Elektronička grafička shema. Shema strukture atoma: jezgra, elektronska ljuska. Primjeri. Planetarni model atoma

Algoritam za sastavljanje elektronske formule elementa:

1. Odredite broj elektrona u atomu pomoću periodnog sustava kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev.

2. Brojem razdoblja u kojem se element nalazi odredite broj energetskih razina; broj elektrona u posljednjoj elektronskoj razini odgovara broju grupe.

3. Podijelite razine na podrazine i orbitale i ispunite ih elektronima prema pravilima popunjavanja orbitala:

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

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

Primjeri.

1. Sastavite elektroničku formulu dušika. Dušik je broj 7 u periodnom sustavu.

2. Sastavite elektroničku formulu argona. U periodnom sustavu argon je na broju 18.

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

3. Sastavite elektroničku formulu kroma. U periodnom sustavu krom je broj 24.

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

Energetski dijagram cinka.

4. Sastavite elektroničku formulu cinka. U periodnom sustavu cink je broj 30.

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

Imajte na umu da je dio elektroničke formule, naime 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 elektronička formula argona.

Elektronska formula cinka može se prikazati kao.

2. Građa jezgri i elektronskih ovoja atoma

2.7. Raspodjela elektrona u atomu

Stanje elektrona u atomu označeno je posebnim zapisom. Na primjer, za atom helija imamo:

Raspodjela elektrona u atomu označena je:

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

Često korištena grafika elektronički sklopovi, na primjer, za atom klora:

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

u) elektroničke grafičke sheme, na kojem su orbitale prikazane, na primjer, u obliku ćelije, a elektroni su prikazani strelicama (slika 2.6).

Riža. 2.6. Elektronička grafička shema za atom magnezija

Uz potpune formule elektroničkih konfiguracija, naširoko se koriste one skraćene. U ovom slučaju, dio plemenitog plina elektronske konfiguracije označen je simbolom plemenitog plina u uglatim zagradama. Na primjer: 12 Mg3s 2 , 19 K4s 1 .

Postoje određeni principi i pravila za punjenje energetskih razina i podrazina elektronima:

1. Načelo minimalne ukupne energije atoma, prema kojem se naseljenost AO elektronima događa 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 ​​može sadržavati najviše dva elektrona, au ovom slučaju njihovi spinovi moraju biti antiparalelni.

3. Unutar zadane energetske podrazine elektroni ispunjavaju AO postupno, prvi jedan po jedan (prvo svi prazni, a tek onda dva), a orijentacija svih nesparenih elektrona treba biti ista, tj. takav

ali ne tako

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

Riža. 2.7. Elektroničke grafičke sheme za atome K (a) i S (b)

Elektroničke konfiguracije atoma elemenata 4. periode periodnog sustava

Vrijednosti energije različitih energetskih podrazina za različite atome nisu konstantne, već ovise o naboju jezgre 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.

Riža. 2.8. Dijagram energetskih podrazina 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 podrazina se popunjava, a 4s elektroni ostaju u vanjskom sloju. Opća 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 krom i bakar uočeno je sklizanje (otkazivanje) 4s elektrona na 3d podrazinu: Cr - 3d 5 4s 1, Cu - 3d 10 4s 1. Takav skok s ns - na (n - 1)d -podrazinu opaža se i kod atoma drugih elemenata (Mo, Ag, Au, Pt) i objašnjava se bliskošću energija ns - i (n - 1)d -podrazine, kao i stabilnost polu i potpuno popunjenih d-podrazina.

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-elementi.

Stvaranje 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 elektroničkih konfiguracija uobičajeno prvo zapisati sve elektrone s nižom vrijednošću n, a zatim nastaviti s označavanjem elektrona s višom vrijednošću glavnog kvantnog broja. Stoga se redoslijed popunjavanja i redoslijed snimanja energetskih podrazina za 3d elemente ne podudaraju. Na primjer, u elektronskoj formuli skandijeva atoma, 3d orbitala je naznačena prije 4s orbitale, iako se 4s orbitala popunjava ranije.

Postavlja se prirodno pitanje: zašto se podrazina 4s ranije popunjava u atomima 3d elemenata, iako je njegova energija veća od energije podrazine 3d? Zašto, na primjer, atom Sc 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 raznih elektronskih stanja atoma ne poklapa uvijek s omjerom energija pojedinih energetskih podrazina. Energija podrazine 4s za 3d elemente veća je od energije podrazine 3d, ali energija stanja
3d 1 4s 2 manja je od energije stanja 3d 3 .

