Електронна графична схема. Схема на структурата на атома: ядро, електронна обвивка. Примери. Планетарен модел на атома

Алгоритъм за съставяне на електронна формула на елемент:

1. Определете броя на електроните в атома с помощта на периодичната таблица на химичните елементи D.I. Менделеев.

2. По номера на периода, в който се намира елементът, определете броя на енергийните нива; броят на електроните в последното електронно ниво съответства на номера на групата.

3. Разделете нивата на поднива и орбитали и ги запълнете с електрони в съответствие с правилата за запълване на орбитали:

Трябва да се помни, че първото ниво има максимум 2 електрона. 1s2, на втория - максимум 8 (две си шест R: 2s 2 2p 6), на третия - максимум 18 (две с, шест стр, и десет d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Главно квантово число нтрябва да бъде минимален.
• Първо се попълва с-подниво, тогава p-, d-b f-поднива.
• Електроните запълват орбиталите във възходящ ред на орбиталната енергия (правилото на Клечковски).
• В рамките на поднивото електроните първо заемат свободни орбитали един по един и едва след това образуват двойки (правилото на Хунд).
• Не може да има повече от два електрона в една орбитала (принцип на Паули).

Примери.

1. Съставете електронната формула на азота. Азотът е номер 7 в периодичната таблица.

2. Съставете електронната формула на аргона. В периодичната таблица аргонът е под номер 18.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Съставете електронната формула на хрома. В периодичната таблица хромът е номер 24.

1s 2 2s 2 2т 6 3s 2 3т 6 4s 1 3г 5

Енергийна диаграма на цинка.

4. Съставете електронната формула на цинка. В периодичната таблица цинкът е номер 30.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Обърнете внимание, че част от електронната формула, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 е електронната формула на аргона.

Електронната формула на цинка може да бъде представена като.

2. Структурата на ядрата и електронните обвивки на атомите

2.7. Разпределение на електроните в атома

Състоянието на електроните в атома се обозначава с помощта на специфична нотация. Например за атом на хелий имаме:

Разпределението на електроните в атома се обозначава с:

а) електронни схеми, в който се отбелязва само броят на електроните във всеки слой. Например: Mg 2e , 8e , 2e ; Cl2e, 8e, 7e.

Често използвани графики електронни схеми, например за хлорния атом:

б) електронни конфигурации; в този случай се показва номерът на слоя (нивото), естеството на поднивата и броят на електроните върху тях. Например:
Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;

в) електронни графични схеми, на които орбиталите са изобразени, например, под формата на клетка, а електроните са изобразени със стрелки (фиг. 2.6).

Ориз. 2.6. Електронна графична схема за магнезиевия атом

В допълнение към пълните формули на електронни конфигурации, широко се използват съкратени. В този случай частта от благородния газ на електронната конфигурация се обозначава със символа за благороден газ в квадратни скоби. Например: 12 Mg3s 2 , 19 K4s 1 .

Има определени принципи и правила за запълване на енергийни нива и поднива с електрони:

1. Принципът на минималната обща енергия на атома, според който заселването на АО с електрони става по такъв начин, че общата енергия на атома е минимална. Експериментално е установена следната последователност на пълнене на АО:

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

2. Един AO може да съдържа не повече от два електрона и в този случай техните завъртания трябва да са антипаралелни.

3. В рамките на дадено енергийно подниво електроните запълват АО постепенно, първо един по един (първо всички свободни и едва след това два), като ориентацията на всички несдвоени електрони трябва да бъде една и съща, т.е. такива

но не така

Следователно в почти всеки атом само s - и p -AO са външни (фиг. 2.7). Външният електронен слой на всеки атом не може да има повече от осем електрона.. Външен електронен слой, съдържащ осем електрона (два в случай на хелий), се нарича пълен.

Ориз. 2.7. Електронни графични схеми за атоми K (a) и S (b)

Електронни конфигурации на атоми на елементи от 4-ти период на периодичната система

Енергийните стойности на различните енергийни поднива за различни атоми не са постоянни, а зависят от заряда на ядрото Z на елементен атом: за атоми на елементи с Z = 1–20 Е 3 d > E 4 s и Е 3 d > E 4 p ; за атоми на елементи с Z ≥ 21 обратно: 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.

