Elektronska grafička šema. Šema strukture atoma: jezgro, elektronska ljuska. Primjeri. Planetarni model atoma

Algoritam za sastavljanje elektronske formule elementa:

1. Odredite broj elektrona u atomu koristeći periodni sistem hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev.

2. Po broju perioda u kojem se element nalazi odrediti broj energetskih nivoa; broj elektrona na zadnjem elektronskom nivou odgovara broju grupe.

3. Podijelite nivoe na podnivoe i orbitale i popunite ih elektronima u skladu sa pravilima za popunjavanje orbitala:

Mora se imati na umu da prvi nivo ima najviše 2 elektrona. 1s2, na drugom - maksimalno 8 (dva s i šest R: 2s 2 2p 6), na trećem - maksimalno 18 (dva s, šest str, i deset d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Glavni kvantni broj n treba biti minimalan.
• Prvo popunjeno s- podnivo, dakle p-, d-b f- podnivoa.
• Elektroni ispunjavaju orbitale uzlaznim redoslijedom orbitalne energije (pravilo Klečkovskog).
• Unutar podnivoa, elektroni prvo zauzimaju slobodne orbitale jednu po jednu, a tek nakon toga formiraju parove (Hundovo pravilo).
• U jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona (Paulijev princip).

Primjeri.

1. Sastavite elektronsku formulu dušika. Azot je broj 7 u periodnom sistemu.

2. Sastavite elektronsku formulu argona. U periodnom sistemu, argon je na broju 18.

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

3. Sastavite elektronsku formulu hroma. U periodnom sistemu, hrom je broj 24.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Energetski dijagram cinka.

4. Sastavite elektronsku formulu cinka. U periodnom sistemu, cink je broj 30.

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

Imajte na umu da je dio elektronske formule, odnosno 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 elektronska formula argona.

Elektronska formula cinka može se predstaviti kao.

2. Struktura jezgara i elektronskih omotača atoma

2.7. Raspodjela elektrona u atomu

Stanje elektrona u atomu je naznačeno pomoću posebne oznake. Na primjer, za atom helija imamo:

Distribucija elektrona u atomu je označena sa:

a) elektronska kola, u kojem se bilježi samo broj elektrona u svakom sloju. Na primjer: Mg 2e , 8e , 2e ; Cl2e, 8e, 7e.

Često korištena grafika elektronska kola, na primjer, za atom klora:

b) elektronske konfiguracije; u ovom slučaju je prikazan broj sloja (nivoa), priroda podnivoa i broj elektrona na njima. Na primjer:
Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;

u) elektronske grafičke šeme, na kojima su orbitale prikazane, na primjer, u obliku ćelije, a elektroni su prikazani strelicama (slika 2.6).

Rice. 2.6. Elektronska grafička shema za atom magnezija

Pored potpunih formula elektronskih konfiguracija, naširoko se koriste i skraćene. U ovom slučaju, dio plemenitog plina u konfiguraciji elektrona je označen simbolom plemenitog plina u uglastim zagradama. Na primjer: 12 Mg3s 2 , 19 K4s 1 .

Postoje određeni principi i pravila za punjenje energetskih nivoa i podnivoa elektronima:

1. Princip minimalne ukupne energije atoma, prema kojem se naseljenost AO elektronima odvija na način da je ukupna energija atoma minimalna. Eksperimentalno je utvrđen sljedeći redoslijed punjenja AO:

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

2. Jedan AO ne može sadržavati više od dva elektrona, a u ovom slučaju njihovi spinovi moraju biti antiparalelni.

3. Unutar datog energetskog podnivoa, elektroni postepeno popunjavaju AO, prvo jedan po jedan (prvo svi prazni, a tek onda dva), a orijentacija svih nesparenih elektrona treba da bude ista, tj. takav

ali ne tako

U gotovo svakom atomu, samo su s - i p -AO vanjski (slika 2.7), dakle Vanjski elektronski sloj bilo kojeg atoma ne može imati više od osam elektrona.. Vanjski elektronski sloj koji sadrži osam elektrona (dva u slučaju helijuma) naziva se potpun.

Rice. 2.7. Elektronske grafičke šeme za atome K (a) i S (b)

Elektronske konfiguracije atoma elemenata 4. perioda periodnog sistema

Energetske vrijednosti različitih energetskih podnivoa za različite atome nisu konstantne, već zavise od naboja jezgra Z atoma elementa: za atome elemenata sa Z = 1–20 E 3 d > E 4 s i E 3 d > E 4 p ; za atome elemenata sa Z ≥ 21 obrnuto: 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.