To se objašnjava činjenicom da je međuelektronsko odbijanje, a time i energija cijelog stanja za konfiguraciju ... 3d 3 (s tri elektrona na istoj energetskoj podrazini) veća nego za konfiguraciju ... 3d 1 4s 2 (s tri elektrona, na različitim razinama energije).

Zapisan je u obliku tzv. elektroničkih formula. U elektroničkim formulama slova s, p, d, f označavaju energetske podrazine elektrona; brojevi ispred slova označavaju energetsku razinu u kojoj se nalazi dati elektron, a indeks gore desno je broj elektrona u toj podrazini. Da bi se sastavila elektronska formula atoma bilo kojeg elementa, dovoljno je znati broj ovog elementa u periodnom sustavu i ispuniti osnovne odredbe koje uređuju 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 prikazuje primjenu Hundovog pravila. Na 3d podrazini maksimalan iznos, ćelije (četiri) su ispunjene nesparenim elektronima. Slika strukture elektronske ljuske u atomu u obliku elektroničkih formula i u obliku dijagrama ne odražava jasno valna svojstva elektrona.

Tekst periodičnog zakona s izmjenama i dopunama DA. Mendeljejev : svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su ovisnosti o veličini atomskih težina elemenata.

Moderna formulacija periodnog zakona: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, u periodičnoj su ovisnosti o veličini naboja jezgre njihovih atoma.

Tako se pozitivni naboj jezgre (a ne atomska masa) pokazao kao točniji argument o kojem ovise svojstva elemenata i njihovih spojeva.

Valencija- je broj kemijskih veza kojima je jedan atom vezan na drugi.
Valentne mogućnosti atoma određene su brojem nesparenih elektrona i prisutnošću slobodnih atomskih orbitala na vanjskoj razini. Struktura vanjskih energetskih razina atoma kemijskih elemenata uglavnom određuje svojstva njihovih atoma. Stoga se te razine nazivaju valencija. Elektroni tih razina, a ponekad i predvanjskih razina, mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza. Takvi se elektroni nazivaju i valentni elektroni.

Stehiometrijska valencija kemijski element - je broj ekvivalenata koje određeni atom može pričvrstiti na sebe, 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 taj atom stupa u interakciju. Ali ne međusobno djeluju svi elementi slobodno, ali gotovo sve stupa u interakciju s kisikom, pa 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.

Pri određivanju stehiometrijske valencije elementa prema formuli binarnog spoja treba se voditi pravilom: ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valenciji svih atoma drugog elementa.

Oksidacijsko stanje također karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji s predznakom plus (za metal ili elektropozitivniji element u molekuli) ili minus.

1. U jednostavnim tvarima oksidacijsko stanje elemenata je nula.

2. Oksidacijsko stanje fluora u svim spojevima je -1. Preostali halogeni (klor, brom, jod) s metalima, vodikom i drugim elektropozitivnijim elementima također imaju oksidacijsko stanje -1, ali u spojevima s više elektronegativnih elemenata imaju pozitivna oksidacijska stanja.

3. Kisik u spojevima ima oksidacijski stupanj -2; izuzetak su vodikov peroksid H 2 O 2 i njegovi derivati ​​(Na 2 O 2, BaO 2 i dr., u kojima kisik ima oksidacijsko stanje -1, kao i kisikov fluorid OF 2, u kojem je oksidacijsko stanje kisika je +2.

4. Alkalni elementi (Li, Na, K itd.) i elementi glavne podskupine druge skupine periodnog sustava (Be, Mg, Ca itd.) uvijek imaju oksidacijsko stanje jednako broju skupine, tj. je, +1 i +2, respektivno.

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

6. Najviše oksidacijsko stanje elementa jednako je broju skupine periodnog sustava, a najniže je razlika: broj skupine - 8. Npr. najviši stupanj oksidacija dušika (nalazi se u petoj skupini) je +5 (kod dušične kiseline i njezinih soli), a najniža je -3 (kod amonijaka i amonijevih soli).

7. Oksidacijska stanja elemenata u spoju međusobno se kompenziraju tako da je njihov zbroj za sve atome u molekuli ili neutralnoj formulskoj jedinici jednak nuli, a za ion - njegov naboj.

