémiailag összekapcsolt szomszédos atom magján áthaladó képzeletbeli egyenesek közötti szög;
Kötő energia E CB - ez az az energia, amely e kötés kialakulása során szabadul fel, és annak feltörésére fordítják, kJ / mol.
Kovalens kötés - Kémiai kötés, amely egy elektronpár két atommal való megosztásával jön létre.
A kémiai kötés magyarázata az atomok közötti közös elektronpárok megjelenésével képezte a valencia spin -elméletének alapját, amelynek eszköze valenciakötési módszer (MVS) Lewis fedezte fel 1916 -ban. A kémiai kötés és a molekulák szerkezetének kvantummechanikai leírásához még egy módszert alkalmaznak - molekuláris orbitális módszer (MMO) .
Valenciakötési módszer
Az MFM szerinti kémiai kötés kialakulásának alapelvei:
1. A kémiai kötést vegyértékű (párosítatlan) elektronok képezik.
2. Két különböző atomhoz tartozó, párhuzamos pörgetésű elektronok általánossá válnak.
3. Kémiai kötés csak akkor jön létre, ha két vagy több atom közeledik egymáshoz, a rendszer teljes energiája csökken.
4. A molekulában ható fő erők elektromos, Coulomb -eredetűek.
5. A kötés annál erősebb, minél jobban átfedik a kölcsönhatásba lépő elektronfelhők.
A kovalens kötés kialakítására két mechanizmus létezik:
Csere mechanizmus. A kötés két semleges atom vegyértékelektronjának szocializálásával jön létre. Minden atom egy párosítatlan elektronot ad egy közös elektronpárnak:
Rizs. 7. A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa: a- nem poláris; b- poláris
Donor-akceptor mechanizmus. Egy atom (donor) elektronpárt biztosít, egy másik atom (akceptor) pedig szabad pályát biztosít ehhez a párhoz.
Csatlakozások, művelt donor-elfogadó mechanizmus szerint, lásd komplex vegyületek
Rizs. 8. A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa
A kovalens kötés bizonyos tulajdonságokkal rendelkezik.
Telítettség - az atomok tulajdonsága, hogy szigorúan meghatározott számú kovalens kötést képeznek. A kötések telítettsége miatt a molekulák bizonyos összetételűek.
|
Irányítás - t ... Vagyis a kötés az elektronfelhők maximális átfedésének irányában jön létre . A kötést alkotó atomok középpontjait összekötő egyenes vonatkozásában a következők vannak: σ és π (9. ábra): σ -kötés - az AO átfedésével jön létre a kölcsönhatásba lépő atomok központjait összekötő vonal mentén; A π-kötés olyan kötés, amely az atommagokat összekötő merőleges vonal tengelye irányában fordul elő. A kötés irányultsága határozza meg a molekulák térbeli szerkezetét, vagyis geometriai alakját. Hibridizáció - ez néhány pálya alakjának megváltoztatása a kovalens kötés kialakulása során, hogy elérjék a pályák hatékonyabb átfedését. A hibrid pályák elektronjainak részvételével létrejött kémiai kötés erősebb, mint a nem hibrid s és p pályák elektronjainak részvételével létrejött kötés, mivel nagyobb az átfedés. A következő hibridizációs típusok léteznek (10. ábra, 31. táblázat): sp -hibridizáció - egy s-és egy p-pálya két azonos "hibrid" pályává alakul, amelyek tengelyei közötti szög 180 °. Azok a molekulák, amelyekben sp-hibridizációt hajtanak végre, lineáris geometriájúak (BeCl 2). |
sp 2 -hibridizáció-egy s-pálya és két p-pálya három azonos "hibrid" pályává alakul, amelyek tengelye közötti szög 120 °. Azok a molekulák, amelyekben az sp 2 -hibridizációt végzik, sík geometriájúak (BF 3, AlCl 3).
sp 3-hibridizáció-egy s-pálya és három p-pálya négy azonos "hibrid" pályává alakul, amelyek tengelyei közötti szög 109 ° 28 ". Azok a molekulák, amelyekben sp 3-hibridizációt hajtanak végre, tetraéderes geometriával rendelkeznek (CH 4 , NH 3).