Rice. 2.8. Dijagram energetskih podnivoa atoma elemenata sa Z = 1–20 (a), Z ≥ 21 (b)

Elektronske konfiguracije atoma (osnovno stanje) K i Ca su sljedeće (vidi sliku 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 .

Počevši od skandijuma (Z = 21), 3d podnivo je ispunjen, a 4s elektroni ostaju u vanjskom sloju. Opšta elektronska formula atoma elemenata od Sc do Zn je 3d 1−10 4s 1−2. Na primjer:

21 sc: 3d 1 4s 2 ,

25 Mn: 3d 5 4s 2 ,

28 Ni: 3d 8 4s 2 .

30 Zn: 3d 10 4s 2 .

Za hrom i bakar primećuje se klizanje (otpadanje) 4s elektrona na 3d podnivo: Cr - 3d 5 4s 1, Cu - 3d 10 4s 1. Takav skok sa ns - na (n - 1)d -podnivo primećuje se i kod atoma drugih elemenata (Mo, Ag, Au, Pt) i objašnjava se bliskošću energija ns - i (n - 1)d -podnivoa, kao i stabilnost polu i potpuno popunjenih d-podnivoa.

Dalje u 4. periodu nakon 10 d-elemenata slijede od Ga ( 3d 10 4s 2 4p 1) do Kr ( 3d 10 4s 2 4p 6) p-elemenata.

Formiranje kationa d-elemenata povezano je s gubitkom prvo vanjskih ns-, zatim (n - 1)d-elektrona, na primjer:

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

Imajte na umu da je u formulama elektronskih konfiguracija uobičajeno da se prvo zapišu svi elektroni sa nižom vrednošću n, a zatim se pređu na označavanje elektrona sa većom vrednošću glavnog kvantnog broja. Stoga se redoslijed popunjavanja i redoslijed snimanja energetskih podnivoa za 3d elemente ne poklapaju. Na primjer, u elektronskoj formuli atoma skandijuma, 3d orbitala je naznačena prije 4s orbitale, iako je 4s orbitala popunjena ranije.

Postavlja se prirodno pitanje: zašto je 4s podnivo ispunjen ranije u atomima 3d elemenata, iako je njegova energija veća od energije 3d podnivoa? Zašto, na primjer, Sc atom nema elektronsku konfiguraciju 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 u osnovnom stanju?

To je zato što se omjer energija različitih elektronskih stanja atoma ne poklapa uvijek sa omjerom energija pojedinih energetskih podnivoa. Energija 4s podnivoa za 3d elemente je veća od energije 3d podnivoa, ali energija stanja
3d 1 4s 2 je manje od energije stanja 3d 3 .

Ovo se objašnjava činjenicom da je međuelektronsko odbijanje, a samim tim i energija cijelog stanja za konfiguraciju ... 3d 3 (sa tri elektrona na istom energetskom podnivou) veća nego za konfiguraciju ... 3d 1 4s 2 (sa tri elektrona, na različitim nivoima energije).

Napisana je u obliku takozvanih elektronskih formula. U elektronskim formulama, slova s, p, d, f označavaju energetske podnivoe elektrona; brojevi ispred slova označavaju energetski nivo na kojem se nalazi dati elektron, a indeks u gornjem desnom uglu je broj elektrona u ovom podnivou. Da biste sastavili elektronsku formulu atoma bilo kojeg elementa, dovoljno je znati broj ovog elementa u periodnom sistemu i ispuniti osnovne odredbe koje reguliraju raspodjelu elektrona u atomu.

Struktura elektronske ljuske atoma također se može prikazati u obliku rasporeda elektrona u energetskim ćelijama.

Za atome željeza, takva shema ima sljedeći oblik:

Ovaj dijagram jasno pokazuje implementaciju Hundovog pravila. Na 3d podnivou maksimalni iznos, ćelije (četiri) su ispunjene nesparenim elektronima. Slika strukture elektronske ljuske u atomu u obliku elektronskih formula i u obliku dijagrama ne odražava jasno valna svojstva elektrona.

Izmjena i dopuna teksta periodičnog zakona DA. Mendeljejev : svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su zavisnosti od veličine atomske težine elemenata.

Savremena formulacija periodičnog zakona: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, u periodičnoj su zavisnosti od veličine naboja jezgra njihovih atoma.

Tako se pokazalo da je pozitivni naboj jezgra (a ne atomska masa) točniji argument o kojem zavise svojstva elemenata i njihovih spojeva.

