ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีทั้งหมด การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

เรามาดูวิธีสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีกันดีกว่า คำถามนี้มีความสำคัญและเกี่ยวข้อง เนื่องจากให้แนวคิดไม่เพียงแต่เกี่ยวกับโครงสร้างเท่านั้น แต่ยังรวมถึงคุณสมบัติทางกายภาพและเคมีที่คาดหวังของอะตอมที่เป็นปัญหาด้วย

กฎการรวบรวม

ในการเขียนสูตรกราฟิกและอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี จำเป็นต้องมีความเข้าใจในทฤษฎีโครงสร้างอะตอม เริ่มต้นด้วยองค์ประกอบหลักสองประการของอะตอม: นิวเคลียสและอิเล็กตรอนเชิงลบ นิวเคลียสประกอบด้วยนิวตรอนซึ่งไม่มีประจุ และโปรตอนซึ่งมีประจุบวก

เมื่อพูดถึงวิธีเขียนและกำหนดสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี เราทราบว่าหากต้องการค้นหาจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส จำเป็นต้องใช้ระบบธาตุ Mendeleev

เลขอะตอมของธาตุหนึ่งๆ สอดคล้องกับจำนวนโปรตอนที่มีอยู่ในนิวเคลียสของมัน จำนวนคาบที่อะตอมตั้งอยู่นั้นเป็นตัวกำหนดจำนวนชั้นพลังงานที่อิเล็กตรอนตั้งอยู่

ในการหาจำนวนนิวตรอนที่ไม่มีประจุไฟฟ้า จำเป็นต้องลบเลขลำดับ (จำนวนโปรตอน) ออกจากมวลสัมพัทธ์ของอะตอมของธาตุ

คำแนะนำ

เพื่อให้เข้าใจถึงวิธีเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี ให้พิจารณากฎสำหรับการเติมอนุภาคลบที่ระดับย่อยซึ่งกำหนดโดย Klechkovsky

ชุดข้อมูลจะถูกรวบรวมซึ่งแสดงลำดับของระดับการเติมด้วยอิเล็กตรอน ทั้งนี้ขึ้นอยู่กับพลังงานอิสระที่ออร์บิทัลอิสระมี

แต่ละวงโคจรจะมีอิเล็กตรอนเพียงสองตัวเท่านั้น ซึ่งถูกจัดเรียงในการหมุนแบบตรงกันข้าม

เพื่อแสดงโครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์จึงใช้สูตรกราฟิก สิ่งที่พวกเขาดูเหมือน สูตรอิเล็กทรอนิกส์อะตอมขององค์ประกอบทางเคมี? จะสร้างตัวเลือกกราฟิกได้อย่างไร? คำถามเหล่านี้รวมอยู่ในหลักสูตรเคมีของโรงเรียน ดังนั้นเราจะกล่าวถึงรายละเอียดเพิ่มเติม

มีเมทริกซ์ (พื้นฐาน) บางตัวที่ใช้ในการวาดสูตรกราฟิก s-orbital มีลักษณะเป็นเซลล์ควอนตัมเพียงเซลล์เดียวซึ่งมีอิเล็กตรอนสองตัวอยู่ตรงข้ามกัน พวกเขาเข้า รูปแบบกราฟิกจะถูกระบุด้วยลูกศร สำหรับ p-ออร์บิทัล จะมีการแสดงภาพเซลล์ 3 เซลล์ แต่ละเซลล์มีอิเล็กตรอน 2 ตัวด้วย เซลล์ d มีอิเล็กตรอน 10 ตัว และวง f เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 14 ตัว

ตัวอย่างการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์

เรามาสนทนากันต่อเกี่ยวกับวิธีการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี ตัวอย่างเช่น คุณต้องสร้างสูตรกราฟิกและอิเล็กทรอนิกส์สำหรับธาตุแมงกานีส ขั้นแรก เรามากำหนดตำแหน่งขององค์ประกอบนี้ในตารางธาตุกันก่อน มีเลขอะตอม 25 จึงมีอิเล็กตรอน 25 ตัวในอะตอม แมงกานีสเป็นธาตุในคาบที่ 4 จึงมีระดับพลังงาน 4 ระดับ

จะเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีได้อย่างไร? เราเขียนสัญลักษณ์ขององค์ประกอบตลอดจนหมายเลขซีเรียลของมัน ด้วยการใช้กฎของเคลชคอฟสกี เรากระจายอิเล็กตรอนไปตามระดับพลังงานและระดับย่อย เราวางพวกมันตามลำดับในระดับที่หนึ่ง สอง และสาม โดยวางอิเล็กตรอนสองตัวในแต่ละเซลล์

ต่อไปเราสรุปให้ได้ 20 ชิ้น สามระดับจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนอย่างสมบูรณ์ และมีเพียงห้าอิเล็กตรอนเท่านั้นที่ยังคงอยู่ในระดับที่สี่ เมื่อพิจารณาว่าออร์บิทัลแต่ละประเภทมีการสำรองพลังงานของตัวเอง เราจึงกระจายอิเล็กตรอนที่เหลือไปยังระดับย่อย 4s และ 3d เป็นผลให้สูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ที่เสร็จแล้วสำหรับอะตอมแมงกานีสมีรูปแบบดังต่อไปนี้:

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

ความสำคัญในทางปฏิบัติ

เมื่อใช้สูตรกราฟิกอิเล็กตรอน คุณจะเห็นจำนวนอิเล็กตรอนอิสระ (ไม่จับคู่) ที่กำหนดความจุขององค์ประกอบทางเคมีที่กำหนดได้อย่างชัดเจน

เรานำเสนออัลกอริธึมการดำเนินการทั่วไปซึ่งคุณสามารถสร้างสูตรกราฟิกอิเล็กตรอนสำหรับอะตอมใด ๆ ที่อยู่ในตารางธาตุได้

ก่อนอื่น จำเป็นต้องกำหนดจำนวนอิเล็กตรอนโดยใช้ตารางธาตุ หมายเลขงวดระบุจำนวนระดับพลังงาน

การอยู่ในกลุ่มใดกลุ่มหนึ่งนั้นสัมพันธ์กับจำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานภายนอก ระดับจะแบ่งออกเป็นระดับย่อยและเติมโดยคำนึงถึงกฎของ Klechkovsky

บทสรุป

เพื่อที่จะกำหนดความเป็นไปได้ของเวเลนซ์ขององค์ประกอบทางเคมีใดๆ ที่อยู่ในตารางธาตุ จำเป็นต้องรวบรวมสูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของมัน อัลกอริธึมที่ให้ไว้ข้างต้นจะช่วยให้คุณสามารถรับมือกับงาน กำหนดสารเคมีที่เป็นไปได้ และ คุณสมบัติทางกายภาพอะตอม.

เขียนในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่เรียกว่า ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอักษร s, p, d, f แสดงถึงระดับย่อยพลังงานของอิเล็กตรอน ตัวเลขที่อยู่หน้าตัวอักษรบ่งบอกถึงระดับพลังงานซึ่งมีอิเล็กตรอนอยู่ และดัชนีที่มุมขวาบนคือจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยที่กำหนด ในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบใดๆ ก็เพียงพอที่จะทราบจำนวนองค์ประกอบนี้ในตารางธาตุและปฏิบัติตามหลักการพื้นฐานที่ควบคุมการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอม

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมสามารถแสดงได้ในรูปแบบของแผนภาพแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนในเซลล์พลังงาน

สำหรับอะตอมของเหล็ก รูปแบบนี้มีรูปแบบดังนี้

แผนภาพนี้แสดงให้เห็นการดำเนินการตามกฎของ Hund อย่างชัดเจน ที่ระดับย่อย 3 มิติ จำนวนเซลล์สูงสุด (สี่) จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ ภาพโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนในอะตอมในรูปของสูตรอิเล็กทรอนิกส์และในรูปของแผนภาพไม่ได้สะท้อนคุณสมบัติคลื่นของอิเล็กตรอนอย่างชัดเจน

ข้อความของกฎหมายเป็นระยะซึ่งมีการแก้ไขเพิ่มเติมใช่. เมนเดเลเยฟ : คุณสมบัติของร่างกายที่เรียบง่ายตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบขององค์ประกอบนั้นขึ้นอยู่กับขนาดของน้ำหนักอะตอมขององค์ประกอบเป็นระยะ

การกำหนดกฎหมายเป็นระยะสมัยใหม่: คุณสมบัติขององค์ประกอบตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบนั้นขึ้นอยู่กับขนาดของประจุของนิวเคลียสของอะตอมเป็นระยะ ๆ

ดังนั้นประจุบวกของนิวเคลียส (แทนที่จะเป็นมวลอะตอม) จึงกลายเป็นข้อโต้แย้งที่แม่นยำยิ่งขึ้นซึ่งคุณสมบัติขององค์ประกอบและสารประกอบขึ้นอยู่กับ

วาเลนซ์- นี่คือจำนวนพันธะเคมีที่อะตอมหนึ่งเชื่อมต่อกับอีกอะตอมหนึ่ง
ความสามารถของความจุของอะตอมถูกกำหนดโดยจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่และการมีอยู่ของวงโคจรอะตอมอิสระที่ระดับภายนอก โครงสร้างของระดับพลังงานภายนอกของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่จะกำหนดคุณสมบัติของอะตอมของมัน ดังนั้นระดับเหล่านี้จึงเรียกว่าระดับเวเลนซ์ อิเล็กตรอนในระดับเหล่านี้และบางครั้งเป็นระดับก่อนภายนอกสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมีได้ อิเล็กตรอนดังกล่าวเรียกอีกอย่างว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน

ความจุปริมาณสัมพันธ์องค์ประกอบทางเคมี - นี่คือจำนวนเทียบเท่าที่อะตอมที่กำหนดสามารถยึดติดกับตัวเองได้ หรือจำนวนเทียบเท่าในอะตอม

ความเท่าเทียมกันถูกกำหนดโดยจำนวนของอะตอมไฮโดรเจนที่เกาะติดหรือถูกแทนที่ ดังนั้นความจุปริมาณสัมพันธ์จะเท่ากับจำนวนอะตอมไฮโดรเจนที่อะตอมที่กำหนดมีปฏิสัมพันธ์กัน แต่ไม่ใช่ว่าองค์ประกอบทั้งหมดจะมีปฏิกิริยาต่อกันอย่างอิสระ แต่เกือบทั้งหมดมีปฏิกิริยากับออกซิเจน ดังนั้น ความจุปริมาณสัมพันธ์จึงสามารถกำหนดเป็นสองเท่าของจำนวนอะตอมออกซิเจนที่ติดอยู่

ตัวอย่างเช่น ความจุปริมาณสัมพันธ์ของซัลเฟอร์ในไฮโดรเจนซัลไฟด์ H 2 S คือ 2 ในออกไซด์ SO 2 - 4 ในออกไซด์ SO 3 -6

เมื่อพิจารณาความจุปริมาณสัมพัทธ์ขององค์ประกอบโดยใช้สูตรของสารประกอบไบนารี่ กฎนี้ควรเป็นไปตามกฎ: ความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบหนึ่งจะต้องเท่ากับความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบอื่น

สถานะออกซิเดชันอีกด้วย แสดงลักษณะขององค์ประกอบของสารและเท่ากับความจุปริมาณสัมพันธ์ด้วยเครื่องหมายบวก (สำหรับโลหะหรือองค์ประกอบอิเล็กโตรบวกในโมเลกุล) หรือลบ

1. ในสารเชิงเดี่ยว สถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบจะเป็นศูนย์

2. สถานะออกซิเดชันของฟลูออรีนในสารประกอบทั้งหมดคือ -1 ฮาโลเจนที่เหลือ (คลอรีน โบรมีน ไอโอดีน) ที่มีโลหะ ไฮโดรเจน และธาตุอิเล็กโตรบวกอื่นๆ ก็มีสถานะออกซิเดชันที่ -1 เช่นกัน แต่ในสารประกอบที่มีธาตุอิเล็กโทรเนกาติตีมากกว่า พวกมันจะมีสถานะออกซิเดชันที่เป็นบวก

3. ออกซิเจนในสารประกอบมีสถานะออกซิเดชันที่ -2; ข้อยกเว้นคือไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ H 2 O 2 และอนุพันธ์ของมัน (นา 2 O 2, BaO 2 เป็นต้น ซึ่งออกซิเจนมีสถานะออกซิเดชันที่ -1 เช่นเดียวกับออกซิเจนฟลูออไรด์ 2 ซึ่งในสถานะออกซิเดชันของออกซิเจน คือ +2

4. องค์ประกอบอัลคาไลน์ (Li, Na, K ฯลฯ) และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของตารางธาตุกลุ่มที่สอง (Be, Mg, Ca ฯลฯ) จะมีสถานะออกซิเดชันเท่ากับหมายเลขกลุ่มเสมอ คือ +1 และ +2 ตามลำดับ

5. องค์ประกอบทั้งหมดของกลุ่มที่สาม ยกเว้นแทลเลียม มีสถานะออกซิเดชันคงที่เท่ากับหมายเลขกลุ่ม เช่น +3.

