Hva er den elektroniske strukturordningen. Elektronisk konfigurasjonsatom

Instruksjon

Elektroner i Atom Occupy Free Orbital-sekvenser kalt skalaen: 1s / 2s, 2p / 3s, 3p / 4s, 3d, 4p / 5s, 4d, 5p / 6s, 4d, 5d, 6p / 7s, 5f, 6d, 7p. To elektroner med motsatte spinn kan være plassert på orbitals - rotasjonsanvisninger.

Strukturen av elektroniske skall uttrykkes ved bruk av grafiske elektroniske formler. Bruk matrisen til å skrive formler. I en celle kan en eller to elektroner med motsatte spinn være plassert. Elektroner er avbildet av piler. Matrisen viser tydelig at to elektroner kan ligge på S-orbitals, på P-Orbital - 6, på D - 10, på F -14.

Ta opp sekvensnummeret og elementikonet ved siden av matrisen. I samsvar med energisconten, sving 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s nivåer, på to elektroner i cellen. Det viser seg 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 \u003d 20 elektroner. Disse nivåene er fullstendig fylt.

Du har etterlatt fem elektroner og et tomt 3D-nivå. Plasser elektroner i D-SUPEL-celler som starter til venstre. Elektroner med samme spinn posisjon i celler først en etter en. Hvis alle cellene er fylt, legger du til venstre, legg til i henhold til den andre elektronen med motsatt spinn. Mangan har fem D-elektroner som ligger en etter en i hver celle.

Elektriske grafiske formler viser tydelig antall uberørte elektroner som bestemmer valensen.

Merk

Husk at kjemi er en unntaksvitenskap. Atomer av sideundergrupper av det periodiske systemet oppfyller "squad" av elektronen. For eksempel, ved krom med et sekvensnummer 24, går en av elektronene fra 4S-nivået i D-Level-cellen. Det er en lignende effekt i molybden, niobium, etc. I tillegg er det et begrep av en spennende tilstand av et atom når paret elektroner er sprinklet og gå til naboens orbitaler. Derfor, i fremstillingen av elektron-grafiske formler av elementer i femte og etterfølgende perioder med en sidegruppe, følg med referanseboken.

Kilder:

• hvordan lage en elektronisk formel av det kjemiske elementet

Elektroner er en del av atomer. Og komplekse stoffer, i sin tur består av disse atomene (atomerformelementer) og elektronene er delt av hverandre. Graden av oksidasjon viser hvilket atom hvor mange elektroniske elektroner tok til seg selv, og hvor mye han ga. Denne indikatoren kan defineres.

Du vil trenge

• Kjemisk skole lærebok 8-9 klasse av enhver forfatter, Mendeleev bord, elektrisitets tabell av elementer (trykt i skolen lærebøker i kjemi).

Instruksjon

Til å begynne med er det nødvendig å utpeke at graden er et konsept som aksepterer koblinger for, det vil si ikke å utdype seg i strukturen. Hvis elementet er i en fri tilstand, er dette det enkleste tilfellet - en enkel substans dannes, noe som betyr at oksidasjonsgraden er null. For eksempel hydrogen, oksygen, nitrogen, fluor, etc.

I de komplekse stoffene er alt annerledes: Elektronene mellom atomene er ujevnt fordelt, og det er nettopp grad av oksidasjon som bidrar til å bestemme antall flyttbare eller mottatte elektroner. Graden av oksidasjon kan være positiv og negativ. På pluss-elektronene er gitt, i minus er det akseptert. Noen elementer bevares sin oksidasjonsgrad i forskjellige forbindelser, men mange er ikke forskjellige i denne funksjonen. Det er nødvendig å huske den viktige regelen - summen av oksidasjonsgraden er alltid lik null. Det enkleste eksempelet, gass fra: Å vite at graden av oksygenoksydasjon i de fleste tilfeller er -2 og under anvendelse av den ovennevnte regel, er det mulig å beregne graden av oksidasjon for C. I mengden av C -2 null gir bare +2, som betyr graden av karbonoksydasjon +2. Fullfør oppgaven og ta for beregninger av gass CO2: Graden av oksygenoksydasjon er fortsatt -2, men dets molekyler i dette tilfellet er to. Følgelig, (-2) * 2 \u003d (-4). Tallet i mengden C -4 som gir , +4, det vil si denne gassen har en oksidasjonsgrad på +4. Et eksempel er mer komplisert: H2SO4 - Hydrogen Graden av oksidasjon er +1, ved oksygen -2. I kombinasjonen av 2 hydrogenmolekyler og 4 oksygen, dvs. Avgifter vil være henholdsvis +2 og -8. For å få null i beløpet må du legge til 6 plusser. Så, graden av oksidasjon av svovel +6.