Ориз. 2.8. Диаграма на енергийните поднива на атоми на елементи с Z = 1–20 (a), Z ≥ 21 (b)

Електронните конфигурации на атомите (основно състояние) K и Ca са както следва (виж фиг. 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 .

Започвайки от скандий (Z = 21), 3d поднивото се запълва и 4s електрони остават във външния слой. Общата електронна формула на атомите на елементи от Sc до Zn е 3d 1−10 4s 1−2. Например:

21 Sc: 3d 1 4s 2 ,

25 Mn: 3d 5 4s 2,

28 Ni: 3d 8 4s 2 .

30 Zn: 3d 10 4s 2 .

За хром и мед се наблюдава приплъзване (пропадане) на 4s електрона към 3d подниво: Cr - 3d 5 4s 1, Cu - 3d 10 4s 1. Такъв скок от ns - към (n - 1)d -подниво се наблюдава и при атоми на други елементи (Mo, Ag, Au, Pt) и се обяснява с близостта на енергиите на ns - и (n - 1)d -поднива, както и стабилността на наполовина и напълно запълнени d-поднива.

По-нататък в 4-ия период след 10 d-елементи следват от Ga ( 3d 10 4s 2 4p 1) до Kr ( 3d 10 4s 2 4p 6) p-елементи.

Образуването на катиони на d-елементи е свързано със загубата на първо външни ns-, след това (n - 1)d-електрони, например:

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

Обърнете внимание, че във формулите на електронните конфигурации е обичайно първо да се записват всички електрони с по-ниска стойност на n и след това да се пристъпи към посочване на електроните с по-висока стойност на главното квантово число. Следователно редът на запълване и редът на запис на енергийните поднива за 3d елементи не съвпадат. Например в електронната формула на скандиевия атом 3d орбиталата е посочена преди 4s орбитала, въпреки че 4s орбитала е запълнена по-рано.

Възниква естествен въпрос: защо поднивото 4s се запълва по-рано в атомите на 3d елементите, въпреки че неговата енергия е по-голяма от енергията на поднивото 3d? Защо, например, атомът Sc няма електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 в основно състояние?

Това е така, защото съотношението на енергиите на различните електронни състояния на атома не винаги съвпада с отношението на енергиите на отделните енергийни поднива. Енергията на подниво 4s за 3d елементи е по-голяма от енергията на подниво 3d, но енергията на състоянието
3d 1 4s 2 е по-малка от енергията на състоянието 3d 3 .

Това се обяснява с факта, че междуелектронното отблъскване и съответно енергията на цялото състояние за конфигурацията ... 3d 3 (с три електрона на едно и също енергийно подниво) е по-голяма, отколкото за конфигурацията ... 3d 1 4s 2 (с три електрона, на различни енергийни нива).

Записва се под формата на така наречените електронни формули. В електронните формули буквите s, p, d, f означават енергийните поднива на електроните; цифрите пред буквите показват енергийното ниво, в което се намира дадения електрон, а индексът горе вдясно е броят на електроните в това подниво. За да съставите електронната формула на атом на всеки елемент, достатъчно е да знаете номера на този елемент в периодичната система и да изпълните основните разпоредби, които управляват разпределението на електроните в атома.

Структурата на електронната обвивка на атома може също да бъде изобразена под формата на подреждане на електрони в енергийни клетки.

За атомите на желязото такава схема има следната форма:

Тази диаграма ясно показва прилагането на правилото на Хунд. На 3d подниво максимална сума, клетките (четири) са пълни с несдвоени електрони. Изображението на структурата на електронната обвивка в атома под формата на електронни формули и под формата на диаграми не отразява ясно вълновите свойства на електрона.

Текстът на периодичния закон с изменениятаДА. Менделеев : свойствата на простите тела, както и формите и свойствата на съединенията на елементите, са в периодична зависимост от големината на атомните тегла на елементите.

Съвременна формулировка на периодичния закон: свойствата на елементите, както и формите и свойствата на техните съединения са в периодична зависимост от големината на заряда на ядрото на техните атоми.