Valence- je broj hemijskih veza za koje je jedan atom vezan za drugi.
Valentne mogućnosti atoma određene su brojem nesparenih elektrona i prisustvom slobodnih atomskih orbitala na vanjskom nivou. Struktura vanjskih energetskih nivoa atoma kemijskih elemenata određuje uglavnom svojstva njihovih atoma. Stoga se ovi nivoi nazivaju valentnim nivoima. Elektroni ovih nivoa, a ponekad i pred-eksternih nivoa, mogu učestvovati u formiranju hemijskih veza. Takvi elektroni se također nazivaju valentnim elektronima.

Stehiometrijska valencija hemijski element - je broj ekvivalenata koje dati atom može sebi prikačiti ili je broj ekvivalenata u atomu.

Ekvivalenti su određeni brojem vezanih ili supstituiranih atoma vodika, stoga je stehiometrijska valencija jednaka broju atoma vodika s kojima ovaj atom komunicira. Ali ne djeluju svi elementi slobodno, ali gotovo sve stupa u interakciju s kisikom, tako da se stehiometrijska valencija može definirati kao dvostruki broj vezanih atoma kisika.

Na primjer, stehiometrijska valencija sumpora u vodikovom sulfidu H 2 S je 2, u oksidu SO 2 - 4, u oksidu SO 3 -6.

Prilikom određivanja stehiometrijske valencije elementa prema formuli binarnog spoja, treba se voditi pravilom: ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valentnosti svih atoma drugog elementa.

Oksidacijsko stanje takođe karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji sa znakom plus (za metal ili elektropozitivniji element u molekuli) ili minus.

1. U jednostavnim supstancama oksidacijsko stanje elemenata je nula.

2. Oksidacijsko stanje fluora u svim jedinjenjima je -1. Preostali halogeni (hlor, brom, jod) sa metalima, vodonikom i drugim elektropozitivnijim elementima takođe imaju oksidaciono stanje -1, ali u jedinjenjima sa više elektronegativnih elemenata imaju pozitivna oksidaciona stanja.

3. Kiseonik u jedinjenjima ima oksidaciono stanje od -2; izuzeci su vodonik peroksid H 2 O 2 i njegovi derivati ​​(Na 2 O 2, BaO 2 itd., u kojima kiseonik ima oksidaciono stanje -1, kao i kiseonik fluorid OF 2, kod kojih je oksidaciono stanje kiseonika je +2.

4. Alkalni elementi (Li, Na, K itd.) i elementi glavne podgrupe druge grupe Periodnog sistema (Be, Mg, Ca itd.) uvek imaju oksidaciono stanje jednako broju grupe, tj. je, +1 i +2, respektivno.

5. Svi elementi treće grupe, osim talija, imaju konstantno oksidaciono stanje jednako broju grupe, tj. +3.

6. Najveće oksidaciono stanje elementa jednako je broju grupe periodnog sistema, a najniže je razlika: broj grupe - 8. Na primjer, najviši stepen oksidacija azota (nalazi se u petoj grupi) je +5 (u azotnoj kiselini i njenim solima), a najniža je -3 (kod amonijaka i soli amonijaka).

7. Oksidacijska stanja elemenata u spoju međusobno se kompenzuju tako da je njihov zbir za sve atome u molekulu ili neutralnoj formuli nula, a za jon - njegov naboj.

Ova pravila se mogu koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja elementa u spoju, ako su oksidacijska stanja ostalih poznatih, i za formuliranje višeelementnih spojeva.

Stepen oksidacije (oksidacioni broj,) — pomoćna uslovna vrijednost za snimanje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija.

koncept oksidacijskom stanjučesto se koristi u neorganskoj hemiji umjesto koncepta valence. Oksidacijsko stanje atoma jednako je numeričkoj vrijednosti električnog naboja koji se pripisuje atomu, pod pretpostavkom da su elektronski parovi koji izvode vezu potpuno pristrasni prema više elektronegativnih atoma (to jest, na osnovu pretpostavke da se spoj sastoji samo od jona).

Oksidacijsko stanje odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se reducirali u neutralni atom, ili uzeti od negativnog jona da bi se oksidirali u neutralni atom:

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

Svojstva elemenata, u zavisnosti od strukture elektronske ljuske atoma, menjaju se prema periodima i grupama periodnog sistema. Kako su u nizu analognih elemenata elektronske strukture samo slične, ali ne i identične, pri prelasku sa jednog elementa u grupu na drugi, kod njih se ne uočava jednostavno ponavljanje svojstava, već njihova manje-više jasno izražena pravilna promjena.