Når det er vanskelig å bestemme i forbindelsen, hvor pluss, hvor minus, det elektriske negativtabellen er nødvendig (det er lett å finne det i læreboken på generell kjemi). Metaller har ofte en positiv grad av oksidasjon, og ikke-metaller er negative. Men for eksempel er PI3 både ikke-metallelementer. Tabellen sier at electronomenheten til jod er 2,6 og fosfor 2.2. Sammenlignet, viser det seg at 2,6 mer enn 2,2, det vil si elektroner strammes mot jod (jod har en negativ grad av oksidasjon). Etter de ovennevnte ukompliserte eksemplene kan du enkelt bestemme graden av oksidasjon av noe element i tilkoblingene.

Merk

Du trenger ikke å forvirre metaller og ikke-metaller, så vil oksidasjonsgraden være lettere å finne og ikke bli forvirret.

Et atom i det kjemiske elementet består av en kjerne og elektronisk skall. Kjernen er den sentrale delen av atomet der nesten hele sin masse er konsentrert. I motsetning til elektronisk skall har kjernen en positiv kostnad.

Du vil trenge

• Atomnummer av det kjemiske elementet, loven om Molos

Instruksjon

Dermed er ladningen på kjernen lik antall protoner. I sin tur er antall protoner i kjernen lik atomnummeret. For eksempel, det atomnummeret av hydrogen - 1, det vil si hydrogenkjernen består av en proton har +1 avgifter. Atomisk natriumnummer - 11, er ladningen på kjernen +11.

Med alfa-forfallet av kjernen, reduseres dets atomnummer med to ved å utføre alfa-partikkelen (atomens kjerner). Dermed er antall protoner i kjernen, som opplevde alfa-forfallet, også redusert med to.
Beta-forfall kan forekomme i tre forskjellige typer. I tilfelle av nedbrytingen av "beta-minus", blir nøytronet til en proton når man sender en elektron og antineutrino. Deretter øker kjernen ladningen per enhet.
I tilfelle av nedbrytningen av "beta-pluss", blir protonet til et nøytron, en positron og en inngang, kjernen din reduseres av en.
Når det gjelder elektronisk fangst, reduseres kjernen din også per enhet.

Nucleusladningen kan også bestemmes av frekvensen av spektrallinjene i den karakteristiske strålingen av atomet. I henhold til Mosley Lov: Sqrt (V / R) \u003d (Z-S) / N, hvor V er spektralfrekvensen til den karakteristiske strålingen, R er permanent Ridberg, S-konstant skjerming, N er hovedkvantumnummeret.
Således, z \u003d n * sqrt (v / r) + s.

Video på emnet

Kilder:

• hvordan kjerneladningen endres

Når du lager teoretisk og praktisk jobb I matematikk, fysikk, kjemi, en student eller schoolboy står overfor behovet for å sette inn spesialtegn og komplekse formler. Å ha et ordprogram fra Microsoft Office-pakken, kan du ringe den elektroniske formelen til en kompleksitet.

Instruksjon

Klikk på Sett inn-fanen. Finn riktig π, og ved siden av påskriften "formel". Klikk på pilen. Et vindu vises der du kan velge den innebygde formelen, for eksempel formelen firkantet ligning.

Klikk på pilen og på topppanelet vises en rekke tegn som du kanskje trenger når du skriver spesifikt denne formelen. Ved å endre det som du trenger, kan du lagre det. Fra nå av vil den falle ut i listen over innebygde formler.

Hvis du trenger å overføre formelen B, som senere må plasseres på nettstedet, klikker du på det aktive feltet med det høyreklikk og velger Ikke profesjonelt, men en lineær måte. Spesielt vil hele kvadratligningen i dette tilfellet ta skjemaet: X \u003d (- B ± √ (B ^ 2-4AC)) / 2A.

En annen versjon av å skrive en elektronisk formel i Word er gjennom designeren. Hold alt og \u003d tastene samtidig. Du vil umiddelbart ha et felt for å skrive en formel, og designeren åpnes på topppanelet. Her kan du velge alle tegn som kan være nødvendig for å registrere ligninger og løse enhver oppgave.

Noen lineære opptakspersoner kan være en uforståelig leser som ikke er kjent med datasymbolismen. I dette tilfellet gir de mest komplekse formlene eller ligningene fornuftig å bevare i grafisk form. For å gjøre dette, åpne den mest enkle grafikkredaktøren: "Start" - "Programmer" - "Maling". Deretter øker dokumentet av dokumentet med formelen slik at den tar hele skjermen. Det er nødvendig at det konserverte bildet har størst tillatelse. Trykk PRTSCR-tastaturet, gå til Maling og trykk Ctrl + V.