6. สถานะออกซิเดชันสูงสุดขององค์ประกอบเท่ากับหมายเลขกลุ่มของตารางธาตุ และค่าต่ำสุดคือความแตกต่าง: หมายเลขกลุ่มคือ 8 ตัวอย่างเช่น สถานะออกซิเดชันสูงสุดของไนโตรเจน (อยู่ในกลุ่มที่ห้า) คือ +5 (ในกรดไนตริกและเกลือของมัน) และค่าต่ำสุดเท่ากับ -3 (ในเกลือแอมโมเนียและแอมโมเนียม)

7. สถานะออกซิเดชันของธาตุในสารประกอบจะหักล้างกัน ดังนั้นผลรวมของอะตอมทั้งหมดในโมเลกุลหรือหน่วยสูตรที่เป็นกลางจะเป็นศูนย์ และสำหรับไอออนจะมีประจุ

กฎเหล่านี้สามารถใช้เพื่อกำหนดสถานะออกซิเดชันที่ไม่ทราบของธาตุในสารประกอบได้ หากทราบสถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบอื่นๆ และสร้างสูตรสำหรับสารประกอบหลายองค์ประกอบ

สถานะออกซิเดชัน (หมายเลขออกซิเดชัน) — ค่าทั่วไปเสริมสำหรับการบันทึกกระบวนการออกซิเดชัน การรีดอกซ์ และปฏิกิริยารีดอกซ์

แนวคิด สถานะออกซิเดชันมักใช้ในเคมีอนินทรีย์แทนแนวคิด ความจุ- สถานะออกซิเดชันของอะตอมเท่ากับค่าตัวเลขของประจุไฟฟ้าที่กำหนดให้กับอะตอม โดยสมมติว่าคู่อิเล็กตรอนที่มีพันธะมีความลำเอียงโดยสิ้นเชิงต่ออะตอมที่มีอิเลคโตรเนกาติตีมากกว่า (นั่นคือ สมมติว่าสารประกอบประกอบด้วยไอออนเท่านั้น)

เลขออกซิเดชันสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนที่ต้องเติมให้กับไอออนบวกเพื่อลดอะตอมที่เป็นกลาง หรือลบออกจากไอออนลบเพื่อออกซิไดซ์ให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง:

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

คุณสมบัติขององค์ประกอบขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมจะแตกต่างกันไปตามคาบและกลุ่มของระบบธาตุ เนื่องจากในชุดขององค์ประกอบอะนาล็อกโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์จะคล้ายกันเท่านั้น แต่ไม่เหมือนกันดังนั้นเมื่อย้ายจากองค์ประกอบหนึ่งในกลุ่มไปยังอีกองค์ประกอบหนึ่งจะไม่มีการสังเกตคุณสมบัติซ้ำ ๆ อย่างง่าย ๆ สำหรับพวกมัน แต่จะแสดงการเปลี่ยนแปลงตามธรรมชาติอย่างชัดเจนไม่มากก็น้อย .

ลักษณะทางเคมีขององค์ประกอบถูกกำหนดโดยความสามารถของอะตอมในการสูญเสียหรือรับอิเล็กตรอน ความสามารถนี้วัดปริมาณด้วยค่าของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน

พลังงานไอออไนเซชัน (E และ) คือปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นสำหรับการดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมในเฟสก๊าซโดยสมบูรณ์ที่ T = 0

K โดยไม่ถ่ายโอนพลังงานจลน์ไปยังอิเล็กตรอนที่ปล่อยออกมาพร้อมกับการเปลี่ยนอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุบวก: E + Ei = E+ + e- พลังงานไอออไนเซชันเป็นปริมาณบวกและมีค่าต่ำสุดสำหรับอะตอมโลหะอัลคาไลและสูงสุดสำหรับอะตอมก๊าซมีตระกูล

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Ee) คือพลังงานที่ปล่อยออกมาหรือถูกดูดซับเมื่ออิเล็กตรอนถูกเติมให้กับอะตอมในเฟสก๊าซที่ T = 0

K โดยการเปลี่ยนอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุลบโดยไม่ถ่ายโอนพลังงานจลน์ไปยังอนุภาค:

อี + อี- = อี- + อี

ฮาโลเจน โดยเฉพาะฟลูออรีน มีสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนสูงสุด (Ee = -328 kJ/mol)

ค่าของ Ei และ Ee แสดงเป็นกิโลจูลต่อโมล (kJ/mol) หรือเป็นอิเล็กตรอนโวลต์ต่ออะตอม (eV)

ความสามารถของอะตอมที่ถูกพันธะในการเลื่อนอิเล็กตรอนของพันธะเคมีเข้าหาตัวมันเอง เรียกว่าการเพิ่มความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบตัวมันเอง อิเลคโตรเนกาติวีตี้

แนวคิดนี้ถูกนำเข้าสู่วิทยาศาสตร์โดย L. Pauling อิเล็กโทรเนกาติวีตี้แสดงด้วยสัญลักษณ์ และแสดงลักษณะแนวโน้มของอะตอมที่กำหนดในการเพิ่มอิเล็กตรอนเมื่อมันสร้างพันธะเคมี

จากข้อมูลของ R. Maliken อิเลคโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมประมาณครึ่งหนึ่งของผลรวมของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนของอะตอมอิสระ = (Ee + Ei)/2

ในช่วงเวลานั้นก็มี แนวโน้มทั่วไปพลังงานไอออไนเซชันและอิเล็กโทรเนกาติวีตี้เพิ่มขึ้นเมื่อประจุนิวเคลียสของอะตอมเพิ่มขึ้น ในกลุ่มค่าเหล่านี้จะลดลงเมื่อเพิ่มจำนวนอะตอมขององค์ประกอบ

ควรเน้นย้ำว่าองค์ประกอบไม่สามารถกำหนดค่าอิเล็กโทรเนกาติวีตี้คงที่ได้ เนื่องจากขึ้นอยู่กับหลายปัจจัย โดยเฉพาะอย่างยิ่งสถานะเวเลนซ์ขององค์ประกอบ ประเภทของสารประกอบที่รวมองค์ประกอบนั้นไว้ และจำนวนและประเภทของอะตอมข้างเคียง .