Така положителният заряд на ядрото (а не атомната маса) се оказа по-точен аргумент, от който зависят свойствата на елементите и техните съединения.

Валентност- е броят на химичните връзки, с които един атом е свързан с друг.
Валентните възможности на атома се определят от броя на несдвоените електрони и наличието на свободни атомни орбитали на външното ниво. Структурата на външните енергийни нива на атомите на химичните елементи определя главно свойствата на техните атоми. Следователно тези нива се наричат ​​валентни нива. Електроните на тези нива, а понякога и на предвъншните нива, могат да участват в образуването на химични връзки. Такива електрони се наричат ​​още валентни електрони.

Стехиометрична валентностхимичен елемент - е броят на еквивалентите, които даден атом може да прикрепи към себе си, или е броят на еквивалентите в атома.

Еквивалентите се определят от броя на прикрепените или заместени водородни атоми, следователно стехиометричната валентност е равна на броя на водородните атоми, с които този атом взаимодейства. Но не всички елементи взаимодействат свободно, но почти всичко взаимодейства с кислорода, така че стехиометричната валентност може да се определи като два пъти броя на свързаните кислородни атоми.

Например, стехиометричната валентност на сярата в сероводород H 2 S е 2, в оксид SO 2 - 4, в оксид SO 3 -6.

При определяне на стехиометричната валентност на елемент според формулата на бинарно съединение трябва да се ръководи от правилото: общата валентност на всички атоми на един елемент трябва да бъде равна на общата валентност на всички атоми на друг елемент.

Степен на окислениесъщо характеризира състава на веществото и е равен на стехиометричната валентност със знак плюс (за метал или по-електроположителен елемент в молекула) или минус.

1. В простите вещества степента на окисление на елементите е нула.

2. Степента на окисление на флуора във всички съединения е -1. Останалите халогени (хлор, бром, йод) с метали, водород и други по-електроположителни елементи също имат степен на окисление -1, но в съединения с по-електроотрицателни елементи те имат положителни степени на окисление.

3. Кислородът в съединенията има степен на окисление -2; изключенията са водороден пероксид H 2 O 2 и неговите производни (Na 2 O 2, BaO 2 и др., в които кислородът има степен на окисление -1, както и кислороден флуорид OF 2, в който степента на окисление на кислорода е +2.

4. Алкалните елементи (Li, Na, K и др.) И елементите от основната подгрупа на втората група на периодичната система (Be, Mg, Ca и др.) Винаги имат степен на окисление, равна на номера на групата, т.е. е, +1 и +2, съответно.

5. Всички елементи от третата група, с изключение на талия, имат постоянна степен на окисление, равна на номера на групата, т.е. +3.

6. Най-високата степен на окисление на даден елемент е равна на номера на групата на периодичната система, а най-ниската е разликата: номер на групата - 8. Например, най-висока степенокисление на азота (намира се в пета група) е +5 (в азотната киселина и нейните соли), а най-ниската е -3 (в амоняка и амониеви соли).

7. Степените на окисление на елементите в съединението се компенсират взаимно, така че сумата им за всички атоми в една молекула или неутрална формулна единица е нула, а за йон - неговият заряд.

Тези правила могат да се използват за определяне на неизвестното състояние на окисление на елемент в съединение, ако степента на окисление на останалите са известни, и за формулиране на многоелементни съединения.

Степен на окисление (окислително число,) — спомагателна условна стойност за записване на процесите на окисление, редукция и редокс реакции.

концепция степен на окислениечесто се използва в неорганичната химия вместо понятието валентност. Степента на окисление на атома е равна на числената стойност на електрическия заряд, приписван на атома, като се приеме, че електронните двойки, които осъществяват връзката, са напълно предубедени към по-електроотрицателни атоми (т.е. въз основа на предположението, че съединението се състои само от йони).