Atomens elektroniske struktur kan vises ved elektronisk formel og elektronisk grafisk ordning. I elektroniske formler, er energinivåer og subleveller konsekvent registrert i rekkefølgen av fylling og totalt antall elektroner på Supro. I dette tilfellet er ikke tilstanden til den enkelte elektron, spesielt dets magnetiske og spin kvantumnumre, reflekteres ikke i den elektroniske formelen. I elektron-grafiske ordninger er hver elektron "synlig" helt, dvs. Det kan karakteriseres av alle fire kvante tall. Elektriske grafiske ordninger er vanligvis gitt for eksterne elektroner.

Eksempel 1. Skriv en elektronisk formel for fluor, ekstern elektronstilstand Express elektronisk grafikkordning. Hvor mange unpaired elektroner i atomet i dette elementet?

Beslutning. Atometallet av fluor er lik ni, derfor er det ni elektroner i attomet. I samsvar med prinsippet om den laveste energien, ved bruk av fig. 7 og vurderer etterforskerne av Pauli-prinsippet, skriv en fluorelektronisk formel: 1S 2 2S 2 2p 5. For eksterne elektroner (andre energinivå) gjør vi en elektron-grafisk ordning (figur 8), hvorfra det følger at det er en uparget elektron i fluoratomet.

Fig. 8. Elektrongrafisk diagram over fluorfluoratom

Eksempel 2.Lag elektron-grafiske ordninger av mulige stater i nitrogenatomet. Hvilken av dem reflekterer den normale tilstanden, og som - begeistret?

Beslutning.Elektronisk nitrogenformel 1S 2 S 2 2p 3, eksterne elektroner Formel: 2S 2 2p 3. Prive 2P uferdige, fordi Antallet av elektroner på den er mindre enn seks. Mulige varianter av fordelingen av tre elektroner med 2p-glidelås er vist på fig. ni.

Fig. 9. Elektron-grafiske ordninger av mulige stater på 2p-suite i nitrogenatomet.

Maksimumet (etter absolutt verdi) spinnverdien (3/2) tilsvarer statene 1 og 2, derfor er de de viktigste, og resten er begeistret.

Eksempel 3.Bestem kvante tallene som bestemmer tilstanden til den siste elektronen i vanadiumatomet?

Beslutning. Atomic vanadiumnummer Z \u003d 23, derfor den komplette elektroniske formelen av elementet: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3. Elektrongrafisk skjema med eksterne elektroner (4S 2 3D 3) er som følger (Fig. 10) ::

Fig. 10. Elektron-grafisk diagram over valenselektroner Atom vanadium

Hovedkvantumnummeret til det siste elektronen n \u003d 3 (tredje energinivå), orbital l. \u003d 2 (sublayer d). Det magnetiske kvantumnummeret for hver av de tre D-elektronene er forskjellige: for den første er det -2, for den andre -1, for den tredje - 0. Spinkvantumnummeret i alle tre elektroner er det samme: MS \u003d + + 1/2. Således er tilstanden til sistnevnte elektron i vanadiumatomet karakterisert ved kvante tall: n \u003d 3; l.\u003d 2; m \u003d 0; M s \u003d + 1/2.

7. Parrede og unpaired elektroner

Elektroner, fylling av orbitals i par, kalles paret og enkeltelektroner kalles unpaired.. Unpaired elektroner gir et kjemisk bånd med et atom med andre atomer. Tilstedeværelsen av unpaired elektroner er etablert eksperimentelt med studiet av magnetiske egenskaper. Ubetalte elektroner paramagnetisk(trukket inn i et magnetfelt på grunn av samspillet mellom elektroner spinn, for eksempel elementære magneter, med et eksternt magnetfelt). Stoffer som har bare parede elektroner diamagnetisk(Det er ingen eksternt magnetfelt på dem). Upaired elektroner er bare på ytre energinivået på atomet, og deres nummer kan bestemmes av den elektroniske grafiske ordningen.

Eksempel 4.Bestem antall uberørte elektroner i svovelatomet.

Beslutning. Det atomnummeret til svovelz \u003d 16, derfor den komplette elektroniske formel av elementet: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Den elektroniske grafiske ordningen med eksterne elektroner er som følger (figur 11).

Fig. 11. Elektron-grafisk ordning av valenselektroner i svovelatomet

Fra elektrongrafisk ordningen følger det at det er to uberørte elektroner i svovelatomet.

Registrert i form av såkalte elektroniske formler. I elektroniske formler, bokstavene S, P, D, f referert til elektronen sublayers; Tallene foran bokstaver betyr at energinivået der denne elektronen er plassert, og indeksen øverst til høyre er antall elektroner på denne suiten. For å lage en elektronisk formel av et atom av noe element, er det nok å kjenne nummeret til dette elementet i det periodiske systemet og utføre de grunnleggende bestemmelsene som fordelingen av elektroner i atomet.