รัศมีอะตอมและไอออนิก. ขนาดของอะตอมและไอออนถูกกำหนดโดยขนาดของเปลือกอิเล็กตรอน ตามแนวคิดทางกลควอนตัม เปลือกอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด ดังนั้นจึงสามารถหารัศมีของอะตอมหรือไอออนอิสระได้ ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากนิวเคลียสไปยังตำแหน่งค่าสูงสุดหลักของความหนาแน่นของเมฆอิเล็กตรอนชั้นนอกระยะนี้เรียกว่ารัศมีวงโคจร ในทางปฏิบัติ รัศมีของอะตอมและไอออนในสารประกอบมักจะใช้ โดยคำนวณจากข้อมูลการทดลอง ในกรณีนี้รัศมีของอะตอมโควาเลนต์และโลหะจะแตกต่างกัน

การพึ่งพารัศมีของอะตอมและไอออนิกกับประจุของนิวเคลียสของอะตอมของธาตุนั้นมีลักษณะเป็นคาบ- ในช่วงที่เลขอะตอมเพิ่มขึ้น รัศมีก็มีแนวโน้มลดลง การลดลงสูงสุดเป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบในช่วงเวลาสั้น ๆ เนื่องจากระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกถูกเติมเต็ม ในช่วงเวลาส่วนใหญ่ในตระกูลขององค์ประกอบ d- และ f การเปลี่ยนแปลงนี้มีความคมชัดน้อยลงเนื่องจากการเติมอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในชั้นก่อนภายนอก ในกลุ่มย่อย โดยทั่วไปรัศมีของอะตอมและไอออนชนิดเดียวกันจะเพิ่มขึ้น

ตารางธาตุคือ ตัวอย่างที่ชัดเจนการสำแดงของช่วงเวลาประเภทต่าง ๆ ในคุณสมบัติขององค์ประกอบซึ่งสังเกตได้ในแนวนอน (ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา) แนวตั้ง (ในกลุ่มเช่นจากบนลงล่าง) ในแนวทแยงเช่น คุณสมบัติบางอย่างของอะตอมเพิ่มขึ้นหรือลดลง แต่คาบยังคงอยู่

ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา (→) คุณสมบัติออกซิไดซ์และอโลหะขององค์ประกอบจะเพิ่มขึ้น และคุณสมบัติรีดิวซ์และโลหะลดลง ดังนั้นจากองค์ประกอบทั้งหมดของคาบที่ 3 โซเดียมจะเป็นโลหะที่มีฤทธิ์มากที่สุดและเป็นรีดิวซ์ที่แรงที่สุด และคลอรีนจะเป็นตัวออกซิไดซ์ที่ทรงพลังที่สุด

พันธะเคมี- นี่คือการเชื่อมต่อระหว่างอะตอมในโมเลกุลหรือโครงตาข่ายคริสตัลอันเป็นผลมาจากการกระทำของแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างอะตอม

นี่คือปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนทั้งหมดและนิวเคลียสทั้งหมด นำไปสู่การก่อตัวของระบบโพลีอะตอมมิกที่เสถียร (หัวรุนแรง ไอออนโมเลกุล โมเลกุล คริสตัล)

พันธะเคมีดำเนินการโดยเวเลนซ์อิเล็กตรอน ตามแนวคิดสมัยใหม่ พันธะเคมีมีลักษณะทางอิเล็กทรอนิกส์ แต่มีการดำเนินการในรูปแบบที่แตกต่างกัน ดังนั้นจึงมีพันธะเคมีสามประเภทหลัก: โควาเลนต์ ไอออนิก โลหะ.เกิดขึ้นระหว่างโมเลกุล พันธะไฮโดรเจน,และเกิดขึ้น ปฏิสัมพันธ์ของฟาน เดอร์ วาลส์.

ลักษณะสำคัญของพันธะเคมี ได้แก่ :

- ความยาวการเชื่อมต่อ - นี่คือระยะห่างระหว่างอะตอมที่มีพันธะเคมี

ขึ้นอยู่กับลักษณะของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์และหลายหลากของพันธะ เมื่อความหลากหลายเพิ่มขึ้น ความยาวพันธะจะลดลง และส่งผลให้ความแข็งแรงเพิ่มขึ้น

- หลายหลากของพันธะถูกกำหนดโดยจำนวนคู่อิเล็กตรอนที่เชื่อมต่อสองอะตอม เมื่อความหลากหลายเพิ่มขึ้น พลังงานยึดเหนี่ยวก็จะเพิ่มขึ้น

- มุมการเชื่อมต่อ- มุมระหว่างเส้นตรงในจินตนาการที่ผ่านนิวเคลียสของอะตอมข้างเคียงสองอะตอมที่เชื่อมต่อกันทางเคมี

พลังงานพันธะ E SV - นี่คือพลังงานที่ปล่อยออกมาระหว่างการก่อตัวของพันธะที่กำหนดและใช้ในการทำลายพันธะ kJ/mol

พันธะโควาเลนต์ - พันธะเคมีที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกันระหว่างสองอะตอม

คำอธิบายของพันธะเคมีโดยการเกิดขึ้นของคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างอะตอมก่อให้เกิดพื้นฐานของทฤษฎีการหมุนของวาเลนซีซึ่งมีเครื่องมือคือ วิธีเวเลนซ์บอนด์ (เอ็มวีเอส) ค้นพบโดยลูอิสในปี พ.ศ. 2459 สำหรับคำอธิบายเชิงกลควอนตัมของพันธะเคมีและโครงสร้างของโมเลกุล จะใช้วิธีอื่น - วิธีการโคจรของโมเลกุล (MMO) .

วิธีพันธะเวเลนซ์

หลักการพื้นฐานของการสร้างพันธะเคมีโดยใช้ MBC:

1. พันธะเคมีเกิดขึ้นจากเวเลนซ์อิเล็กตรอน (ไม่จับคู่)

2. อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกันของอะตอมที่แตกต่างกัน 2 อะตอมกลายเป็นเรื่องปกติ

3. พันธะเคมีจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่ออะตอมตั้งแต่สองอะตอมขึ้นไปเข้าใกล้กัน พลังงานทั้งหมดของระบบจะลดลง

4. แรงหลักที่กระทำต่อโมเลกุลนั้นมีต้นกำเนิดจากคูลอมบ์ทางไฟฟ้า

5. การเชื่อมต่อจะยิ่งแรงมากขึ้น ในระดับที่มากขึ้นเมฆอิเล็กตรอนที่มีปฏิสัมพันธ์ซ้อนทับกัน

มีสองกลไกในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์:

กลไกการแลกเปลี่ยนพันธะเกิดขึ้นจากการแบ่งปันเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นกลางสองอะตอม แต่ละอะตอมก่อให้เกิดอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่หนึ่งตัวกับคู่อิเล็กตรอนทั่วไป:

ข้าว. 7. กลไกการแลกเปลี่ยนสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์: ก- ไม่มีขั้ว ข- ขั้วโลก

กลไกของผู้บริจาค-ผู้รับอะตอมหนึ่ง (ผู้บริจาค) ให้คู่อิเล็กตรอน และอีกอะตอมหนึ่ง (ตัวรับ) ให้วงโคจรว่างสำหรับคู่นั้น

การเชื่อมต่อ, มีการศึกษาตามกลไกผู้บริจาค-ผู้รับเป็นของ สารประกอบเชิงซ้อน

ข้าว. 8. กลไกการรับบริจาคของการสร้างพันธะโควาเลนต์

พันธะโควาเลนต์มีลักษณะบางอย่าง

ความอิ่มตัว - คุณสมบัติของอะตอมในการสร้างพันธะโควาเลนต์ตามจำนวนที่กำหนดอย่างเคร่งครัดเนื่องจากความอิ่มตัวของพันธะ โมเลกุลจึงมีองค์ประกอบบางอย่าง

ทิศทาง - ที - e. การเชื่อมต่อเกิดขึ้นในทิศทางของการทับซ้อนสูงสุดของเมฆอิเล็กตรอน . ด้วยความเคารพต่อเส้นที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่ก่อให้เกิดพันธะนั้นมีความโดดเด่น: σ และ π (รูปที่ 9): σ-พันธะ - เกิดขึ้นจากการทับซ้อนกันของ AO ตามแนวที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์ พันธะ π คือพันธะที่เกิดขึ้นในทิศทางของแกนที่ตั้งฉากกับเส้นตรงที่เชื่อมนิวเคลียสของอะตอม ทิศทางของพันธะจะกำหนดโครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุล เช่น รูปทรงเรขาคณิต การผสมพันธุ์ - เป็นการเปลี่ยนแปลงรูปร่างของออร์บิทัลบางส่วนเมื่อสร้างพันธะโควาเลนต์เพื่อให้เกิดการทับซ้อนของออร์บิทัลที่มีประสิทธิภาพมากขึ้นพันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของออร์บิทัลลูกผสมนั้นแข็งแกร่งกว่าพันธะที่มีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของ s- และ p-orbitals ที่ไม่ใช่ลูกผสมเนื่องจากการทับซ้อนกันเกิดขึ้น การผสมพันธุ์ประเภทต่อไปนี้มีความโดดเด่น (รูปที่ 10 ตารางที่ 31): sp การผสมพันธุ์ - s-orbital หนึ่งอันและ p-orbital หนึ่งอันเปลี่ยนเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสองอัน โดยมุมระหว่างแกนของพวกมันคือ 180° โมเลกุลที่ sp-hybridization เกิดขึ้นมีรูปทรงเชิงเส้น (BeCl 2)

sp 2 การผสมพันธุ์- s-orbital หนึ่งอันและ p-orbitals สองอันกลายเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสามอัน โดยมุมระหว่างแกนของพวกมันคือ 120° โมเลกุลที่เกิดการผสมพันธุ์ sp 2 มีรูปทรงแบน (BF 3, AlCl 3)

เอสพี 3-การผสมพันธุ์- s-orbital หนึ่งอันและ p-orbitals สามอันแปลงเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสี่อัน โดยมีมุมระหว่างแกนอยู่ที่ 109°28" โมเลกุลที่เกิดการผสมข้ามพันธุ์ sp 3 มีรูปทรงจัตุรมุข (CH 4 , NH 3)

ข้าว. 10. ประเภทของการผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล: เอ - เอสพี- การผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล ข - เอสพี 2 -การผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล วี - เอสพี 3-ไฮบริดของเวเลนซ์ออร์บิทัล

เมื่อแสดงสูตรของสารเป็นกราฟิก ลำดับของการจัดเรียงอะตอมในโมเลกุลจะถูกระบุโดยใช้สิ่งที่เรียกว่าเวเลนซ์สโตรค (คำว่า "วาเลนซ์สโตรค" ถูกเสนอในปี 1858 โดยเอ. คูเปอร์เพื่อแสดงถึงแรงเคมีของการทำงานร่วมกันของอะตอม ) หรือเรียกอีกอย่างว่าเวเลนซ์ไลน์ (แต่ละเวเลนซ์ไลน์หรือเวเลนซ์ไพรม์ เทียบเท่ากับอิเล็กตรอนหนึ่งคู่ในสารประกอบโควาเลนต์หรืออิเล็กตรอนหนึ่งตัวที่เกี่ยวข้องกับการก่อตัวของพันธะไอออนิก) การแสดงสูตรแบบกราฟิกมักเข้าใจผิดว่าเป็นสูตรโครงสร้าง ซึ่งยอมรับได้เฉพาะกับสารประกอบที่มีพันธะโควาเลนต์เท่านั้น และแสดงการจัดเรียงอะตอมในโมเลกุลโดยสัมพันธ์กัน

ใช่แล้ว สูตรเอ็นเอ-ซีลไม่เป็นโครงสร้างเพราะว่า เอ็นaCI เป็นสารประกอบไอออนิก ไม่มีโมเลกุลอยู่ในโครงตาข่าย (โมเลกุล) เอ็นอสลมีอยู่ในสถานะแก๊สเท่านั้น) ที่โหนดของโครงขัดแตะคริสตัล เอ็นaCI คือไอออน และแต่ละตัว เอ็นa+ ถูกล้อมรอบด้วยไอออนคลอไรด์ 6 ไอออน นี่เป็นการแสดงสูตรของสารด้วยกราฟิก ซึ่งแสดงให้เห็นว่าไอออนของโซเดียมไม่ได้เกาะติดกัน แต่เป็นพันธะกับคลอไรด์ไอออน คลอไรด์ไอออนไม่รวมกัน แต่จะเชื่อมต่อกับโซเดียมไอออน

มาแสดงสิ่งนี้ด้วยตัวอย่าง ในทางจิตใจ ขั้นแรกเรา "แบ่ง" กระดาษออกเป็นหลายคอลัมน์และดำเนินการตามอัลกอริธึมเพื่อแสดงสูตรของออกไซด์ เบส กรด และเกลือตามลำดับต่อไปนี้

การแสดงกราฟิกของสูตรออกไซด์ (เช่น ก ล 2 โอ 3 )