Степента на окисление съответства на броя на електроните, които трябва да бъдат добавени към положителен йон, за да го редуцират до неутрален атом, или да бъдат взети от отрицателен йон, за да го окислят до неутрален атом:

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

Свойствата на елементите, в зависимост от структурата на електронната обвивка на атома, се променят според периодите и групите на периодичната система. Тъй като в редица аналогични елементи електронните структури са само сходни, но не и идентични, при преминаване от един елемент в група към друг за тях се наблюдава не просто повторение на свойствата, а тяхната повече или по-малко ясно изразена закономерна промяна.

Химическата природа на даден елемент се определя от способността на неговия атом да губи или да получава електрони. Тази способност се определя количествено чрез стойностите на йонизационните енергии и електронен афинитет.

Йонизационна енергия (Ei) е минималното количество енергия, необходимо за отделяне и пълно отстраняване на електрон от атом в газовата фаза при T = 0

K без прехвърляне на кинетична енергия към освободения електрон с превръщането на атома в положително зареден йон: E + Ei = E + + e-. Енергията на йонизация е положителна стойност и има най-ниски стойности за атоми на алкални метали и най-високи за атоми на благороден (инертен) газ.

Електронен афинитет (Ee) е енергията, освободена или погълната, когато електрон е прикрепен към атом в газовата фаза при T = 0

K с превръщането на атома в отрицателно зареден йон без прехвърляне на кинетична енергия към частицата:

E + e- = E- + Ee.

Халогените, особено флуорът, имат максимален електронен афинитет (Ee = -328 kJ/mol).

Стойностите на Ei и Ee се изразяват в килоджаули на мол (kJ/mol) или в електронволт на атом (eV).

Способността на свързания атом да измества електроните на химичните връзки към себе си, увеличавайки електронната плътност около себе си, се нарича електроотрицателност.

Тази концепция е въведена в науката от Л. Полинг. Електроотрицателностсе обозначава със символа ÷ и характеризира тенденцията на даден атом да прикрепя електрони, когато образува химична връзка.

Според R. Maliken, електроотрицателността на атома се оценява от половината от сумата на йонизационните енергии и електронен афинитет на свободните атоми h = (Ee + Ei)/2

В периодите има обща тенденция за увеличаване на йонизационната енергия и електроотрицателността с увеличаване на заряда на атомното ядро; в групите тези стойности намаляват с увеличаване на поредния номер на елемента.

Трябва да се подчертае, че на даден елемент не може да бъде приписана постоянна стойност на електроотрицателността, тъй като зависи от много фактори, по-специално от валентното състояние на елемента, вида на съединението, в което е включен, броя и вида на съседните атоми.

Атомни и йонни радиуси. Размерите на атомите и йоните се определят от размерите на електронната обвивка. Според концепциите на квантовата механика електронната обвивка няма строго определени граници. Следователно за радиус на свободен атом или йон можем да вземем теоретично изчислено разстояние от ядрото до позицията на основната максимална плътност на външните електронни облаци.Това разстояние се нарича орбитален радиус. На практика обикновено се използват стойностите на радиусите на атомите и йоните в съединенията, изчислени от експериментални данни. В този случай се разграничават ковалентни и метални радиуси на атомите.

Зависимостта на атомните и йонните радиуси от заряда на ядрото на атом на елемент и е периодична. В периоди, когато атомният номер се увеличава, радиусите са склонни да намаляват. Най-голямото намаление е характерно за елементите с малки периоди, тъй като в тях е запълнено външното електронно ниво. В големи периоди в семействата на d- и f-елементи тази промяна е по-малко рязка, тъй като запълването на електрони в тях се случва в предвъншния слой. В подгрупите радиусите на атомите и йоните от един и същи тип обикновено се увеличават.

Периодичната система от елементи е ярък пример за проявата на различни видове периодичност в свойствата на елементите, която се наблюдава хоризонтално (в период отляво надясно), вертикално (в група, например отгоре надолу ), диагонално, т.е. някакво свойство на атома се увеличава или намалява, но периодичността се запазва.

В периода отляво надясно (→) окислителните и неметалните свойства на елементите се увеличават, докато редукционните и металните свойства намаляват. И така, от всички елементи от период 3, натрият ще бъде най-активният метал и най-силният редуциращ агент, а хлорът ще бъде най-силният окислител.