Hemijska priroda elementa određena je sposobnošću njegovog atoma da izgubi ili dobije elektrone. Ova sposobnost je kvantificirana vrijednostima energije jonizacije i afiniteta elektrona.

Energija jonizacije (Ei) je minimalna količina energije potrebna za odvajanje i potpuno uklanjanje elektrona iz atoma u gasnoj fazi pri T = 0

K bez prijenosa kinetičke energije na oslobođeni elektron s transformacijom atoma u pozitivno nabijeni ion: E + Ei = E + + e-. Energija ionizacije je pozitivna vrijednost i ima najniže vrijednosti za atome alkalnih metala i najveću za atome plemenitih (inertnih) plinova.

Elektronski afinitet (Ee) je energija koja se oslobađa ili apsorbuje kada je elektron vezan za atom u gasnoj fazi pri T = 0

K s transformacijom atoma u negativno nabijeni ion bez prijenosa kinetičke energije na česticu:

E + e- = E- + Ee.

Halogeni, posebno fluor, imaju maksimalan afinitet prema elektronu (Ee = -328 kJ/mol).

Vrijednosti Ei i Ee izražene su u kilodžulima po molu (kJ/mol) ili u elektron voltima po atomu (eV).

Sposobnost vezanog atoma da pomakne elektrone hemijskih veza prema sebi, povećavajući gustinu elektrona oko sebe naziva se elektronegativnost.

Ovaj koncept je u nauku uveo L. Pauling. Elektronegativnostoznačava se simbolom ÷ i karakteriše tendenciju datog atoma da veže elektrone kada formira hemijsku vezu.

Prema R. Malikenu, elektronegativnost atoma procjenjuje se polovinom zbira energije jonizacije i afiniteta slobodnih atoma prema elektronu h = (Ee + Ei)/2

U periodima postoji opća tendencija povećanja energije ionizacije i elektronegativnosti s povećanjem naboja atomskog jezgra; u grupama ove vrijednosti opadaju s povećanjem rednog broja elementa.

Treba naglasiti da elementu ne može biti pripisana konstantna vrijednost elektronegativnosti, jer ona ovisi o mnogim faktorima, a posebno o valentnom stanju elementa, vrsti spoja u koji je uključen, broju i vrsti susjednih atomi.

Atomski i jonski radijusi. Dimenzije atoma i jona određene su dimenzijama elektronske ljuske. Prema kvantnomehaničkim konceptima, elektronska ljuska nema striktno definisane granice. Stoga, za radijus slobodnog atoma ili jona možemo uzeti teoretski izračunata udaljenost od jezgra do položaja glavne maksimalne gustine vanjskih elektronskih oblaka. Ova udaljenost se naziva orbitalni radijus. U praksi se obično koriste vrijednosti radijusa atoma i iona u spojevima, izračunate iz eksperimentalnih podataka. U ovom slučaju razlikuju se kovalentni i metalni radijusi atoma.

Ovisnost atomskog i ionskog radijusa o naboju jezgra atoma elementa je periodična. U periodima, kako se atomski broj povećava, radijusi imaju tendenciju smanjenja. Najveći pad je tipičan za elemente malih perioda, jer je u njima ispunjen vanjski elektronski nivo. U velikim periodima u porodicama d- i f-elemenata, ova promjena je manje oštra, jer se punjenje elektrona u njima događa u predspoljnom sloju. U podgrupama se radijusi atoma i jona istog tipa općenito povećavaju.

Periodični sistem elemenata je jasan primjer manifestacije različitih vrsta periodičnosti u svojstvima elemenata, koja se promatra horizontalno (u periodu slijeva na desno), vertikalno (u grupi, na primjer, od vrha do dna ), dijagonalno, tj. neka svojstva atoma se povećavaju ili smanjuju, ali je periodičnost očuvana.

U periodu s lijeva na desno (→) povećavaju se oksidacijska i nemetalna svojstva elemenata, dok se redukujuća i metalna svojstva smanjuju. Dakle, od svih elemenata perioda 3, natrijum će biti najaktivniji metal i najjači redukcioni agens, a hlor će biti najjači oksidant.

hemijska veza- ovo je međusobna povezanost atoma u molekuli, odnosno kristalnoj rešetki, kao rezultat djelovanja električnih sila privlačenja između atoma.

Ovo je interakcija svih elektrona i svih jezgara, koja dovodi do formiranja stabilnog, poliatomskog sistema (radikal, molekularni jon, molekul, kristal).