III ครั้งที่สอง

1. กำหนดความจุของอะตอมของธาตุใน A ล 2 โอ 3

2. เราเขียนสัญญาณทางเคมีของอะตอมของโลหะเป็นอันดับแรก (คอลัมน์แรก) หากมีอะตอมของโลหะมากกว่าหนึ่งอะตอม เราจะเขียนมันลงในคอลัมน์เดียวและแสดงวาเลนซี (จำนวนพันธะระหว่างอะตอม) ด้วยวาเลนซ์สโตรค

H. ตำแหน่งที่สอง (คอลัมน์) ในคอลัมน์เดียวก็ถูกครอบครองโดยสัญญาณทางเคมีของอะตอมออกซิเจน และอะตอมของออกซิเจนแต่ละอะตอมต้องมีเวเลนซ์สโตรคสองจังหวะ เนื่องจากออกซิเจนมีวาเลนต์ต่างกัน

ฉันจะได้

การแสดงกราฟิกของสูตรพื้นฐาน(ตัวอย่างเช่น เอฟ อี(OH) 3)

1. กำหนดความจุของอะตอมของธาตุ เอฟอี(OH) 3

2. ในตอนแรก (คอลัมน์แรก) เราเขียนสัญลักษณ์ทางเคมีของอะตอมของโลหะโดยกำหนดความจุของพวกมัน เอฟ อี

H. ตำแหน่งที่สอง (คอลัมน์) ถูกครอบครองโดยสัญญาณทางเคมีของอะตอมออกซิเจนซึ่งเกาะติดกันด้วยพันธะหนึ่งกับอะตอมของโลหะ พันธะที่สองยังคงเป็น "อิสระ"

4. อันดับที่สาม (คอลัมน์) ถูกครอบครองโดยสัญญาณทางเคมีของอะตอมไฮโดรเจนที่เชื่อมต่อกับความจุ "อิสระ" ของอะตอมออกซิเจน

การแสดงกราฟิกของสูตรกรด (เช่น H2 ดังนั้น 4 )

ลฉบับที่ll

1. กำหนดความจุของอะตอมขององค์ประกอบ H 2 ดังนั้น 4 .

2. ในตอนแรก (คอลัมน์แรก) เราเขียนสัญญาณทางเคมีของอะตอมไฮโดรเจนในคอลัมน์เดียวโดยมีการกำหนดเวเลนซ์

ยังไม่มี—

ยังไม่มี—

H. ตำแหน่งที่สอง (คอลัมน์) ถูกครอบครองโดยอะตอมออกซิเจน โดยเชื่อมอะตอมไฮโดรเจนด้วยพันธะเวเลนซ์หนึ่งพันธะ ในขณะที่เวเลนซ์ที่สองของอะตอมออกซิเจนแต่ละอะตอมยังคง “อิสระ”

แต่ -

แต่ -

4. อันดับที่สาม (คอลัมน์) ถูกครอบครองโดยสัญญาณทางเคมีของอะตอมที่สร้างกรดโดยมีการกำหนดวาเลนซ์

5. อะตอมออกซิเจนจะถูกเติมลงในเวเลนซ์ "อิสระ" ของอะตอมที่เกิดกรดตามกฎความจุ

การแสดงกราฟิกของสูตรเกลือ

เกลือปานกลาง (ตัวอย่างเช่น,เฟ 2 ดังนั้น 4 ) 3) ในเกลือปานกลางอะตอมไฮโดรเจนทั้งหมดของกรดจะถูกแทนที่ด้วยอะตอมของโลหะดังนั้นเมื่อแสดงสูตรแบบกราฟิกสถานที่แรก (คอลัมน์แรก) จะถูกครอบครองโดยสัญญาณทางเคมีของอะตอมโลหะที่มีการกำหนดวาเลนซ์ และจากนั้น - เช่นเดียวกับกรดนั่นคือสถานที่ที่สอง (คอลัมน์) ที่ถูกครอบครองโดยสัญญาณทางเคมีของอะตอมออกซิเจนอันดับที่สาม (คอลัมน์) คือสัญญาณทางเคมีของอะตอมที่สร้างกรดมีสามแห่งและ พวกมันเกาะติดกับอะตอมออกซิเจนหกอะตอม อะตอมของออกซิเจนจะถูกเติมลงในวาเลนซี "อิสระ" ของกรดที่เกิดขึ้นตามกฎเวเลนซ์

เกลือของกรด ( ตัวอย่างเช่น Ba(H 2 ปณ. 4 ) 2) เกลือของกรดถือได้ว่าเป็นผลิตภัณฑ์ของการแทนที่อะตอมไฮโดรเจนในกรดด้วยอะตอมของโลหะบางส่วนดังนั้นเมื่อรวบรวมสูตรกราฟิกของเกลือของกรดสัญญาณทางเคมีของโลหะและอะตอมของไฮโดรเจนจะถูกเขียนด้วยการกำหนดความจุ ที่แรก (คอลัมน์แรก)

ยังไม่มี—

ยังไม่มี—

วา=

ยังไม่มี—

ยังไม่มี—

สถานที่ที่สอง (คอลัมน์) ถูกครอบครองโดยสัญญาณทางเคมีของอะตอมออกซิเจน

โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมสามารถแสดงได้ด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์และแผนภาพกราฟิกอิเล็กตรอน ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ระดับพลังงานและระดับย่อยจะถูกเขียนตามลำดับตามลำดับที่เติมและจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในระดับย่อย ในกรณีนี้ สถานะของอิเล็กตรอนแต่ละตัว โดยเฉพาะเลขควอนตัมแม่เหล็กและสปิน จะไม่สะท้อนให้เห็นในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ในวงจรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะ "มองเห็น" ได้อย่างสมบูรณ์ เช่น มันสามารถแสดงลักษณะเฉพาะด้วยตัวเลขควอนตัมทั้งสี่ตัว แผนภาพกราฟิกอิเล็กตรอนมักจะแสดงไว้สำหรับอิเล็กตรอนภายนอก

ตัวอย่างที่ 1เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของฟลูออรีน แสดงสถานะของอิเล็กตรอนชั้นนอกด้วยแผนภาพกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ อะตอมของธาตุนี้มีอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่อยู่กี่ตัว?