Strukturen til det elektroniske skallet kan avbildes i form av en elektroninnkvarteringssystem for energisceller.

For jernatomer har en slik ordning følgende skjema:

Denne ordningen viser tydelig utførelsen av Gundregelen. På ZD-Supro er maksimumsbeløpet, cellene (fire) fylt med unpaired elektroner. Bildet av strukturen til det elektroniske skallet i atomet i form av elektroniske formler og i form av skjemaer reflekterer ikke de elektronbølgeegenskapene.

Ordlyden av periodisk lov i redaksjonenJA. Mendelev. : egenskapene til enkle kropper, så vel som formene og egenskapene til komponentene i elementene er i den periodiske avhengigheten av verdien av atomvektene i elementene.

Moderne formulering av periodisk lov: Eiendomsegenskapene, så vel som formene og egenskapene til deres forbindelser, er i periodisk avhengighet av størrelsen på ladningen av kjernen til deres atomer.

Dermed viste den positive ladningen av kjernen (og ikke atommassen) seg for å være et mer nøyaktig argument, hvor egenskapene til elementene og deres forbindelser avhenger.

Valens- dette er antall kjemiske forbindelser som ett atom er forbundet med en annen.
Atomens valensegenskaper bestemmes av antall unpaired-elektroner og tilstedeværelsen på det eksterne nivået av frie atom-orbitaler. Strukturen til de ytre energinivåene av atomer av kjemiske elementer og bestemmer hovedsakelig egenskapene til deres atomer. Derfor kalles disse nivåene Valence. Elektroner av disse nivåene, og noen ganger kan de antislestnivåene delta i dannelsen av kjemiske bindinger. Slike elektroner kalles også valens.

Stoichiometrisk valence.kjemisk element - Dette er antall ekvivalenter som kan feste dette atomet til seg selv, eller antall ekvivalenter i atomet.

Egenskaper bestemmes av antall tilkoblede eller substituerte hydrogenatomer, derfor er støkiometrisk valence lik antall hydrogenatomer som dette atomet samhandler på. Men det er ikke alle elementene fritt samhandle, men med oksygen - nesten alt, kan den støkiometriske valenheten defineres som et dobbelt antall festede oksygenatomer.

For eksempel er støkiometrisk svovelvalence i hydrogensulfid H2S 2, i SJE 2 - 4 oksyd, i SO 3 -6 oksyd.

Ved bestemmelse av elementets støkiometriske valeness i henhold til den binære forbindelsesformelen, bør regelen styres av regelen: Den totale valensen til alle atomer av ett element skal være lik den totale valensen til alle atomer i et annet element.

Grad av oksidasjonogså det karakteriserer sammensetningen av stoffet og er lik støkiometrisk valens med et pluss tegn (for et metall eller et mer elektropositivt element i molekylet) eller minus.

1. I enkle stoffer er graden av oksidasjon av elementene null.

2. Graden av oksidasjon av fluor i alle forbindelser er -1. De resterende halogener (klor, brom, jod) med metaller, hydrogen og andre kjøligere elementer har også graden av oksidasjon -1, men i forbindelser med flere elektronegative elementer har de positive verdier av oksidasjonsgrader.

3. Oksygen i forbindelsene har en grad av oksidasjon -2; Unntakene er hydrogenperoksid H202 og dets derivater (Na202, BaO2, etc., hvor oksygen har en oksidasjonsgrad -1, så vel som oksygenfluorid på 2, graden av oksidasjon av oksygen i oksygen i som er +2.

4. Alkaliske elementer (Li, NA, K, etc.) og elementer i hovedgruppen i den andre gruppen av det periodiske systemet (BE, MG, CA, etc.) har alltid graden av oksidasjon lik antallet gruppe, det vil si henholdsvis +1 og +2.

5. Alle elementer i den tredje gruppen, i tillegg til tallium, har en konstant grad av oksidasjon lik antall gruppen, dvs. +3.

6. Den høyeste grad av elementoksydasjon er lik antallet av det periodiske systemet, og den laveste forskjellen: Nummernummer - 8. For eksempel er den høyeste grad av nitrogenoksydasjon (den er plassert i den femte gruppen) +5 ( i salpetersyre og dets salter), og den nedre lik -3 (i ammoniakk og ammoniumsalter).

7. Gradene av oksidasjon av elementene i forbindelsen kompenserer hverandre slik at summen for alle atomer i molekylet eller nøytral formelaggregat er , og for ion det lades.

Disse reglene kan brukes til å bestemme den ukjente grad av oksidasjon av elementet i forbindelsen, dersom graden av oksidasjon av de resterende, og kompileringen av formlene i flerelementstilkoblingene er kjent.