Ova se pravila mogu koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja elementa u spoju, ako su poznata oksidacijska stanja ostalih, te za formuliranje spojeva s više elemenata.

Stupanj oksidacije (oksidacijski broj,) — pomoćna uvjetna vrijednost za bilježenje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija.

koncept oksidacijsko stanječesto se koristi u anorganskoj kemiji umjesto koncepta valencija. Oksidacijsko stanje atoma jednako je numeričkoj vrijednosti električnog naboja pripisanog atomu, uz pretpostavku da su elektronski parovi koji provode vezu potpuno usmjereni prema više elektronegativnih atoma (to jest, na temelju pretpostavke da se spoj sastoji samo od iona).

Oksidacijsko stanje odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se reducirao u neutralni atom, ili uzeti od negativnog iona da bi se oksidirao u neutralni atom:

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

Svojstva elemenata, ovisno o građi elektronske ljuske atoma, mijenjaju se prema periodima i skupinama periodnog sustava. Budući da su elektroničke strukture u nizu analognih elemenata samo slične, ali ne i identične, tada se pri prelasku s jednog elementa u skupini na drugi ne opaža jednostavno ponavljanje svojstava, već njihova više ili manje jasno izražena pravilna promjena.

Kemijska priroda elementa određena je sposobnošću njegovog atoma da gubi ili dobiva elektrone. Ta se sposobnost kvantificira vrijednostima ionizacijskih energija i afiniteta elektrona.

Energija ionizacije (Ei) je najmanja količina energije potrebna za odvajanje i potpuno uklanjanje elektrona iz atoma u plinovitoj fazi pri T = 0

K bez prijenosa kinetičke energije na oslobođeni elektron uz transformaciju atoma u pozitivno nabijen ion: E + Ei = E + + e-. Energija ionizacije je pozitivna vrijednost i ima najniže vrijednosti za atome alkalijskih metala, a najveće za atome plemenitih (inertnih) plinova.

Elektronski afinitet (Ee) je energija koja se oslobađa ili apsorbira kada se elektron veže za atom u plinovitoj fazi pri T = 0

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

E + e- = E- + Ee.

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

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

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

Taj je koncept u znanost uveo L. Pauling. Elektronegativnostoznačava se simbolom ÷ i karakterizira tendenciju danog atoma da veže elektrone kada formira kemijsku vezu.

Prema R. Malikenu, elektronegativnost atoma procjenjuje se polovicom zbroja energija ionizacije i afiniteta slobodnih atoma prema elektronu h = (Ee + Ei)/2

U periodima postoji opća tendencija porasta energije ionizacije i elektronegativnosti s porastom naboja atomske jezgre; u skupinama te vrijednosti opadaju s porastom rednog broja elementa.

Treba naglasiti da se elementu ne može pripisati konstantna vrijednost elektronegativnosti, budući da ona ovisi o mnogim čimbenicima, posebice o valentnom stanju elementa, vrsti spoja u koji ulazi te broju i vrsti susjednih atoma. .

Atomski i ionski radijusi. Dimenzije atoma i iona određene su dimenzijama elektronske ljuske. Prema kvantnomehaničkim pojmovima, elektronska ljuska nema strogo definirane granice. Stoga za polumjer slobodnog atoma ili iona možemo uzeti teoretski izračunata udaljenost od jezgre do položaja glavne maksimalne gustoće vanjskih elektronskih oblaka. Ta se udaljenost naziva orbitalni radijus. U praksi se obično koriste vrijednosti polumjera atoma i iona u spojevima, izračunate iz eksperimentalnih podataka. U ovom slučaju razlikuju se kovalentni i metalni polumjeri atoma.

Ovisnost atomskog i ionskog radijusa o naboju jezgre atoma elementa i periodična je. U razdobljima, kako se atomski broj povećava, radijusi se smanjuju. Najveće smanjenje tipično je za elemente malih razdoblja, budući da je vanjska elektronska razina ispunjena u njima. U velikim periodima u obiteljima d- i f-elemenata, ova promjena je manje oštra, budući da se punjenje elektrona u njima događa u predvanjskom sloju. U podskupinama radijusi atoma i iona iste vrste općenito rastu.

Periodni sustav elemenata jasan je primjer manifestacije raznih vrsta periodičnosti u svojstvima elemenata, koji se promatra vodoravno (u razdoblju s lijeva na desno), okomito (u skupini, na primjer, od vrha do dna). ), dijagonalno, tj. povećava se ili smanjuje neko svojstvo atoma, ali se periodičnost zadržava.