สารละลาย.เลขอะตอมของฟลูออรีนคือเก้า ดังนั้นอะตอมของฟลูออรีนจึงมีอิเล็กตรอนเก้าตัว ตามหลักการให้พลังงานน้อยที่สุด โดยใช้รูป 7 และเมื่อคำนึงถึงผลที่ตามมาจากหลักการของเพาลี เราจึงเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของฟลูออรีน: 1s 2 2s 2 2p 5 สำหรับอิเล็กตรอนชั้นนอก (ระดับพลังงานที่สอง) เราจะวาดแผนภาพกราฟิกอิเล็กตรอน (รูปที่ 8) ซึ่งตามมาว่าอะตอมของฟลูออรีนมีอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่หนึ่งตัว

ข้าว. 8. แผนภาพกราฟิกอิเล็กตรอนของเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมฟลูออรีน

ตัวอย่างที่ 2สร้างไดอะแกรมกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของสถานะที่เป็นไปได้ของอะตอมไนโตรเจน อันไหนสะท้อนถึงสภาวะปกติ และอันไหนสะท้อนถึงสภาวะตื่นเต้น?

สารละลาย.สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของไนโตรเจนคือ 1s 2 s 2 2p 3 สูตรของอิเล็กตรอนชั้นนอกคือ 2s 2 2p 3 ระดับย่อย 2p ไม่สมบูรณ์เนื่องจาก จำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่บนนั้นน้อยกว่าหก ตัวเลือกที่เป็นไปได้การกระจายตัวของอิเล็กตรอน 3 ตัวที่ระดับย่อย 2p แสดงไว้ในรูปที่ 1 9.

ข้าว. 9. แผนภาพกราฟิกอิเล็กตรอนของสถานะที่เป็นไปได้ของระดับย่อย 2p ในอะตอมไนโตรเจน

ค่าการหมุนสูงสุด (ในค่าสัมบูรณ์) (3/2) สอดคล้องกับสถานะ 1 และ 2 ดังนั้นจึงเป็นค่ากราวด์และส่วนที่เหลือตื่นเต้น

ตัวอย่างที่ 3กำหนดเลขควอนตัมที่กำหนดสถานะของอิเล็กตรอนตัวสุดท้ายในอะตอมวานาเดียม?

สารละลาย.เลขอะตอมของวานาเดียมคือ Z = 23 ดังนั้น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ขององค์ประกอบคือ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 แผนภาพกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอิเล็กตรอนภายนอก (4s 2 3d 3) มีดังต่อไปนี้ (รูปที่ 10):

ข้าว. 10. แผนภาพกราฟิกอิเล็กตรอนของเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมวานาเดียม

จำนวนควอนตัมหลักของอิเล็กตรอนตัวสุดท้าย n = 3 (ระดับพลังงานที่สาม) วงโคจร ล= 2 (ระดับย่อย d) เลขควอนตัมแม่เหล็กสำหรับ d-อิเล็กตรอนทั้งสามตัวต่างกัน ตัวแรกคือ –2 สำหรับตัวที่สอง –1 สำหรับตัวที่สาม – 0 จำนวนควอนตัมการหมุนของอิเล็กตรอนทั้งสามตัวจะเหมือนกัน: m s = + 1/2. ดังนั้นสถานะของอิเล็กตรอนตัวสุดท้ายในอะตอมวาเนเดียมจึงมีลักษณะเป็นเลขควอนตัม: n = 3; ล= 2; ม. = 0; ม. ส = + 1/2 .

7. อิเล็กตรอนที่จับคู่และไม่ได้รับการจับคู่

อิเล็กตรอนที่เต็มวงโคจรเป็นคู่เรียกว่า จับคู่,และเรียกอิเล็กตรอนเดี่ยวว่า ไม่ได้จับคู่- อิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ทำให้เกิดพันธะเคมีระหว่างอะตอมกับอะตอมอื่น การมีอยู่ของอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่เกิดขึ้นจากการทดลองโดยการศึกษาสมบัติทางแม่เหล็ก สารที่มีอิเล็กตรอนไม่เข้าคู่ พาราแมกเนติก(พวกมันถูกดึงเข้าไปในสนามแม่เหล็กเนื่องจากปฏิกิริยาของการหมุนของอิเล็กตรอน เช่น แม่เหล็กพื้นฐาน กับสนามแม่เหล็กภายนอก) สารที่มีอิเล็กตรอนคู่กันเท่านั้น แม่เหล็ก(สนามแม่เหล็กภายนอกไม่ส่งผลกระทบต่อพวกมัน) อิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่จะพบได้ที่ระดับพลังงานภายนอกของอะตอมเท่านั้น และสามารถระบุจำนวนได้จากแผนภาพอิเล็กตรอน

ตัวอย่างที่ 4กำหนดจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ในอะตอมกำมะถัน

สารละลาย.เลขอะตอมของกำมะถันคือ Z = 16 ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ขององค์ประกอบคือ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 แผนภาพกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอิเล็กตรอนภายนอกมีดังนี้ (รูปที่ 11)

ข้าว. 11. แผนภาพกราฟิกอิเล็กตรอนของเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมกำมะถัน

จากแผนภาพกราฟิกอิเล็กตรอน แสดงว่าอะตอมของกำมะถันมีอิเล็กตรอนสองตัวที่ไม่จับคู่กัน

สูตรอิเล็กทรอนิกส์จะกำหนดระดับและระดับย่อยที่อิเล็กตรอนครอบครองและจำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในนั้น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ใช้การกำหนดระดับและระดับย่อยเช่น สัญลักษณ์ดิจิทัลตัวแรกแสดงถึงระดับ (ตัวเลข) และสัญลักษณ์ตัวอักษรตัวที่สอง (s, p, d, f) แสดงถึงระดับย่อย จำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยจะถูกระบุโดยดัชนีแรกบน

ตัวอย่างเช่น: 1H 1S สำหรับไนโตรเจน N 7 1S 2 2S 2 2p 3

สูตรกราฟิกของอิเล็กตรอนแสดงอะตอมเป็นชุดของออร์บิทัล ซึ่งเรียกว่าเซลล์ควอนตัม ตัวอย่างเช่นสำหรับไนโตรเจน 1S 2 2S 2 2p 3

S-ระดับย่อย

ส= -1/2 ส = +1/2

ระดับย่อย P, l=1 m=-1,m=0,m=+1

การเติมออร์บิทัล - เซลล์ที่มีอิเล็กตรอนดำเนินการตามหลักการของเพาลีซึ่งช่วยลดพลังงานและ ร้อยกฎ

สำหรับค่า l ที่กำหนด อิเล็กตรอนในอะตอมจะถูกจัดเรียงในลักษณะที่ทำให้จำนวนการหมุนรวมของพวกมันมีค่าสูงสุด