Stoy Oxide Stump? (oksidativ) — auxiliary-betinget verdi for opptak av oksidasjonsprosesser, restaurering og redoksreaksjoner.

Konsept grad av oksidasjon ofte brukt i uorganisk kjemi i stedet for konsept valens. Graden av oksidasjon av atomet er lik den numeriske størrelsen på den elektriske ladningen som tilskrives atatomet under antagelsen om at de elektroniske parene som kommuniserer, blir fullstendig skiftet mot flere elektronegative atomer (det vil si basert på antagelsen om at forbindelsen bare består av ioner).

Graden av oksidasjon tilsvarer antall elektroner, som skal festes til den positive ion for å gjenopprette den til det nøytrale atomet, eller ta bort fra den negative ion for å oksidere den til det nøytrale atomet:

Al 3+ + 3E - → Al
S 2- → S + 2E - (S2- - 2E - → S)

Egenskaper av elementer avhengig av strukturen til det elektroniske skallet av en atomendring gjennom perioder og grupper av det periodiske systemet. Siden i en rekke elementer-analoger, er elektroniske strukturer bare like, men ikke identiske, så når du bytter fra ett element i en gruppe til en annen, er det ingen enkel gjentakelse av egenskaper, men deres mer eller mindre tydelige regulære forandring.

Elementets kjemiske natur skyldes atthes evne til å miste eller skaffe seg elektroner. Denne evnen er kvantitativt estimert av størrelsen av energien av ionisering og affiniteten til elektronen.

Ioniseringsenergi (EI) det kalles minimumsmengden energi som kreves for separasjon og fullstendig fjerning av et elektron fra et atom i gassfasen ved t \u003d 0

K uten overføring av den frigjorte elektron av kinetisk energi med omdannelsen av et atom til en positivt ladet ion: E + EI \u003d E + E-. Ioniseringsenergien er en positiv verdi og har de minste verdiene i alkalimetallatomer og de største atomene av edle (inerte) gasser.

Elektronaffinitet (ee) det kalles energien som frigjøres eller absorberes når et elektronvedlegg i en gassfase ved t \u003d 0

K med omdannelsen av et atom til en negativt ladet ion uten å overføre en partikkel av kinetisk energi:

E + E- \u003d E - + EE.

Maksimal affinitet for elektronen er halogen, spesielt fluor (EE \u003d -328 KJ / mol).

Verdiene av EI og EE uttrykkes i kilodzhoules på mol (CJ / mol) eller i elektron-volt per atom (EV).

Evnen til det tilknyttede atom for å skifte elektroner av kjemiske bindinger, som øker elektrondettheten, kalles elektrisitet.

Dette konseptet i vitenskapen ble introdusert av L. Poling. Elektrisitetdet er angitt av symbolet ÷ og karakteriserer ønsket av dette atomet for å koble elektronene i dannelsen av et kjemisk binding.

Ifølge R. Malkin vurderes atomens elektrostostatitet ved halvemisjonens energi av ionisering og affiniteten av elektronen av det frie atom ÷ \u003d (EE + E og) / 2

I perioder er det en generell tendens til å øke energien av ionisering og elektroniskhet med en økning i atomkjernenes ladning, i grupper av disse verdiene med en økning i sekvensnummeret til elementet reduseres.

Det bør understrekes at elementet ikke kan tilskrives den konstante verdien av elektronegabilitet, da det avhenger av mange faktorer, særlig fra valensstaten til elementet, typen av forbindelse der den innbefatter, tallet og typen av naboens " atomer.

Atomic og Ion Radii. Størrelsen på atomer og ioner bestemmes av størrelsen på det elektroniske skallet. I henhold til kvantemekanisk representasjon har det elektroniske skallet ikke strengt definerte grenser. Derfor, for radiusen til et fritt atom eller ion kan tas teoretisk beregnet avstand fra kjernen til posisjonen til den viktigste maksimal tetthet av eksterne elektroniske skyer. Denne avstanden kalles en orbital radius. I praksis brukes verdiene av radiene av atomer og ioner som er i forbindelser beregnet på grunnlag av eksperimentelle data vanligvis. Samtidig er kovalente og metalladiatomer skilt.

Avhengigheten av atom og ion radii fra ladningen av kjernen til et elementatom og er periodisk. I perioder som atomnummeret øker, har radii en tendens til å redusere. Den største reduksjonen er karakteristisk for elementene i små perioder, siden de er fylt med eksternt elektronisk nivå. I store perioder i familien D- og F-elementer, er denne endringen mindre skarp, siden de er fylt med elektroner forekommer i det estimerte laget. I undergrupper er radiene av atomer og samme type ioner generelt øker.