U periodi slijeva na desno (→) povećavaju se oksidacijska i nemetalna svojstva elemenata, a smanjuju redukcijska i metalna svojstva. Dakle, od svih elemenata perioda 3, natrij će biti najaktivniji metal i najjači redukcijski agens, a klor će biti najjači oksidacijski agens.

kemijska veza- ovo je međusobno povezivanje atoma u molekuli, odnosno kristalnoj rešetki, kao rezultat djelovanja električnih sila privlačenja između atoma.

To je međudjelovanje svih elektrona i svih jezgri, što dovodi do stvaranja stabilnog, poliatomskog sustava (radikal, molekulski ion, molekula, kristal).

Kemijsko povezivanje se ostvaruje pomoću valentnih elektrona. Prema suvremenim konceptima, kemijska veza ima elektroničku prirodu, ali se provodi na različite načine. Stoga postoje tri glavne vrste kemijskih veza: kovalentni, ionski, metalni Između molekula nastaje vodikova veza, i dogoditi se van der Waalsove interakcije.

Glavne karakteristike kemijske veze su:

- duljina veze - je međunuklearna udaljenost između kemijski povezanih atoma.

Ovisi o prirodi atoma koji međusobno djeluju i o višestrukosti veze. S povećanjem višestrukosti smanjuje se duljina veze, a time i njezina čvrstoća;

- mnogostrukost veze – određena je brojem elektronskih parova koji povezuju dva atoma. Kako se množina povećava, energija vezanja raste;

- spojni kut- kut između zamišljenih ravnih linija koje prolaze kroz jezgre dvaju kemijski međusobno povezanih susjednih atoma;

Energija vezanja E CB - to je energija koja se oslobađa tijekom stvaranja ove veze i troši se na njezino kidanje, kJ / mol.

kovalentna veza - Kemijska veza nastala dijeljenjem para elektrona s dva atoma.

Objašnjenje kemijske veze pojavom zajedničkih elektronskih parova između atoma tvorilo je osnovu spinske teorije valencije, čiji je alat metoda valentne veze (MVS) , otkrio Lewis 1916. Za kvantno mehanički opis kemijske veze i strukture molekula koristi se druga metoda - metoda molekularne orbite (MMO) .

Metoda valentne veze

Osnovni principi stvaranja kemijske veze prema MVS:

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

2. Elektroni s antiparalelnim spinovima koji pripadaju dvama različitim atomima postaju uobičajeni.

3. Kemijska veza nastaje samo ako se pri približavanju dva ili više atoma ukupna energija sustava smanjuje.

4. Glavne sile koje djeluju u molekuli su električnog, Coulombovog podrijetla.

5. Što je veza jača, to se oblaci elektrona koji međusobno djeluju više preklapaju.

Postoje dva mehanizma za stvaranje kovalentne veze:

mehanizam razmjene. Veza nastaje dijeljenjem valentnih elektrona dva neutralna atoma. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru:

Riža. 7. Mehanizam izmjene za stvaranje kovalentne veze: a- nepolarni; b- polarni

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

veze, obrazovan prema donor-akceptorskom mehanizmu pripadaju kompleksni spojevi

Riža. 8. Donor-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

Kovalentna veza ima određene karakteristike.

Zasićenost - svojstvo atoma da stvaraju strogo određeni broj kovalentnih veza. Zbog zasićenosti veza, molekule imaju određeni sastav.

Orijentacija - t . e. veza se formira u smjeru maksimalnog preklapanja elektronskih oblaka . S obzirom na liniju koja povezuje središta atoma koji tvore vezu, razlikuju se: σ i π (slika 9): σ-veza - nastaje preklapanjem AO duž linije koja povezuje središta atoma koji međusobno djeluju; π-veza je veza koja se javlja u smjeru osi okomite na ravnu liniju koja povezuje jezgre atoma. Orijentacija veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov geometrijski oblik. hibridizacija - to je promjena oblika nekih orbitala u stvaranju kovalentne veze kako bi se postiglo učinkovitije preklapanje orbitala. Kemijska veza nastala uz sudjelovanje elektrona hibridnih orbitala jača je od veze uz sudjelovanje elektrona nehibridnih s- i p-orbitala, budući da postoji veće preklapanje. Postoje sljedeće vrste hibridizacije (slika 10, tablica 31): sp hibridizacija - jedna s-orbitala i jedna p-orbitala pretvaraju se u dvije identične "hibridne" orbitale, čiji je kut između osi 180°. Molekule u kojima dolazi do sp hibridizacije imaju linearnu geometriju (BeCl 2).