∑S = 1/2+ 1/2+1/2 =3/2

ถ้าจะกรอกแบบนี้คือ s = +1/2 s = - 1/2, อิเล็กตรอนคู่กัน

∑s= 1/2 + (-1/2) + 1/2 =1/2

คุณสมบัติทางเคมีของอะตอมถูกกำหนดโดยโครงสร้างของระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกเป็นหลักซึ่งเรียกว่า ความจุ

ระดับย่อยพลังงานที่เติมซึ่งสอดคล้องกับโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมก๊าซมีตระกูลเรียกว่าแกนอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอย่างเช่น: สำหรับโซเดียมซึ่งมีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ 1S 2 2S 2 2p 6 ของก๊าซมีตระกูลนีออน สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของก๊าซมีตระกูลระบุด้วยสัญลักษณ์ทางเคมีในวงเล็บเหลี่ยมเช่น 1S 2 2S 2 2p 6 =

สิ่งนี้ช่วยให้คุณเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ได้ง่ายขึ้นเช่นสำหรับโพแทสเซียมแทนที่จะเป็น 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 คุณสามารถเขียน 4S 1 ได้ ในขณะเดียวกัน รายการนี้เน้นย้ำถึงเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่กำหนดอย่างชัดเจน คุณสมบัติทางเคมีอะตอมของธาตุ

ในสูตรกราฟิกอิเล็กตรอน (โครงสร้าง) ตรงกันข้ามกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ไม่เพียงแต่เติมเท่านั้น แต่ยังแสดงวงโคจรที่ว่างของระดับย่อยของเวเลนซ์ด้วย สิ่งนี้ทำให้สามารถทำนายการเปลี่ยนแปลงความจุขององค์ประกอบอันเป็นผลมาจากการเปลี่ยนอะตอมไปสู่สถานะตื่นเต้นซึ่งระบุด้วยสัญลักษณ์ขององค์ประกอบที่เกี่ยวข้องพร้อมเครื่องหมายดอกจัน

ตัวอย่างเช่น: 15P * 3S 2 3P 3 n=3 ↓ S ↓↓↓ P

ในสภาวะไม่ตื่นเต้น อะตอมของฟอสฟอรัสจะมีอิเล็กตรอนที่ไม่ถูกจับคู่ 3 ตัวในระดับย่อย p เมื่ออะตอมเปลี่ยนไปสู่สถานะตื่นเต้น คู่อิเล็กตรอนของระดับย่อย s จะสามารถแยกออกจากกัน และอิเล็กตรอนตัวหนึ่งจากระดับย่อย S สามารถเคลื่อนที่ไปยังระดับย่อย d ได้ ความจุของฟอสฟอรัสเปลี่ยนจาก 3 ในสถานะพื้นดินเป็น 5 ในสถานะตื่นเต้น

คำถามเพื่อความปลอดภัย

1 อนุภาคมูลฐานใดที่ประกอบเป็นอะตอม

2 อิเล็กตรอน โปรตอน นิวตรอน คืออะไร?

3 อธิบายว่าเหตุใดองค์ประกอบหลายตัวที่มีประจุเท่ากันบนนิวเคลียสของอะตอมจึงสามารถมีเลขมวลต่างกันได้ เหตุใดธาตุบางชนิด เช่น คลอรีน จึงมีมวลอะตอมที่ไม่ใช่จำนวนเต็ม

4 อธิบายตัวเลขควอนตัม เหตุใดอะตอมจึงไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีเลขควอนตัมเท่ากันได้ หลักการของเปาลี

5 อธิบายความหมายทางกายภาพของภาพกราฟิก

วงโคจร S และ p: S p

6 เขียนสูตรโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมคาร์บอน ไนโตรเจน และออกซิเจน คำนวณผลรวมของจำนวนควอนตัมสปินของอิเล็กตรอนในอะตอมเหล่านี้ จำนวนเงินเหล่านี้จะเปลี่ยนแปลงไปอย่างไรเมื่อกฎของ Hund ถูกละเมิด?

7 เขียนสูตรโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์และอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโบรอน ที่ ข้อมูลเพิ่มเติมมีสูตรโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์เมื่อเปรียบเทียบกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์

8 กฎของ Klechkovsky ระดับพลังงานและระดับย่อยใดที่เติมไปข้างหน้าด้วย 4S หรือ 3d, 5S หรือ 4p, 4f หรือ 6p

9 อะไรคือความแตกต่างที่สำคัญระหว่าง p-orbitals และ d-orbitals?

10 มีอิเล็กตรอนได้กี่ตัวในสถานะพลังงาน 2S, 3p, 3d, 5f?

11 อธิบายรูปร่างของวงโคจรโดยมีลักษณะเป็นเลขควอนตัม: a) n=3, 1=0, m=0 ; ข) n=3, 1=1, ม=0+1-1; c) n=3, 1=2, m=0+1-1+2-2 ให้สัญลักษณ์วงโคจร

12 กำหนดลักษณะเฉพาะของวงโคจรต่อไปนี้ด้วยชุดตัวเลขควอนตัม: 1S, 2p, 3d

13 กำหนดกฎที่กำหนดจำนวนออร์บิทัลและอิเล็กตรอนของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ที่กำหนด ตัวอย่างเช่น 1=0,1,2 n=1,2,3

14 ความจุสูงสุดของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ K, M, L, N คือเท่าใด

15 จำนวนออร์บิทัลที่มีค่าที่กำหนด 1 ขึ้นอยู่กับจำนวนหรือไม่ ระดับพลังงาน- กำหนดตัวอักษรของวงโคจรด้วยค่าที่ระบุ 1

หลัก

1 Khomchenko G.P., ซิโตวิช ไอ.เค. เคมีอนินทรีย์. ม.: บัณฑิตวิทยาลัย, 1998, บทที่ 2, หน้า 53-75

2 Knyazev D.A., Smarygin S.N. เคมีนีออร์แกนิก อ.: อุดมศึกษา, 1990, บทที่ 10, หน้า 102 -112

เพิ่มเติม

3 กลินก้า เอ็น.แอล. เคมีทั่วไป (Ed. A.I. Ermakov, - 28th ed., แก้ไขและเสริม - M.; Integral-Press, 2000 - 728 p.)

4 กลินก้า เอ็น.แอล. ปัญหาและแบบฝึกหัดเคมีทั่วไป ม.; 1988.

5 พาฟโลฟ เอ็น.เอ็น. รากฐานทางทฤษฎีเคมีทั่วไป ม., เคมีชั้นสูง 2521.