Det periodiske elementet av elementer er et visuelt eksempel på manifestasjonen av ulike typer periodicitet i elementenees egenskaper, som respekteres horisontalt (i perioden fra venstre til høyre), vertikalt (i en gruppe, for eksempel fra topp til bunn), diagonalt, dvs. Enkelte slags atom eiendom er forbedret eller redusert, men frekvensen er bevart.

I perioden fra venstre til høyre (→) øker de oksidative og ikke-metalliske egenskapene til elementene, og de regenerative og metallegenskapene reduseres. Så, av alle elementene 3 i natriumperioden vil være det mest aktive metall og det sterkeste reduksjonsmidlet, og klor er det sterkeste oksydasjonsmiddelet.

Kjemisk kommunikasjon- dette er en gjensidig forbindelse av atomer i et molekyl, eller en krystallinsk gitter, som et resultat av virkningen mellom atomene i de elektriske krefter av tiltrekning.

Dette er samspillet mellom alle elektroner og alle kjerner som fører til dannelsen av et stabilt, multiatomisk system (radikal, molekylær ion, molekyl, krystall).

Kjemisk bånd utføres av valenselektroner. Ifølge moderne ideer har en kjemisk tilkobling en elektronisk karakter, men den utføres på forskjellige måter. Derfor er tre hovedtyper av kjemiske obligasjoner preget: kovalent, ionisk, metallisk. Meny molekyler hydrogenbinding og forekommer vanderwalny-interaksjoner.

De viktigste egenskapene til det kjemiske bindingen inkluderer:

- Lengde på kommunikasjon - dette er en inter-identisk avstand mellom kjemisk relaterte atomer.

Det avhenger av arten av interaksjonsatomer og fra mangfoldet av kommunikasjon. Med økende mangfold er kommunikasjonslengden redusert, og derfor øker dens styrke;

- Multiplikasjon av kommunikasjon - bestemmes av antall elektroniske par som binder to atomer. Med økende mangfold øker bindingsenergien;

- Kommunikasjonsvinkel- vinkelen mellom den imaginære direkte passerer gjennom kjernen på to kjemisk sammenhengende tilstøtende atomer;

Energikommunikasjon E SV - dette er energien som er allokert i dannelsen av denne forbindelsen og blir brukt på gapet, KJ / MOL.

Kovalent kommunikasjon - Kjemisk utdannet av. Kommunikasjonspar av elektroner med to atomer.

Forklaringen av det kjemiske bindingen med fremveksten av vanlige elektroniske par mellom atomer var basert på verdien av valenset, som det er metode for valensbånd (MVS) , Åpne Lewis i 1916 for en kvantemekanisk beskrivelse av kjemisk binding og strukturen av molekyler, bruk en annen metode - metal Orbitals (MMO) .

Metode for valensbånd

De grunnleggende prinsippene for dannelsen av et kjemisk bånd på MVS:

1. Kjemisk obligasjon er dannet av Valence (unpaired) elektroner.

2. Elektroner med anti-parallelle spinn som tilhører to forskjellige atomer blir vanlige.

3. Kjemisk binding dannes bare hvis systemets totale energi er redusert når to eller flere atomer okklusjoner.

4. Hovedkraften som virker i molekylet, har elektrisk, Coulomb opprinnelse.

5. Tilkoblingen er den sterkere enn de interaksjonerte elektroniske skyene overlapper.

Det er to kovalente kommunikasjonsmekanismer:

Utvekselig mekanisme. Kommunikasjon dannes av generaliseringen av valenselektroner av to nøytrale atomer. Hvert atom gir en unpaired elektron til et vanlig elektronisk par:

Fig. 7. Utvekslingsmekanismen for kovalent bindingsmekanisme: men - ikke-polar; b. - Polar.

Donor-acceptor mekanisme. Et atom (donor) gir et elektronisk par, og det andre atomet (akseptor) gir fri orbital for dette paret.

Forbindelser utdannetifølge donor-acceptor mekanismen, tilhører komplekse forbindelser

Fig. 8. Donor-akseptor kovalent kommunikasjonsmekanisme

Kovalent obligasjon har visse egenskaper.

Metningelighet - egenskapen til atomer for å danne et strengt definert antall kovalente obligasjoner. På grunn av metningen av lenker av molekylet har en viss sammensetning.

sP 2 -Hypbridisering - En S-orbital og to p-orbitaler omdannes til tre identiske "hybrid" orbital, vinkelen mellom aksene er 120 °. Molekyler der SP 2-hybridisering utføres, har en flat geometri (BF3, AlCl3).

sP 3.-hybridisering - En S-orbital og tre p-orbital konverterer fire identiske "hybrid" orbital, vinkelen mellom aksene er 109 ° 28. Molekyler hvor SP3-hybridisering utføres, har en tetrahedral geometri (CH 4 , NH 3).