sp 2 hibridizacija- jedna s-orbitala i dvije p-orbitale prelaze u tri identične "hibridne" orbitale, čiji je kut između osi 120°. Molekule u kojima se provodi sp 2 hibridizacija imaju ravnu geometriju (BF 3 , AlCl 3).

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

Riža. 10. Tipovi hibridizacija valentnih orbitala: a - sp-hibridizacija valentnih orbitala; b - sp2- hibridizacija valentnih orbitala; u - sp 3-hibridizacija valentnih orbitala

Hardverska tehnologija elektroničkih knjiga. Koncept čitača e-knjiga. Prednosti i nedostatci. Tehnologija LCD monitora.

Siromaštvo i siromaštvo kao društveni fenomen. Socijalna zaštita slojeva stanovništva s niskim primanjima

Ulaznica 1. Ciklični algoritam. Blok dijagrami ciklusa s preduvjetom, s postuvjetom i ciklusa s parametrom. Cikličko programiranje procesa

Struktura elektronskih ljuski atoma igra važnu ulogu u kemiji, određuje kemijska svojstva tvari. Najvažnija karakteristika gibanja elektrona po određenoj orbiti je energija njegove veze s jezgrom. Elektroni u atomu razlikuju se u određenoj energiji, a kako pokazuju pokusi, neki se privlače jezgri jače, drugi slabije. To se objašnjava udaljenošću elektrona od jezgre. Što su elektroni bliže jezgri, to je veća njihova veza s jezgrom, ali manja energija. S udaljenošću od jezgre atoma, sila privlačenja elektrona prema jezgri se smanjuje, a opskrba energijom raste. Tako nastaju elektronski slojevi u elektronskoj ljusci atoma. Elektroni sa sličnim energetskim vrijednostima tvore jedan elektronski sloj, odnosno energetsku razinu. Energija elektrona u atomu i razina energije određena je glavnim kvantnim brojem n i ima cjelobrojne vrijednosti 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7. Što je veća vrijednost n, to je veća energija elektrona u atomu. Maksimalan broj elektrona koji može biti na određenoj energetskoj razini određen je formulom:

Gdje je N najveći broj elektrona po razini;

n je broj razine energije.

Utvrđeno je da se na prvoj ljusci ne nalazi 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 popunjavanje više daleke školjke. Poznato je da vanjska energetska razina ne može sadržavati više od osam elektrona, naziva se potpuna. Elektronski slojevi koji ne sadrže najveći broj elektrona nazivaju se nepotpuni.

Broj elektrona u vanjskoj energetskoj razini elektronske ljuske atoma jednak je broju skupine za kemijske elemente glavnih podskupina.

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

Prostor oko jezgre u kojem se određeni elektron najvjerojatnije nalazi naziva se orbitala tog elektrona ili elektronski oblak.

Orbitale ili podrazine, kako ih još nazivaju, mogu imati različite oblike, a njihov broj odgovara broju razine, ali ne prelazi četiri. Prva energetska razina ima jednu podrazinu (s), druga dvije (s,p), treća tri (s,p,d) i tako dalje. Elektroni različitih podrazina iste razine imaju različite oblike elektronskog oblaka: sferni (s), bučičasti (p) i složenije konfiguracije (d) i (f). Znanstvenici su se složili da će sfernu atomsku orbitalu nazvati s-orbitalni. Najstabilniji je i nalazi se dosta blizu jezgre.

Što je veća energija elektrona u atomu, to se on brže okreće, područje njegovog boravka se više proširuje i na kraju se pretvara u oblik bučice. str-orbitalni:

Elektronski oblak ovog oblika može zauzeti tri položaja u atomu duž koordinatnih osi prostora x, g i z. To je lako objasniti: na kraju krajeva, svi elektroni su negativno nabijeni, pa se elektronski oblaci međusobno odbijaju i nastoje biti smješteni što dalje jedan od drugoga.

Tako, str Mogu postojati tri orbitale. Njihova je energija, naravno, ista, ali njihov položaj u prostoru je različit.