Rizs. 10. A vegyértékpályák hibridizációinak típusai: a - sp-valenciapályák hibridizációja; b - sp 2 - vegyértékpályák hibridizációja; v - sp A valenciapályák 3-hibridizációja
Az anyagok képleteinek grafikus ábrázolásakor az atomok molekulában való elhelyezkedésének sorrendjét az úgynevezett vegyértékvonások segítségével tüntetik fel (a "vegyértéklökés" kifejezést 1858-ban javasolta A. Cooper az atomok kohéziós kémiai erőinek kijelölésére) ), más néven valenciavonás (mindegyik vegyértéke vagy valencia -prím értéke egyenértékű egy elektronpárral a kovalens vegyületekben vagy egy elektronnal, amely részt vesz az ionos kötés kialakításában). A képletek grafikus ábrázolását gyakran összetévesztik azokkal a szerkezeti képletekkel, amelyek csak a kovalens kötéssel rendelkező vegyületek számára elfogadhatók, és az atomok kölcsönös elrendezését mutatják egy molekulában.
Szóval, a képletNa - CLnem strukturális, hiszen NаСI - ionos vegyület, kristályrácsában nincsenek molekulák (molekulák NaCLcsak a gázfázisban léteznek). A kristályrács helyein NаСI ionok, és mindegyik Naz a + -ot hat kloridion veszi körül. Ez egy anyag képletének grafikus ábrázolása, amely azt mutatja, hogy a nátriumionok nem egymáshoz, hanem kloridionokhoz vannak kötve. A kloridionok nem kombinálódnak egymással, hanem nátriumionokkal.Mutassuk ezt példákkal. Lelkileg előzetesen "hasítunk" egy papírlapot több oszlopba, és algoritmusok szerint hajtunk végre műveleteket az oxidok, bázisok, savak, sók képletének grafikus ábrázolásához a következő sorrendben.
Az oxid képletek grafikus ábrázolása (például A. l 2 O 3 )
III II
1. Határozza meg az A elemek atomjainak vegyértékét! l 2 O 3
2. Először a fématomok kémiai jeleit írjuk le (első oszlop). Ha egynél több fém atom van, akkor egy oszlopba írjuk, és a valenciát (az atomok közötti kötések számát) valenciaprímekkel jelöljük
H. A második helyet (oszlop), szintén egy oszlopban, az oxigénatomok kémiai jelei foglalják el, és minden oxigénatomnak két vegyértékű prímszámmal kell rendelkeznie, mivel az oxigén kétértékű
lll ll l
Az alapképletek grafikus ábrázolása(például F e (OH) 3)
1. Határozza meg az elemek atomjainak vegyértékét! Fe (OH) 3
2. Az első helyre (első oszlop) a fématomok kémiai jeleit írjuk, valenciájukat jelöljük F e
H. A második helyet (oszlopot) az oxigénatomok kémiai jelei foglalják el, amelyek egy kötéssel kapcsolódnak a fématomhoz, a második kötés még "szabad"
4. A harmadik helyet (oszlop) a hidrogénatomok kémiai jelei foglalják el, amelyek az oxigénatomok "szabad" vegyértékéhez kapcsolódnak
A savas képletek grafikus ábrázolása (például H2 ÍGY 4 )