Hemijsko povezivanje se vrši pomoću valentnih elektrona. Prema modernim konceptima, hemijska veza ima elektronsku prirodu, ali se provodi na različite načine. Dakle, postoje tri glavne vrste hemijskih veza: kovalentni, jonski, metalni Između molekula nastaje vodikova veza, i desiti se van der Waalsove interakcije.

Glavne karakteristike hemijske veze su:

- dužina veze - je međunuklearna udaljenost između kemijski vezanih atoma.

Zavisi od prirode atoma u interakciji i od višestrukosti veze. S povećanjem višestrukosti, dužina veze se smanjuje, a samim tim i njena snaga se povećava;

- višestrukost veze - određena je brojem elektronskih parova koji povezuju dva atoma. Kako se višestrukost povećava, energija vezivanja se povećava;

- spojni ugao- ugao između zamišljenih pravih linija koje prolaze kroz jezgra dva hemijski međusobno povezana susedna atoma;

Energija vezivanja E CB - to je energija koja se oslobađa tokom formiranja ove veze i troši se na njeno razbijanje, kJ / mol.

kovalentna veza - Hemijska veza nastala dijeljenjem para elektrona sa dva atoma.

Objašnjenje hemijske veze pojavom zajedničkih elektronskih parova između atoma činilo je osnovu spinove teorije valencije, čiji je alat metoda valentne veze (MVS) , koji je otkrio Lewis 1916. Za kvantnomehanički opis hemijske veze i strukture molekula, koristi se još jedan metod - molekularna orbitalna metoda (MMO) .

Metoda valentne veze

Osnovni principi formiranja hemijske veze prema MVS:

1. Hemijska veza nastaje zbog valentnih (nesparenih) elektrona.

2. Elektroni sa antiparalelnim spinovima koji pripadaju dva različita atoma postaju uobičajeni.

3. Hemijska veza nastaje samo ako se, kada se dva ili više atoma približe jedan drugom, ukupna energija sistema smanji.

4. Glavne sile koje djeluju u molekulu su električnog, kulonovskog porijekla.

5. Što je jača veza, to se više preklapaju elektronski oblaci koji djeluju u interakciji.

Postoje dva mehanizma za formiranje kovalentne veze:

mehanizam razmene. Veza se formira deljenjem valentnih elektrona dva neutralna atoma. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru:

Rice. 7. Mehanizam razmjene za formiranje kovalentne veze: a- nepolarni; b- polarni

Donorsko-akceptorski mehanizam. Jedan atom (donor) daje par elektrona, a drugi atom (akceptor) daje praznu orbitalu za ovaj par.

veze, obrazovan prema mehanizmu donor-akceptor, pripadaju kompleksna jedinjenja

Rice. 8. Donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

Kovalentna veza ima određene karakteristike.

Zasićenost - svojstvo atoma da formiraju strogo određen broj kovalentnih veza. Zbog zasićenosti veza, molekuli imaju određeni sastav.

Orijentacija - t . e. veza se formira u pravcu maksimalnog preklapanja elektronskih oblaka . S obzirom na liniju koja spaja centre atoma koji formiraju vezu, postoje: σ i π (slika 9): σ-veza - nastala preklapanjem AO duž linije koja povezuje centre atoma u interakciji; π-veza je veza koja se javlja u smjeru ose okomite na pravu liniju koja povezuje jezgra atoma. Orijentacija veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov geometrijski oblik. hibridizacija - to je promjena oblika nekih orbitala u formiranju kovalentne veze kako bi se postiglo efikasnije preklapanje orbitala. Hemijska veza nastala uz učešće elektrona hibridnih orbitala je jača od veze sa učešćem elektrona nehibridnih s- i p-orbitala, jer ima više preklapanja. Postoje sledeće vrste hibridizacije (slika 10, tabela 31): sp hibridizacija - jedna s-orbitala i jedna p-orbitala pretvaraju se u dvije identične "hibridne" orbitale, čiji je ugao između osa 180°. Molekuli u kojima se javlja sp hibridizacija imaju linearnu geometriju (BeCl 2).

sp 2 hibridizacija- jedna s-orbitala i dvije p-orbitale pretvaraju se u tri identične "hibridne" orbitale čiji je ugao između osa 120°. Molekuli u kojima se vrši sp 2 hibridizacija imaju ravnu geometriju (BF 3 , AlCl 3).

sp 3-hibridizacija- jedna s-orbitala i tri p-orbitale se pretvaraju u četiri identične "hibridne" orbitale, čiji je ugao između osa 109°28". Molekuli u kojima dolazi do sp 3 hibridizacije imaju tetraedarsku geometriju (CH 4 , NH3).