Fig. 10. Typer av hybridiseringer av valensorbitals: a - SP.-Hypebridisering av valensorbital; b. - sP 2 -hybridisering av valensorbital; i - sp. 3-hybridisering av valensorbital

2. Strukturen til kjernene og elektroniske skall av atomer

2.7. Elektronfordeling i Atom

Staten av elektroner i atomet indikerer å bruke en bestemt form for opptak. For eksempel, for heliumatomet har vi:

Fordelingen av elektroner i atomet indikerer ved hjelp av:

men) elektroniske kretsersom bare markerte antall elektroner på hvert lag. For eksempel: mg 2e, 8e, 2e; CL 2E, 8E, 7E.

Ofte konsumert grafisk elektroniske kretserFor eksempel for kloratomet:

b) elektroniske konfigurasjoner; I dette tilfellet er antallet av laget (nivå), arten av stivheten og antall elektroner på dem vist. For eksempel:
Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;

i) elektronikkordningerPå hvilke orbitals er avbildet, for eksempel i form av en celle og elektroner - piler (figur 2.6).

Fig. 2.6. Elektrongrafisk ordning for magnesiumatom

I tillegg til fullformler for elektroniske konfigurasjoner, er forkortet mye brukt. I dette tilfellet er en del av den elektroniske konfigurasjonen som tilsvarer den edle gassen indikeres av symbolet på edel gass i firkantede parenteser. For eksempel: 12 Mg3s 2, 19 K4S 1.

Det er visse prinsipper og regler for fylling av elektroner av energinivåer og sublevels:

1. Prinsippet om et minimum av AToms totale energi, ifølge hvilken AOs elektroner oppstår slik at ATOMs totale energi er minimal. Eksperimentelt installert følgende rekkefølge av fylling JSC:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p ....

2. På en JSC kan ikke mer enn to elektroner være, og ryggen i dette tilfellet bør være anti-parallell.

3. Innenfor denne energiforbindelsen fyller elektronene AO \u200b\u200bgradvis, først en etter en (først alle ledige stillinger, og deretter to), og orienteringen av alle uberørte elektroner skal være det samme, dvs. slik

men ikke sånn

I nesten hvilket som helst atom, er det bare S - og P -A (figur 2.7), så på det ytre elektronlaget av et hvilket som helst atom, kan ikke være mer enn åtte elektroner. Et ytre elektronlag som inneholder åtte elektroner (i tilfelle av helium - to) kalles fullført.

Fig. 2.7. Elektriske grafiske ordninger for atomer K (A) og S (B)

Verdiene av energiene i forskjellige energikonner for forskjellige atomer er ikke konstante, og avhenger av ladningen av kjerne z et atom av et element: for atomene til elementene med Z \u003d 1-20 E 3 D\u003e E 4 S og E 3 D\u003e E 4 P; For atomer av elementer med Z ≥ 21, tvert imot: E 3 D< E 4 s и Е 3 d < E 4 p (рис. 2.8). Кроме того, чем больше Z , тем меньше различаются подуровни по энергии, а кривые, выражающие зависимость энергии подуровней от Z , пересекаются.

Fig. 2.8. Diagrammet av Energy Sublayers av atomer av elementer med Z \u003d 1-20 (A), Z ≥ 21 (B)

Elektroniske konfigurasjoner av atomer (hovedstaten) K og ca er neste (se figur 2.8):

19 K: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1,

20 CA: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2.

Fra og med Scandium (Z \u003d 21) er 3D fylt, og 4s-elektron forblir i det ytre laget. Den totale elektroniske formelen av atomene i elementene fra SC til Zn er 3D 1-10 4S 1-2. For eksempel:

21 SC: 3D 1 4S 2,

25 mn: 3d 5 4s 2,

28 NI: 3D 8 4S 2.

30 Zn: 3D 10 4S 2.

For krom og kobber er det en spunk (fiasko) 4S -Elektron på 3D -Proovers: CR - 3D 5 4S 1, CU - 3D 10 4S 1. En slik spunk med NS-ON (N - 1) D-Product observeres også i atomer av andre elementer (MO, AG, AU, PT) og forklares ved nærhet av NS- og (N-1) D-Inprobing, samt stabilitet halv og fullstendig fylt D-utskrift.

Videre i fjerde periode etter 10 D-elementer følger fra GA (3D 10 4S 2 4p 1) til KR (3D 10 4S 2 4p 6) P velger.