lVlll
1. Határozza meg az Н 2 elemek atomjainak vegyértékét! ÍGY 4 .
2. Az első helyre (első oszlop) a hidrogénatomok kémiai jeleit írjuk egy oszlopba a valencia megjelölésével
H -
H -
H. A második helyet (oszlopot) az oxigénatomok foglalják el, egy vegyértékkötést kötve a hidrogénatomhoz, míg az egyes oxigénatomok második vegyértéke még "szabad"
DE -
DE -
4. A harmadik helyet (oszlop) a savképző atomok kémiai jelei foglalják el a vegyérték megjelölésével
5. Az oxigénatomok a savképző atom "szabad" valenciáihoz kapcsolódnak a vegyérték szabály szerint
A sóképletek grafikus ábrázolása
Közepes sók (például,Fe 2 ÍGY 4 ) 3) Közepes sókban a sav összes hidrogénatomját fématomok váltják fel, ezért képleteik grafikus ábrázolásakor az első helyet (első oszlop) a fématomok kémiai jelei foglalják el, valencia megjelöléssel, és akkor - mint a savakban, vagyis a második helyen (oszlop) az oxigénatomok kémiai jelei foglalnak helyet, a harmadik helyen (oszlop) a savképző atomok kémiai jelei vannak, ezekből három van, és hat oxigénatomhoz kapcsolódik. Az oxigénatomok a savképző "szabad" valenciáihoz kapcsolódnak a vegyérték szabály szerint
Savsók ( például Ba (H2 PO 4 ) 2) A savas sók a savban lévő hidrogénatomok fématomokkal történő részleges helyettesítésének termékeinek tekinthetők, ezért a savas sók grafikai képleteinek összeállításakor a fém- és hidrogénatomok vegyértékjeleit a valencia megjelölésével írják fel. első hely (első oszlop)
H -
H -
Ba =
H -
H -
A második helyet (oszlop) az oxigénatomok kémiai jelei foglalják el
Az atom elektronikus szerkezetét elektronikus képlettel és elektronikus-grafikus diagrammal lehet bemutatni. Elektronikus képletekben az energiaszinteket és az alszinteket egymás után írják fel töltésük sorrendjében, és az alsíkon lévő összes elektron számát. Ebben az esetben az egyes elektronok állapota, különösen a mágneses és spin kvantumszámai nem tükröződnek az elektronikus képletben. Az elektronikus grafikus áramkörökben minden elektron teljes egészében "látható", azaz mind a négy kvantumszámmal jellemezhető. Elektronikus grafikus diagramok általában a külső elektronokra vonatkoznak.
1. példa.Írja fel a fluor elektronikus képletét, fejezze ki a külső elektronok állapotát elektronikus grafikus diagrammal. Hány párosítatlan elektron van ennek az elemnek az atomjában?
Megoldás. A fluor atomszáma kilenc, ezért atomjában kilenc elektron található. A legkevesebb energia elvének megfelelően az 1. ábra segítségével. 7 és figyelembe véve a Pauli elv következményeit, felírjuk a fluor elektronikus képletét: 1s 2 2s 2 2p 5. A külső elektronokhoz (a második energiaszint) elektronikus-grafikus diagramot készítünk (8. ábra), amelyből az következik, hogy a fluortatomban van egy párosítatlan elektron.
Rizs. 8. Fluoratom vegyértékelektronjainak elektronikus-grafikus diagramja
2. példa. Rajzoljon elektronikus diagramokat a nitrogénatom lehetséges állapotairól! Melyikük tükrözi a normál állapotot, és melyik a gerjesztett állapotot?
Megoldás. A nitrogén elektronikus képlete 1s 2 s 2 2p 3, a külső elektronok képlete 2s 2 2p 3. A 2p alszint nem teljes, mert a rajta lévő elektronok száma kevesebb, mint hat. Lehetséges lehetőségekábrán látható három elektron eloszlása a 2p-alszinten. kilenc.
Rizs. 9. Elektronikus-grafikus diagramok a nitrogénatom 2p-alszintjének lehetséges állapotairól.
A pörgetés maximális (abszolút értékben) értéke (3/2) az 1. és 2. állapotnak felel meg, ezért őrölt, a többi pedig gerjesztett.
3. példa. Határozza meg azokat a kvantumszámokat, amelyek meghatározzák a vanádium atom utolsó elektronjának állapotát?