Rice. 10. Vrste hibridizacije valentnih orbitala: a - sp-hibridizacija valentnih orbitala; b - sp2- hibridizacija valentnih orbitala; in - sp 3 - hibridizacija valentnih orbitala

Hardverska tehnologija elektronskih knjiga. Koncept čitača e-knjiga. Prednosti i nedostaci. Tehnologija LCD monitora.

Siromaštvo i siromaštvo kao društvene pojave. Socijalna zaštita slojeva stanovništva sa niskim primanjima

Ulaznica 1. Ciklični algoritam. Blok dijagrami ciklusa sa preduslovom, sa postuslovom i ciklusa sa parametrom. Ciklično programiranje procesa

Struktura elektronskih omotača atoma igra važnu ulogu u hemiji, određuje hemijska svojstva supstanci. Najvažnija karakteristika kretanja elektrona u određenoj orbiti je energija njegove veze sa jezgrom. Elektroni u atomu se razlikuju po određenoj energiji i, kako pokazuju eksperimenti, neki se jače privlače jezgrom, drugi slabije. Ovo se objašnjava udaljenošću elektrona od jezgra. Što su elektroni bliže jezgru, to je njihova veza sa jezgrom veća, ali je energija manja. Kako se udaljava od jezgra atoma, sila privlačenja elektrona na jezgro opada, a opskrba energijom se povećava. Tako se formiraju elektronski slojevi u elektronskoj ljusci atoma. Elektroni sa sličnim energetskim vrijednostima formiraju jedan elektronski sloj ili energetski nivo. Energija elektrona u atomu i nivo energije određeni su glavnim kvantnim brojem n i uzimaju cjelobrojne vrijednosti 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7. Što je vrijednost n veća, to je energija veća elektrona u atomu. Maksimalni broj elektrona koji mogu biti na određenom energetskom nivou određen je formulom:

gdje je N maksimalni broj elektrona po nivou;

n je broj energetskog nivoa.

Utvrđeno je da se na prvoj ljusci ne nalaze više od dva elektrona, na drugoj ne više od osam, na trećoj ne više od 18, a na četvrtoj ne više od 32. Nećemo razmatrati punjenje više udaljene školjke. Poznato je da vanjski energetski nivo ne može sadržavati više od osam elektrona, naziva se potpunim. Elektronski slojevi koji ne sadrže maksimalan broj elektrona nazivaju se nepotpuni.

Broj elektrona na vanjskom energetskom nivou elektronske ljuske atoma jednak je broju grupe za kemijske elemente glavnih podgrupa.

Kao što je ranije spomenuto, elektron se ne kreće po orbiti, već u orbiti i nema putanju.

Prostor oko jezgra u kojem se najvjerovatnije nalazi dati elektron naziva se orbitala tog elektrona ili oblak elektrona.

Orbitale ili podnivoi, kako ih još nazivaju, mogu imati različite oblike, a njihov broj odgovara broju nivoa, ali ne prelazi četiri. Prvi energetski nivo ima jedan podnivo (s), drugi ima dva (s,p), treći ima tri (s,p,d) i tako dalje. Elektroni različitih podnivoa istog nivoa imaju različite oblike elektronskog oblaka: sferni (s), u obliku bučice (p) i složenije konfiguracije (d) i (f). Naučnici su se složili da se sferna atomska orbita zove s-orbitalni. Najstabilniji je i nalazi se prilično blizu jezgra.

Što je veća energija elektrona u atomu, što se brže rotira, to se područje njegovog zadržavanja više produžava i, konačno, pretvara se u bučicu. str-orbitalna:

Elektronski oblak ovog oblika može zauzeti tri položaja u atomu duž koordinatnih osa prostora x, y i z. To je lako objasniti: na kraju krajeva, svi elektroni su negativno nabijeni, pa se elektronski oblaci međusobno odbijaju i teže da se nalaze što dalje jedan od drugog.

dakle, str Mogu postojati tri orbitale. Njihova energija je, naravno, ista, ali je njihova lokacija u prostoru drugačija.

Nacrtajte dijagram sekvencijalnog punjenja energetskih nivoa elektronima

Sada možemo nacrtati dijagram strukture elektronskih omotača atoma:

1. Odredite ukupan broj elektrona na ljusci prema serijskom broju elementa.

2. Odrediti broj energetskih nivoa u elektronskoj ljusci. Njihov broj jednak je broju perioda u tabeli D. I. Mendeljejeva, u kojoj se element nalazi.