химическа връзка- това е взаимното свързване на атомите в една молекула или кристална решетка в резултат на действието на електрическите сили на привличане между атомите.

Това е взаимодействието на всички електрони и всички ядра, което води до образуването на стабилна многоатомна система (радикал, молекулярен йон, молекула, кристал).

Химическата връзка се осъществява от валентни електрони. Според съвременните представи химическата връзка има електронен характер, но се осъществява по различни начини. Следователно има три основни вида химични връзки: ковалентен, йонен, метален, Между молекулите възниква водородна връзка,и да се случи ван дер ваалсови взаимодействия.

Основните характеристики на химичната връзка са:

- дължина на връзката - е междуядреното разстояние между химически свързаните атоми.

Зависи от природата на взаимодействащите атоми и от множествеността на връзката. С увеличаване на множествеността дължината на връзката намалява и следователно нейната сила се увеличава;

- множественост на връзката - определя се от броя на електронните двойки, свързващи два атома. С увеличаването на множествеността, енергията на свързване се увеличава;

- ъгъл на свързване- ъгълът между въображаемите прави линии, преминаващи през ядрата на два химически свързани помежду си съседни атома;

Енергия на свързване E CB - това е енергията, която се отделя по време на образуването на тази връзка и се изразходва за разрушаването й, kJ / mol.

ковалентна връзка - Химическа връзка, образувана чрез споделяне на двойка електрони с два атома.

Обяснението на химическата връзка чрез появата на общи електронни двойки между атомите формира основата на спиновата теория на валентността, чийто инструмент е метод на валентната връзка (MVS) , открит от Луис през 1916 г. За квантовомеханичното описание на химичната връзка и структурата на молекулите се използва друг метод - молекулярно орбитален метод (MMO) .

Метод на валентната връзка

Основните принципи на образуване на химична връзка според MVS:

1. Химическата връзка се образува поради валентни (несдвоени) електрони.

2. Електрони с антипаралелни спинове, принадлежащи на два различни атома, стават обичайни.

3. Химическа връзка се образува само ако при приближаване на два или повече атома общата енергия на системата намалява.

4. Основните сили, действащи в молекулата, са с електрически, кулонов произход.

5. Колкото по-силна е връзката, толкова повече взаимодействащите електронни облаци се припокриват.

Има два механизма за образуване на ковалентна връзка:

обменен механизъм.Връзката се образува чрез споделяне на валентните електрони на два неутрални атома. Всеки атом дава един несдвоен електрон на обща електронна двойка:

Ориз. 7. Обменен механизъм за образуване на ковалентна връзка: а- неполярни; b- полярен

Донорно-акцепторен механизъм.Един атом (донор) осигурява електронна двойка, а друг атом (акцептор) осигурява празна орбитала за тази двойка.

връзки, образованспоред донорно-акцепторния механизъм принадлежат към комплексни съединения

Ориз. 8. Донорно-акцепторен механизъм на образуване на ковалентна връзка

Ковалентната връзка има определени характеристики.

Насищаемост - свойството на атомите да образуват строго определен брой ковалентни връзки.Поради наситеността на връзките молекулите имат определен състав.

Ориентация - т . д. връзката се формира в посока на максимално припокриване на електронни облаци . По отношение на линията, свързваща центровете на атомите, образуващи връзка, има: σ и π (фиг. 9): σ-връзка - образува се от припокриване на АО по линията, свързваща центровете на взаимодействащи атоми; π-връзка е връзка, която възниква в посока на ос, перпендикулярна на правата линия, свързваща ядрата на атома. Ориентацията на връзката определя пространствената структура на молекулите, т.е. тяхната геометрична форма. хибридизация - това е промяна във формата на някои орбитали при образуването на ковалентна връзка, за да се постигне по-ефективно припокриване на орбиталите.Химическата връзка, образувана с участието на електрони на хибридни орбитали, е по-силна от връзката с участието на електрони на нехибридни s- и p-орбитали, тъй като има повече припокриване. Има следните видове хибридизация (фиг. 10, таблица 31): sp хибридизация -една s-орбитала и една p-орбитала се превръщат в две еднакви "хибридни" орбитали, ъгълът между осите на които е 180°. Молекулите, в които възниква sp хибридизация, имат линейна геометрия (BeCl 2).