Megoldás. A vanádium atomszáma Z = 23, ezért az elem teljes elektronikus képlete: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3. A külső elektronok (4s 2 3d 3) elektronikus-grafikus sémája a következő (10. ábra):
Rizs. 10. A vanádium-atom vegyérték-elektronjainak elektronikus-grafikus diagramja
Az utolsó elektron fő kvantumszáma n = 3 (harmadik energiaszint), pálya l= 2 (d alszint). A mágneses kvantumszám mindhárom d -elektron esetében eltérő: az elsőnél –2, a másodiknál –1, a harmadiknál - 0. A spin -kvantumszám mindhárom elektron esetében azonos: ms = + 1/2. Így a vanádium atom utolsó elektronjának állapotát kvantumszámok jellemzik: n = 3; l= 2; m = 0; m s = + 1/2.
7. Párosított és párosítatlan elektronok
A pályákat párban kitöltő elektronokat nevezzük párosítva,és egyetlen elektronokat neveznek párosítatlan... A párosítatlan elektronok kémiai kötést biztosítanak az atom és más atomok között. A párosítatlan elektronok jelenlétét kísérletileg a mágneses tulajdonságok tanulmányozásával állapítják meg. Párosítatlan elektronokkal rendelkező anyagok paramágneses(mágneses mezőbe vonódnak az elektronok spinjeinek kölcsönhatása miatt, elemi mágnesként, külső mágneses mezővel). Csak párosított elektronokat tartalmazó anyagok diamágneses(a külső mágneses mező nem hat rájuk). A párosítatlan elektronok csak az atom külső energiaszintjén helyezkednek el, és számuk az elektronikus-grafikus sémájával határozható meg.
4. példa. Határozza meg a párosítatlan elektronok számát egy kénatomban.
Megoldás. A kén atomszáma Z = 16, ezért az elem teljes elektronikus képlete: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. A külső elektronok elektronikus-grafikus sémája a következő (11. ábra).
Rizs. 11. Elektronikus-grafikus diagram a kénatom vegyértékelektronjairól
Az elektronikus diagramból az következik, hogy a kénatomban két párosítatlan elektron található.
Az elektronikus képletek rögzítik az elektronok által elfoglalt szinteket és alszinteket, valamint az elektronok számát. Az elektronikus képletekben a szintek és alszintek megjelölését használják, azaz az első, numerikus karakter a szintet (számot) jelöli, a második alfabetikus karakter (s, p, d, f) pedig az alszinteket. Az alszintű elektronok számát először a felső index jelzi.
Például: 1H 1S, nitrogén esetén N 7 1S 2 2S 2 2p 3
Az elektronikus grafikus képletek az atomot pályák gyűjteményeként ábrázolják, amelyeket kvantumcelláknak neveznek. Például nitrogén esetén 1S 2 2S 2 2p 3
S-alszint
S = -1/2 S = +1/2
P -alszint, l = 1 m = -1, m = 0, m = + 1
A pályák - cellák elektronokkal való feltöltése a Pauli elv szerint történik, az energiaminimalizálás és Hund szabályai
Adott l értéknél az atom elektronjai úgy vannak elrendezve, hogy teljes spinszámuk maximális legyen.
∑S = 1/2 + 1/2 + 1/2 = 3/2
Ha így töltik ki, azaz s = +1/2 s = - 1/2, párosított elektronok
∑s = 1/2 + (-1/2) + 1/2 = 1/2
Az atomok kémiai tulajdonságait elsősorban a külső elektronikus szintek szerkezete határozza meg, amelyeket ún vegyérték.