3. Odredite broj elektrona na svakom energetskom nivou.

4. Korištenje arapskih brojeva za označavanje nivoa i označavanje orbitala slovima s i p, te broja elektrona u datoj orbitali arapski broj u gornjem desnom uglu iznad slova prikazujemo strukturu atoma sa potpunijim elektronskim formulama. Naučnici su se složili da svaku atomsku orbitalu označe kao kvantna ćelija - kvadrat na energetskom dijagramu:

Na s Podnivo može sadržavati jednu atomsku orbitalu

i dalje str-možda već postoje tri podnivoa -

(prema tri koordinatne ose):

Orbitale d- i f- podnivoi u atomu već mogu biti pet odnosno sedam:

Jezgro atoma vodika ima naboj od +1, tako da se samo jedan elektron kreće oko njegovog jezgra na jednom energetskom nivou. Zapišimo elektronsku konfiguraciju atoma vodika

Da bismo uspostavili vezu između strukture atoma hemijskog elementa i njegovih svojstava, razmotrićemo još nekoliko hemijskih elemenata.

Sledeći element posle vodonika je helijum. Jezgro atoma helija ima naboj od +2, tako da atom helijuma sadrži dva elektrona na prvom energetskom nivou:

Budući da prvi energetski nivo ne može sadržavati više od dva elektrona, smatra se potpunim.

Element broj 3 - litijum. Litijumsko jezgro ima naelektrisanje od +3, dakle, u atomu litija postoje tri elektrona. Dva od njih su na prvom energetskom nivou, a treći elektron počinje da ispunjava drugi energetski nivo. Prvo se popunjava s-orbitala prvog nivoa, zatim s-orbitala drugog nivoa. Elektron na drugom nivou je slabije vezan za jezgro od druga dva.

Za atom ugljika već možemo pretpostaviti tri moguće šeme punjenje elektronskih ljuski u skladu sa elektronsko-grafskim formulama:

Analiza atomskog spektra pokazuje da je potonja shema ispravna. Koristeći ovo pravilo, nije teško nacrtati dijagram elektronske strukture atoma dušika:

Ova šema odgovara formuli 1s22s22p3. Tada počinje poparno postavljanje elektrona u 2p orbitale. Elektronske formule preostalih atoma drugog perioda:

Završava se punjenje drugog energetskog nivoa neonskog atoma i završava se izgradnja drugog perioda sistema elemenata.

Pronađite hemijski predznak litijuma u periodnom sistemu, od litijuma do neonskog Ne, naboj atomskih jezgara prirodno raste. Drugi sloj se postepeno puni elektronima. Sa povećanjem broja elektrona u drugom sloju, metalna svojstva elemenata postepeno slabe i zamjenjuju se nemetalnim.

Treći period, kao i drugi, počinje sa dva elementa (Na, Mg), u kojima se elektroni nalaze na s-podnivou vanjskog elektronskog sloja. Zatim slijedi šest elemenata (od Al do Ar), u kojima se formira p-podnivo vanjskog elektronskog sloja. Struktura vanjskog elektronskog sloja odgovarajućih elemenata drugog i trećeg perioda je slična. Drugim riječima, s povećanjem naboja jezgra, elektronska struktura vanjskih slojeva atoma se periodično ponavlja. Ako elementi imaju iste vanjske energetske nivoe, onda su svojstva ovih elemenata slična. Na primjer, argon i neon sadrže osam elektrona na vanjskom nivou, pa su stoga inertni, odnosno gotovo da ne ulaze u kemijske reakcije. U slobodnom obliku, argon i neon su plinovi koji imaju jednoatomne molekule.

Atomi litijuma, natrijuma i kalijuma sadrže po jedan elektron na vanjskom nivou i imaju slična svojstva, pa su smješteni u istu grupu periodnog sistema.

III. Zaključci.

1. Svojstva hemijskih elemenata, raspoređenih uzlaznim redosledom nuklearnog naboja, periodično se ponavljaju, jer se struktura spoljašnjih energetskih nivoa atoma elemenata periodično ponavlja.

2. Glatka promjena svojstava hemijskih elemenata unutar jednog perioda može se objasniti postepenim povećanjem broja elektrona na vanjskom energetskom nivou.

3. Razlog sličnosti svojstava hemijskih elemenata koji pripadaju istoj porodici leži u istoj strukturi spoljašnjih energetskih nivoa njihovih atoma.