sp 2 хибридизация- една s-орбитала и две p-орбитали се превръщат в три еднакви "хибридни" орбитали, ъгълът между осите на които е 120°. Молекулите, в които се извършва sp2 хибридизация, имат плоска геометрия (BF3, AlCl3).

sp 3-хибридизация- една s-орбитала и три p-орбитали се превръщат в четири идентични "хибридни" орбитали, ъгълът между осите на които е 109 ° 28 ". Молекулите, в които възниква sp 3 хибридизация, имат тетраедрична геометрия (CH 4 , NH3).

Ориз. 10. Видове хибридизации на валентни орбитали: a - sp-хибридизация на валентни орбитали; b - sp2-хибридизация на валентни орбитали; в - sp 3 - хибридизация на валентни орбитали

Хардуерна технология на електронни книги. Концепцията за четец на електронни книги. Предимства и недостатъци. Технология на LCD монитора.

Бедността и бедността като социални явления. Социална защита на слоевете от населението с ниски доходи

Билет 1. Цикличен алгоритъм. Блокови схеми на цикли с предусловие, с постусловие и цикъл с параметър. Програмиране на цикличен процес

Структурата на електронните обвивки на атомите играе важна роля в химията, определя химичните свойства на веществата. Най-важната характеристика на движението на електрона по определена орбита е енергията на връзката му с ядрото. Електроните в атома се различават по определена енергия и, както показват експериментите, някои се привличат към ядрото по-силно, други по-слабо. Това се обяснява с отдалечеността на електроните от ядрото. Колкото по-близо са електроните до ядрото, толкова по-голяма е връзката им с ядрото, но толкова по-малка е енергията. С отдалечаване от ядрото на атома силата на привличане на електрона към ядрото намалява и захранването с енергия се увеличава. Ето как се образуват електронни слоеве в електронната обвивка на атома. Електроните с подобни енергийни стойности образуват единичен електронен слой или енергийно ниво. Енергията на електроните в атома и енергийното ниво се определя от основното квантово число n и приема цели числа 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Колкото по-голяма е стойността на n, толкова по-голяма е енергията на електрона в атома. Максималният брой електрони, които могат да бъдат на определено енергийно ниво, се определя по формулата:

Където N е максималният брой електрони на ниво;

n е номерът на енергийното ниво.

Установено е, че на първата обвивка са разположени не повече от два електрона, на втората - не повече от осем, на третата - не повече от 18, а на четвъртата - не повече от 32. Няма да разглеждаме запълването на повече далечни черупки. Известно е, че външното енергийно ниво може да съдържа не повече от осем електрона, то се нарича пълно. Електронните слоеве, които не съдържат максималния брой електрони, се наричат ​​непълни.

Броят на електроните във външното енергийно ниво на електронната обвивка на атома е равен на номера на групата за химичните елементи от основните подгрупи.

Както бе споменато по-рано, електронът не се движи по орбита, а по орбита и няма траектория.

Пространството около ядрото, където е най-вероятно да бъде даден електрон, се нарича орбитала на този електрон или електронен облак.

Орбиталите или поднивата, както още ги наричат, могат да имат различна форма, като броят им съответства на номера на нивото, но не надвишава четири. Първото енергийно ниво има едно подниво (s), второто има две (s,p), третото има три (s,p,d) и т.н. Електроните от различни поднива на едно и също ниво имат различна форма на електронния облак: сферична (s), дъмбеловидна (p) и по-сложни конфигурации (d) и (f). Учените се съгласиха да нарекат сферичната атомна орбитала с- орбитален. Той е най-стабилен и се намира доста близо до ядрото.

Колкото по-голяма е енергията на електрона в атома, толкова по-бързо той се върти, толкова повече се разширява зоната на неговото пребиваване и накрая той се превръща във форма на дъмбел. стр-орбитален:

Електронен облак от тази форма може да заема три позиции в атом по координатните оси на пространството х, ги z. Това е лесно обяснимо: в края на краищата всички електрони са отрицателно заредени, така че електронните облаци се отблъскват взаимно и се стремят да бъдат разположени възможно най-далеч един от друг.