A nemesgáz -atomok elektronikus szerkezetének megfelelő töltött energia -alszinteket elektronikus magnak nevezzük. Például: nátriumra, amelynek elektronikus képlete a neon nemesgáza 1S 2 2S 2 2p 6. A nemesgáz rövidített elektronikus képletét kémiai szimbólum jelzi szögletes zárójelben, például: 1S 2 2S 2 2p 6 =
Ez megkönnyíti az elektronikus képletek írását, például a káliumra, 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 helyett 4S 1 -et. Ugyanakkor ez a jelölés egyértelműen kiemeli a valenciaelektronokat, amelyek meghatározzák Kémiai tulajdonságok egy elem atomjai.
Az elektronikus-grafikai (szerkezeti) képletekben az elektronikával ellentétben nemcsak kitöltött, hanem üres valencia-alsávok is megjelennek. Ez lehetővé teszi annak előrejelzését, hogy egy elem valenciája hogyan változik az atom gerjesztett állapotba való átmenetének következtében, amelyet a megfelelő elem szimbóluma csillaggal jelöl.
Például: 15P * 3S 2 3P 3 n = 3 ↓ S ↓↓↓ P
Izgatott állapotban a foszforatomnak három párosítatlan elektronja van a p-alszinten. Amikor egy atom gerjesztett állapotba kerül, az s-alszint elektronpárja elválhat, és az S-alszint egyik elektronja átmehet a d-alszintre. Ebben az esetben a foszfor vegyértéke alapállapotból háromról izgatott állapotban ötre változik.
Ellenőrző kérdések
1 Milyen elemi részecskéket tartalmaz az atom?
2 Mi az elektron, proton, neutron?
3 Magyarázza el, hogy az atommag azonos töltésű elemeinek miért lehet különböző tömegszáma! Miért van számos elemnek, például klórnak nem egész atomtömege?
4 Ismertesse a kvantumszámokat! Miért nem lehet egy atomnak két azonos kvantumszámú elektronja? Pauli elve.
5 Magyarázza el a grafika fizikai jelentését!
S és p-pályák: S p
6 Rajzolja fel a szén-, nitrogén- és oxigénatomok elektronikus szerkezetét! Számolja meg ezekben az atomokban az elektronok spin -kvantumszámának összegét. Hogyan változnak ezek az összegek a Hund szabály megsértése esetén.
7 Írja fel a bóratom elektronikus és elektronikus szerkezeti képletét! Mit További információ elektronikus szerkezeti képletet tartalmaz az elektronikushoz képest.
8 Klechkovsky uralma. Milyen energiaszintet és alsót tölt fel előre a 4S vagy 3d, 5S vagy 4p, 4f vagy 6p?
9 Mi a fő különbség a p- és a d-pályák között?
10 Hány elektron lehet 2S, 3p, 3d, 5f energiaállapotban?
11 Ismertesse a pálya alakját, amelyet kvantumszámok jellemeznek: 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 Adja meg a pályák szimbólumait!
12 Írja le az alábbi pályák mindegyikét kvantumszámhalmazokkal: 1S, 2p, 3d.
13 Fogalmazza meg azokat a szabályokat, amelyek meghatározzák az adott elektronréteg pályáinak és elektronjainak számát! Például 1 = 0,1,2 n = 1,2,3
14 Mekkora a K, M, L, N elektronikus rétegek maximális kapacitása?
15 Függ -e az 1 -es értékű pályák száma az energiaszint számától? Adja meg a pályák betűjelölését a megadott értékekkel 1.
A fő
1 Khomchenko G.P., Tsitovich I.K. Szervetlen kémia. M .: elvégezni az iskolát, 1998, 2. fejezet, 53–75
2 Knyazev D.A., Smarygin S.N. Neo-szerves kémia. M.: Felsőiskola, 1990, 10. fejezet, 102-112
További
3 Glinka N.L. Általános kémia. (Szerk .: A. I. Ermakov, 28. kiadás, Átdolgozva és kiegészítve - M.; Integral -Press, 2000 - 728p.)
4 Glinka N.L. Feladatok és gyakorlatok az általános kémiában. M; 1988.
5 Pavlov N.N Elméleti alapÁltalános kémia. M., Felsőbb kémia 1978.
Betöltés...