Elektronska struktura atoma može se prikazati elektronskom formulom i elektronskim grafičkim dijagramom. U elektronskim formulama energetski nivoi i podnivoi su sekvencijalno zapisani redosledom njihovog punjenja i ukupnog broja elektrona u podnivou. U ovom slučaju, stanje pojedinog elektrona, posebno njegov magnetni i spinski kvantni broj, ne odražava se u elektronskoj formuli. U elektronskim grafičkim šemama svaki elektron je u potpunosti „vidljiv“, tj. može se okarakterisati sa sva četiri kvantna broja. Elektronski grafički dijagrami se obično daju za vanjske elektrone.

Primjer 1 Napišite elektronsku formulu fluora, izrazite stanje vanjskih elektrona elektronskim grafičkim dijagramom. Koliko je nesparenih elektrona u atomu ovog elementa?

Rješenje. Atomski broj fluora je devet, tako da ima devet elektrona u njegovom atomu. U skladu sa principom najmanje energije, koristeći Sl. 7 i uzimajući u obzir posljedice Paulijevog principa, zapisujemo elektronsku formulu fluora: 1s 2 2s 2 2p 5 . Za eksterne elektrone (drugi energetski nivo) pravimo elektronski grafički dijagram (slika 8), iz kojeg proizilazi da u atomu fluora postoji jedan nespareni elektron.

Rice. 8. Elektronsko-grafska shema valentnih elektrona atoma fluora

Primjer 2 Napravite elektronsko-grafske dijagrame mogućih stanja atoma dušika. Koji od njih odražavaju normalno stanje, a koji - uzbuđeni?

Rješenje. Elektronska formula dušika je 1s 2 s 2 2p 3 , formula vanjskih elektrona je 2s 2 2p 3 . Podnivo 2p je nepotpun, jer broj elektrona na njemu je manji od šest. Moguće opcije distribucije tri elektrona na 2p podnivou su prikazane na sl. 9.

Rice. 9. Elektronsko-grafski dijagrami mogućih stanja 2p podnivoa u atomu dušika.

Maksimalna (u apsolutnoj vrijednosti) vrijednost spina (3/2) odgovara stanjima 1 i 2, dakle, oni su mljeveni, a ostali su pobuđeni.

Primjer 3 Odrediti kvantne brojeve koji određuju stanje posljednjeg elektrona u atomu vanadijuma?

Rješenje. Atomski broj vanadijuma je Z = 23, pa je puna elektronska formula elementa: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3. Elektronska grafička šema vanjskih elektrona (4s 2 3d 3) je sljedeća (slika 10):

Rice. 10. Elektronsko-grafska shema valentnih elektrona atoma vanadijuma

Glavni kvantni broj posljednjeg elektrona n = 3 (treći energetski nivo), orbitala l= 2 (podnivo d). Magnetski kvantni broj za svaki od tri d-elektrona je različit: za prvi je -2, za drugi -1, za treći - 0. Spin kvantni broj za sva tri elektrona je isti: m s \u003d + 1 / 2. Dakle, stanje posljednjeg elektrona u atomu vanadijuma karakteriziraju kvantni brojevi: n = 3; l= 2; m = 0; m s = + 1 / 2 .

7. Upareni i nespareni elektroni

Elektroni koji ispunjavaju orbitale u parovima nazivaju se upareno, i pojedinačni elektroni se nazivaju unpaired. Nespareni elektroni obezbeđuju hemijsku vezu atoma sa drugim atomima. Prisustvo nesparenih elektrona se utvrđuje eksperimentalno proučavanjem magnetnih svojstava. Supstance sa nesparenim elektronima paramagnetski(oni su uvučeni u magnetsko polje zbog interakcije spinova elektrona, poput elementarnih magneta, sa vanjskim magnetsko polje). Supstance koje imaju samo uparene elektrone dijamagnetski(na njih ne djeluje vanjsko magnetsko polje). Nespareni elektroni nalaze se samo na vanjskom energetskom nivou atoma i njihov broj se može odrediti iz njegove elektronske grafičke šeme.

Primjer 4 Odredite broj nesparenih elektrona u atomu sumpora.

Rješenje. Atomski broj sumpora je Z = 16, pa je puna elektronska formula elementa: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Elektronska grafička šema vanjskih elektrona je sljedeća (slika 11).

Rice. 11. Elektronsko-grafska shema valentnih elektrona atoma sumpora

Iz elektronsko-grafske šeme slijedi da postoje dva nesparena elektrona u atomu sumpora.