Dannelsen av D-elementer Cations er forbundet med et tap første eksterne NS -, deretter (N - 1) d elektroner, for eksempel:

TI: 3D 2 4S 2 → 2 E - TI 2+: 3D 2 → - 1 E - TI 3+: 3D 1

MN: 3D 5 4S 2 → 2 E - MN 2+: 3D 5 → - 2 E - MN 4+: 3D 3

Vær oppmerksom på at i formlene av elektroniske konfigurasjoner blir alle elektroner med en mindre verdi n først registrert, og deretter flyttes til elektronindikasjonen med en høyere verdi av hovedkvantumnummeret. Derfor, rekkefølgen på fylling og prosedyren for opptak av energisparinger for 3D-elementer, sammenfaller ikke. For eksempel er i den elektroniske formelen av 3D-scandiumatom -orbital angitt til 4S -orbital, selv om den ble brukt til å bli fylt med 4S -orbital.

Det er et advokat spørsmål: Hvorfor i Atoms 3D-elementer pleide å bli fylt med 4s-advokat, selv om energien er mer energi 3D-bransje? Hvorfor, for eksempel, SC Atom har ikke i hovedstatus 1S 2 2 2p 6 3S 2 3p 6 3 3 3p 6 3 3 3p 3 3D3-konfigurasjon?

Dette skyldes at forholdet mellom energien til forskjellige elektroniske stater i atomet ikke alltid faller sammen med forholdet mellom energiene til individuelle energipreg. Energy 4S -Produksjon for 3D-ælter mer energi 3D -Produksjon, men statusenergi
3D 1 4S 2 Mindre enn 3D-status 3.

Dette forklares av det faktum at interelektronisk frastøtelse, og dermed energien til hele staten for konfigurasjonen ... 3d 3 (med tre elektroner på samme energispylon) er større enn for konfigurasjonen ... 3d 1 4s 2 (med tre elektroner, plassert på forskjellige energinivåer).

Definisjon

Elektronisk formel (Konfigurasjonen) av det kjemiske elementatomet viser plasseringen av elektroner på elektronskall (nivåer og superts) i atom eller molekyl.

De oftest elektroniske formlene er registrert for atomer hovedsakelig eller opphisset tilstand og for ioner.

Det er flere regler som må tas i betraktning i samlingen av en elektronisk formel av atomet i det kjemiske elementet. Dette prinsippet Pauli, Clakovsky regler eller Hundregel.

Forberedelse av elektronisk og elektronikkformel

Når det utarbeides en elektronisk formel, bør den tas i betraktning at antallet av det kjemiske elementet bestemmer antall energinivåer (skall) i atomet, og dets sekvensnummer er antall elektroner.

I følge regel Clekkovsky.Fyllingen av energinivået oppstår i stigende rekkefølge av summen av de viktigste og orbitale kvante tallene (N + L), og med likeverdier av dette beløpet - i stigende rekkefølge N:

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

Så, verdien av N + L \u003d 5 tilsvarer energien sublayers 3D (n \u003d 3, l \u003d 2), 4D (n \u003d 4, l \u003d 1) og 5S (n \u003d 5, L \u003d 0). Den første av disse sublansene er fylt av den som er lavere enn verdien av hovedkvantumnummeret.

Oppførselen til elektroner i atomer er underlagt prinsippet om et forbud som er formulert av den sveitsiske forskeren V. Pauli: Det kan ikke være noen to elektroner i Atom, som ville ha like alle fire kvante tall. I følge powlis prinsippPå en orbital, preget av visse verdier av tre kvante tall (hoved, orbital og magnetisk), kan bare to elektroner, som er karakterisert ved verdien av spin kvantumnummeret. Fra prinsippet om Pauli strømmer corollary.: Maksimalt antall elektroner på hvert energinivå er lik den dobbelte verdien av torget i hovedvantumnummeret.

Den elektroniske formelen av atomet er avbildet som følger: Hvert energinivå tilsvarer et bestemt hovedkvantumnummer n, betegnet av det arabiske sifferet; Hvert siffer følger brevet som svarer til energibakken og betegner orbital kvantumnummer. Den øvre indeksen på brevet viser antall elektroner i den øverste. For eksempel har den elektroniske formelen av natriumatomet følgende form:

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

Når fylt med elektroner av energi drager må også observeres hundregel: I denne suproen har elektronene en tendens til å okkupere energilandene på en slik måte at den totale spinnen er maksimal, noe som er mest synlig reflektert i fremstillingen av elektron-grafiske formler.

Elektronikk grafiske formler Vanligvis avbildet for valenselektroner. I en slik formel er alle elektroner merket med piler, og celler (firkanter) - orbitaler. I en celle kan det ikke være mer enn to elektroner. Tenk på eksemplet på vanadium. Først, skriv den elektroniske formelen og bestemme valenselektronene:

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

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

Det eksterne energinivået på wolframatomet inneholder 6 elektroner som er valens. Energidiagrammet til hovedstaten tar følgende skjema:

Eksempler på løse problemer

Eksempel 1.