Nacrtajte dijagram sekvencijalnog popunjavanja energetskih razina elektronima

Sada možemo nacrtati dijagram strukture elektronskih ljuski atoma:

1. Odredite ukupan broj elektrona na ljusci pomoću rednog broja elementa.

2. Odrediti broj energetskih razina u elektronskoj ljusci. Njihov broj jednak je broju razdoblja u tablici D. I. Mendelejeva, u kojem se element nalazi.

3. Odredite broj elektrona na svakoj energetskoj razini.

4. Korištenje arapskih brojeva za označavanje nivoa i označavanje orbitala slovima s i p, te broja elektrona u datoj orbitali arapski broj gore desno iznad slova prikazujemo strukturu atoma s potpunijim elektroničkim formulama. Znanstvenici su se složili označiti svaku atomsku orbitalu kao kvantnu ćeliju - kvadrat na energetskom dijagramu:

na s Podrazina može sadržavati jednu atomsku orbitalu

i dalje str-možda već postoje tri podrazine -

(prema tri koordinatne osi):

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

Jezgra atoma vodika ima naboj +1, pa se samo jedan elektron kreće oko njene jezgre na jednoj energetskoj razini. Zapišimo elektronsku konfiguraciju atoma vodika

Da bismo uspostavili vezu između strukture atoma kemijskog elementa i njegovih svojstava, razmotrit ćemo još nekoliko kemijskih elemenata.

Sljedeći element nakon vodika je helij. Jezgra atoma helija ima naboj +2, pa atom helija sadrži dva elektrona na prvoj energetskoj razini:

Budući da prva energetska razina ne može sadržavati više od dva elektrona, smatra se potpunom.

Element broj 3 - litij. Jezgra litija ima naboj od +3, dakle, u atomu litija postoje tri elektrona. Dva su na prvoj energetskoj razini, a treći elektron počinje popunjavati drugu energetsku razinu. Prvo se popunjava s-orbitala prve razine, zatim s-orbitala druge razine. Elektron u drugoj razini je slabije vezan za jezgru od druga dva.

Za atom ugljika već možemo pretpostaviti tri moguće sheme punjenje elektronskih ljuski u skladu s elektroničkim grafičkim formulama:

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

Ova shema odgovara formuli 1s22s22p3. Tada počinje parno smještanje elektrona u 2p orbitale. Elektronske formule preostalih atoma druge periode:

Završava punjenje druge energetske razine atoma neona i dovršava se izgradnja druge periode sustava elemenata.

Pronađite kemijski znak litija u periodnom sustavu, od litija do neona Ne, naboj atomskih jezgri prirodno raste. Drugi sloj se postupno puni elektronima. S povećanjem broja elektrona u drugom sloju, metalna svojstva elemenata postupno slabe i zamjenjuju ih nemetalna.

Treća perioda, kao i druga, počinje s dva elementa (Na, Mg), u kojima se elektroni nalaze na s-podrazini vanjskog elektronskog sloja. Zatim slijedi šest elemenata (od Al do Ar), u kojima se formira p-podrazina vanjskog elektronskog sloja. Struktura vanjskog elektroničkog sloja odgovarajućih elemenata druge i treće periode je slična. Drugim riječima, s povećanjem naboja jezgre, elektronska struktura vanjskih slojeva atoma se periodički ponavlja. Ako elementi imaju iste razine vanjske energije, tada su svojstva tih elemenata slična. Na primjer, argon i neon sadrže osam elektrona na vanjskoj razini, pa su stoga inertni, odnosno gotovo ne ulaze u kemijske reakcije. U slobodnom obliku, argon i neon su plinovi koji imaju monoatomske molekule.

Atomi litija, natrija i kalija sadrže po jedan elektron na vanjskoj razini i imaju slična svojstva, pa se nalaze u istoj skupini periodnog sustava.

III. Zaključci.

1. Svojstva kemijskih elemenata, raspoređenih u rastućem redoslijedu naboja jezgre, periodički se ponavljaju, budući da se struktura vanjskih energetskih razina atoma elemenata periodički ponavlja.

2. Glatka promjena svojstava kemijskih elemenata unutar jednog razdoblja može se objasniti postupnim povećanjem broja elektrona na vanjskoj energetskoj razini.

3. Razlog sličnosti svojstava kemijskih elemenata koji pripadaju istoj obitelji leži u istoj strukturi vanjskih energetskih razina njihovih atoma.