Така, стрМоже да има три орбитали. Тяхната енергия, разбира се, е една и съща, но разположението им в пространството е различно.

Начертайте диаграма на последователното запълване на енергийните нива с електрони

Сега можем да съставим диаграма на структурата на електронните обвивки на атомите:

1. Определете общия брой електрони на обвивката по серийния номер на елемента.

2. Определете броя на енергийните нива в електронната обвивка. Техният брой е равен на номера на периода в таблицата на Д. И. Менделеев, в който се намира елементът.

3. Определете броя на електроните на всяко енергийно ниво.

4. Използване на арабски цифри за обозначаване на нивото и обозначаване на орбиталите с буквите s и p и броя на електроните в дадена орбитала арабска цифрагоре вдясно над буквата изобразяваме структурата на атомите с по-пълни електронни формули. Учените се съгласиха да обозначат всяка атомна орбитала като квантова клетка - квадрат на енергийната диаграма:

На сЕдно подниво може да съдържа една атомна орбитала

и на стр- може вече да има три поднива -

(според трите координатни оси):

Орбитали д- и f- поднивата в атом вече могат да бъдат съответно пет и седем:

Ядрото на водороден атом има заряд +1, така че само един електрон се движи около ядрото му на едно енергийно ниво. Нека запишем електронната конфигурация на водородния атом

За да установим връзка между структурата на атома на химичния елемент и неговите свойства, ще разгледаме още няколко химични елемента.

Следващият елемент след водорода е хелият. Ядрото на хелиевия атом има заряд +2, така че хелиевият атом съдържа два електрона в първото енергийно ниво:

Тъй като първото енергийно ниво може да съдържа не повече от два електрона, то се счита за завършено.

Елемент номер 3 - литий. Ядрото на лития има заряд +3, следователно в атома на лития има три електрона. Два от тях са на първо енергийно ниво, а третият електрон започва да запълва второто енергийно ниво. Първо се запълва s-орбитала от първо ниво, след това s-орбитала от второ ниво. Електронът във второто ниво е по-слабо свързан с ядрото от другите две.

За въглеродния атом вече можем да приемем три възможни схемизапълване на електронни обвивки в съответствие с електронно-графични формули:

Анализът на атомния спектър показва, че последната схема е правилна. Използвайки това правило, не е трудно да се състави диаграма на електронната структура на азотния атом:

Тази схема съответства на формулата 1s22s22p3. След това започва поставянето по двойки на електрони в 2p орбитали. Електронни формули на останалите атоми от втория период:

Запълването на второто енергийно ниво на неоновия атом завършва и изграждането на втория период на системата от елементи е завършено.

Намерете химическия знак на лития в периодичната система, от литий до неон Ne, зарядът на атомните ядра естествено се увеличава. Вторият слой постепенно се запълва с електрони. С увеличаване на броя на електроните във втория слой, металните свойства на елементите постепенно отслабват и се заменят с неметални.

Третият период, подобно на втория, започва с два елемента (Na, Mg), в които електроните са разположени на s-поднивото на външния електронен слой. Следват шест елемента (от Al до Ar), в които се образува р-поднивото на външния електронен слой. Подобна е структурата на външния електронен слой на съответните елементи от втория и третия период. С други думи, с увеличаване на заряда на ядрото, електронната структура на външните слоеве на атомите периодично се повтаря. Ако елементите имат еднакви външни енергийни нива, тогава свойствата на тези елементи са подобни. Например аргонът и неонът съдържат осем електрона на външното ниво и следователно са инертни, тоест почти не влизат в химични реакции. В свободна форма аргонът и неонът са газове, които имат едноатомни молекули.

Атомите на лития, натрия и калия съдържат един електрон на външно ниво и имат подобни свойства, така че те са поставени в една и съща група на периодичната система.

III. Изводи.

1. Свойствата на химичните елементи, подредени във възходящ ред на ядрения заряд, периодично се повтарят, тъй като структурата на външните енергийни нива на атомите на елементите периодично се повтаря.

2. Плавната промяна в свойствата на химичните елементи в рамките на един период може да се обясни с постепенно увеличаване на броя на електроните на външно енергийно ниво.

3. Причината за сходството на свойствата на химичните елементи, принадлежащи към едно и също семейство, се крие в еднаквата структура на външните енергийни нива на техните атоми.

Електронната структура на атома може да бъде показана чрез електронна формула и електронна графична диаграма. В електронните формули енергийните нива и поднива се изписват последователно по реда на тяхното запълване и общия брой електрони в поднивото. В този случай състоянието на отделен електрон, по-специално неговите магнитни и спинови квантови числа, не се отразяват в електронната формула. В електронните графични схеми всеки електрон е „видим“ напълно, т.е. може да се характеризира с четирите квантови числа. Електронните графични диаграми обикновено се дават за външни електрони.

Пример 1Напишете електронната формула на флуора, изразете състоянието на външните електрони с електронна графична диаграма. Колко несдвоени електрони има в един атом на този елемент?

Решение.Атомният номер на флуора е девет, така че има девет електрона в неговия атом. В съответствие с принципа на най-малко енергия, използвайки фиг. 7 и като вземем предвид последствията от принципа на Паули, записваме електронната формула на флуора: 1s 2 2s 2 2p 5 . За външните електрони (второто енергийно ниво) изготвяме електронна графична диаграма (фиг. 8), от която следва, че има един несдвоен електрон във флуорния атом.

Ориз. 8. Електронно-графична схема на валентни електрони на флуорен атом

Пример 2Направете електронни графични диаграми на възможните състояния на азотния атом. Кои от тях отразяват нормалното състояние и кои - развълнувани?

Решение.Електронната формула на азота е 1s 2 s 2 2p 3 , формулата на външните електрони е 2s 2 2p 3 . Подниво 2p е непълно, защото броят на електроните върху него е по-малък от шест. Възможни опцииразпределенията на три електрона на подниво 2p са показани на фиг. 9.

Ориз. 9. Електронно-графични диаграми на възможни състояния на подниво 2р в азотния атом.

Максималната (по абсолютна стойност) стойност на въртенето (3/2) съответства на състояния 1 и 2, следователно те са заземени, а останалите са възбудени.

Пример 3Определете квантовите числа, които определят състоянието на последния електрон в ванадиев атом?

Решение.Атомният номер на ванадий е Z = 23, следователно пълната електронна формула на елемента е: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3. Електронната графична схема на външни електрони (4s 2 3d 3) е както следва (фиг. 10):

Ориз. 10. Електронно-графична схема на валентните електрони на атома ванадий

Главно квантово число на последния електрон n = 3 (трето енергийно ниво), орбитала л= 2 (подниво d). Магнитното квантово число за всеки от трите d-електрона е различно: за първия е -2, за втория -1, за третия - 0. Квантовият номер на въртене и за трите електрона е един и същ: m s \u003d + 1/2. Така състоянието на последния електрон в атома на ванадий се характеризира с квантови числа: n = 3; л= 2; m = 0; m s = + 1/2.

7. Сдвоени и несдвоени електрони

Наричат ​​се електрони, които запълват орбиталите по двойки сдвоени,и се наричат ​​единични електрони несдвоени. Несдвоените електрони осигуряват химическата връзка на атом с други атоми. Наличието на несдвоени електрони се установява експериментално чрез изследване на магнитните свойства. Вещества с несдвоени електрони парамагнитни(те се привличат в магнитно поле поради взаимодействието на електронни завъртания, като елементарни магнити, с външен магнитно поле). Вещества, които имат само сдвоени електрони диамагнитни(външното магнитно поле не действа върху тях). Несдвоените електрони се намират само на външното енергийно ниво на атома и техният брой може да се определи от електронната му графична схема.

Пример 4Определете броя на несдвоените електрони в серен атом.

Решение.Атомният номер на сярата е Z = 16, следователно пълната електронна формула на елемента е: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Електронната графична схема на външните електрони е следната (фиг. 11).

Ориз. 11. Електронно-графична схема на валентни електрони на серен атом

От електронно-графичната схема следва, че в атома на сярата има два несдвоени електрона.