Elektronička struktura atoma može se prikazati elektroničkom formulom i elektroničkim grafičkim dijagramom. U elektroničkim se formulama energetske razine i podrazine redom zapisuju redoslijedom popunjavanja i ukupnog broja elektrona u podrazini. U ovom slučaju, stanje pojedinačnog elektrona, posebice njegovi magnetski i spinski kvantni brojevi, ne odražavaju se u elektroničkoj formuli. U elektroničkim grafičkim shemama, svaki elektron je "vidljiv" u cijelosti, tj. može se karakterizirati sa sva četiri kvantna broja. Elektronski grafički dijagrami obično se daju za vanjske elektrone.

Primjer 1 Napišite elektroničku formulu fluora, izrazite stanje vanjskih elektrona elektroničkim grafičkim dijagramom. Koliko nesparenih elektrona ima atom ovog elementa?

Riješenje. Atomski broj fluora je devet, tako da u njegovom atomu ima devet elektrona. U skladu s načelom najmanje energije, korištenjem Sl. 7 i uzimajući u obzir posljedice Paulijevog principa, zapisujemo elektronsku formulu fluora: 1s 2 2s 2 2p 5 . Za vanjske elektrone (druga energetska razina) izrađujemo elektroničku grafičku shemu (slika 8), iz koje proizlazi da u atomu fluora postoji jedan nespareni elektron.

Riža. 8. Elektronsko-grafička shema valentnih elektrona atoma fluora

Primjer 2 Napravite elektroničko-grafičke dijagrame mogućih stanja atoma dušika. Koji od njih odražavaju normalno stanje, a koji - uzbuđenje?

Riješenje. Elektronska formula dušika je 1s 2 s 2 2p 3 , formula vanjskih elektrona je 2s 2 2p 3 . Podrazina 2p je nepotpuna, jer broj elektrona na njemu je manji od šest. Moguće opcije distribucije tri elektrona na 2p podrazini prikazane su na sl. 9.

Riža. 9. Elektronsko-grafički dijagrami mogućih stanja 2p podrazine u atomu dušika.

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

Primjer 3 Odredite kvantne brojeve koji određuju stanje zadnjeg elektrona u atomu vanadija?

Riješenje. Atomski broj vanadija je Z = 23, stoga je puna elektronička formula elementa: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3. Elektronska grafička shema vanjskih elektrona (4s 2 3d 3) je sljedeća (slika 10):

Riža. 10. Elektronsko-grafička shema valentnih elektrona atoma vanadija

Glavni kvantni broj zadnjeg elektrona n = 3 (treća energetska razina), orbitala l= 2 (podrazina d). Magnetski kvantni broj za svaki od tri d-elektrona je različit: za prvi je -2, za drugi -1, za treći - 0. Kvantni broj spina za sva tri elektrona je isti: m s \u003d + 1/2. Dakle, stanje posljednjeg elektrona u atomu vanadija karakterizirano je kvantnim brojevima: n = 3; l= 2; m = 0; m s = + 1/2.

7. Spareni i nespareni elektroni

Elektroni koji u paru ispunjavaju orbitale nazivaju se uparen, a nazivaju se pojedinačni elektroni nesparen. Nespareni elektroni osiguravaju kemijsku vezu atoma s drugim atomima. Prisutnost nesparenih elektrona utvrđuje se eksperimentalno proučavanjem magnetskih svojstava. Tvari s nesparenim elektronima paramagnetski(uvlače se u magnetsko polje zbog interakcije spinova elektrona, poput elementarnih magneta, s vanjskim magnetsko polje). Tvari koje imaju samo sparene elektrone dijamagnetski(na njih ne djeluje vanjsko magnetsko polje). Nespareni elektroni nalaze se samo na vanjskoj energetskoj razini atoma i njihov se broj može odrediti iz njegove elektroničke grafičke sheme.

Primjer 4 Odredite broj nesparenih elektrona u atomu sumpora.

Riješenje. Atomski broj sumpora je Z = 16, stoga je puna elektronička formula elementa: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Elektronska grafička shema vanjskih elektrona je sljedeća (slika 11).

Riža. 11. Elektronsko-grafička shema valentnih elektrona atoma sumpora

Iz elektrografičke sheme proizlazi da se u atomu sumpora nalaze dva nesparena elektrona.