Skema grafik elektronik. Skema struktur atom: nukleus, kulit elektron. Contoh. Model planet atom

Algoritma untuk menyusun rumus elektronik suatu unsur:

1. Tentukan jumlah elektron dalam atom menggunakan Tabel Periodik Unsur Kimia D.I. Mendeleev.

2. Dengan jumlah periode di mana elemen berada, tentukan jumlah tingkat energi; jumlah elektron pada tingkat elektronik terakhir sesuai dengan nomor golongan.

3. Bagilah level menjadi sublevel dan orbital dan isi dengan elektron sesuai dengan aturan pengisian orbital:

Harus diingat bahwa tingkat pertama memiliki maksimal 2 elektron. 1s2, pada detik - maksimal 8 (dua s dan enam R: 2s 2 2p 6), pada yang ketiga - maksimal 18 (dua s, enam p, dan sepuluh d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Bilangan kuantum utama n harus minimal.
• Diisi dulu s- sublevel, maka p-, d-b f- sublevel.
• Elektron mengisi orbital dalam urutan energi orbital (aturan Klechkovsky).
• Dalam sublevel, elektron pertama menempati orbital bebas satu per satu, dan hanya setelah itu mereka membentuk pasangan (aturan Hund).
• Tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu orbital (prinsip Pauli).

Contoh.

1. Susun rumus elektronik nitrogen. Nitrogen adalah nomor 7 pada tabel periodik.

2. Susun rumus elektronik argon. Dalam tabel periodik, argon berada di nomor 18.

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

3. Susun rumus elektronik kromium. Dalam tabel periodik, kromium adalah nomor 24.

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

Diagram energi seng.

4. Susun rumus elektronik seng. Dalam tabel periodik, seng adalah nomor 30.

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

Perhatikan bahwa bagian dari rumus elektronik, yaitu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 adalah rumus elektronik argon.

Rumus elektronik seng dapat direpresentasikan sebagai.

2. Struktur inti dan kulit elektron atom

2.7. Distribusi elektron dalam atom

Keadaan elektron dalam atom ditunjukkan dengan menggunakan notasi tertentu. Misalnya, untuk atom helium kita memiliki:

Distribusi elektron dalam atom ditunjukkan oleh:

sebuah) sirkuit elektronik, di mana hanya jumlah elektron di setiap lapisan yang dicatat. Misalnya: Mg 2e , 8e , 2e ; Cl2e, 8e, 7e.

Grafik yang sering digunakan sirkuit elektronik, misalnya, untuk atom klorin:

b) konfigurasi elektronik; dalam hal ini, jumlah lapisan (level), sifat sublevel, dan jumlah elektron di atasnya ditampilkan. Sebagai contoh:
Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;

di) skema grafik elektronik, di mana orbital digambarkan, misalnya, dalam bentuk sel, dan elektron digambarkan dengan panah (Gbr. 2.6).

Beras. 2.6. Skema grafik elektronik untuk atom magnesium

Selain formula lengkap konfigurasi elektronik, yang disingkat banyak digunakan. Dalam hal ini, bagian gas mulia dari konfigurasi elektron ditunjukkan dengan simbol gas mulia dalam tanda kurung siku. Misalnya: 12 Mg3s 2 , 19 K4s 1 .

Ada prinsip dan aturan tertentu untuk mengisi tingkat energi dan sublevel dengan elektron:

1. Prinsip energi total minimum suatu atom, yang menurutnya populasi AO dengan elektron terjadi sedemikian rupa sehingga energi total atom minimal. Urutan pengisian AO berikut dibuat secara eksperimental:

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

2. Satu AO dapat berisi tidak lebih dari dua elektron, dan dalam hal ini putarannya harus antiparalel.

3. Dalam sublevel energi tertentu, elektron mengisi AO secara bertahap, pertama satu per satu (pertama semua yang kosong, dan baru kemudian dua), dan orientasi semua elektron yang tidak berpasangan harus sama, yaitu. seperti

tapi tidak seperti itu

Di hampir semua atom, hanya s - dan p -AO yang eksternal (Gbr. 2.7), oleh karena itu Lapisan elektron terluar dari atom mana pun tidak dapat memiliki lebih dari delapan elektron.. Lapisan elektron terluar yang mengandung delapan elektron (dua dalam kasus helium) disebut lengkap.

Beras. 2.7. Skema grafik elektronik untuk atom K (a) dan S (b)

Konfigurasi elektron atom unsur periode ke-4 sistem periodik

Nilai energi dari sublevel energi yang berbeda untuk atom yang berbeda tidak konstan, tetapi tergantung pada muatan inti Z dari atom unsur: untuk atom unsur dengan Z = 1–20 3 d > E 4 s dan 3 d > E 4 p ; untuk atom unsur dengan Z 21 sebaliknya: 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.

Beras. 2.8. Diagram sublevel energi atom unsur dengan Z = 1–20 (a), Z 21 (b)

Konfigurasi elektron atom (keadaan dasar) K dan Ca adalah sebagai berikut (lihat Gambar 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 .

Mulai dari skandium (Z = 21), sublevel 3d terisi, dan elektron 4s tetap berada di lapisan terluar. Rumus elektronik umum atom unsur dari Sc sampai Zn adalah 3d 1−10 4s 1−2. Sebagai contoh:

21 Sc: 3d 1 4s 2 ,

25 Mn: 3d 5 4s 2 ,

28 Ni: 3d 8 4s 2 .

30 Zn: 3d 10 4s 2 .

Untuk kromium dan tembaga, terjadi slip (kegagalan) elektron 4s ke sublevel 3d: Cr - 3d 5 4s 1, Cu - 3d 10 4s 1. Lompatan seperti itu dari ns - ke (n - 1)d -sublevel juga diamati pada atom unsur lain (Mo, Ag, Au, Pt) dan dijelaskan oleh kedekatan energi ns - dan (n - 1)d -sublevel, serta stabilitas sublevel d yang setengah dan terisi penuh.

Selanjutnya pada periode ke-4 setelah 10 elemen d mengikuti dari elemen Ga ( 3d 10 4s 2 4p 1) sampai Kr ( 3d 10 4s 2 4p 6).

Pembentukan kation unsur-d dikaitkan dengan hilangnya ns- eksternal pertama, kemudian (n - 1)d-elektron, misalnya:

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

Perhatikan bahwa dalam rumus konfigurasi elektronik, biasanya pertama-tama menuliskan semua elektron dengan nilai n yang lebih rendah, dan kemudian melanjutkan untuk menunjukkan elektron dengan nilai bilangan kuantum utama yang lebih tinggi. Oleh karena itu, urutan pengisian dan urutan sublevel energi perekaman untuk elemen 3d tidak cocok. Misalnya, dalam rumus elektronik atom skandium, orbital 3d ditunjukkan sebelum orbital 4s, meskipun orbital 4s diisi lebih awal.

Sebuah pertanyaan alami muncul: mengapa sublevel 4s terisi lebih awal dalam atom unsur 3d, meskipun energinya lebih besar daripada energi sublevel 3d? Mengapa, misalnya, atom Sc tidak memiliki konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 dalam keadaan dasar?

Ini karena rasio energi dari berbagai keadaan elektronik atom tidak selalu bertepatan dengan rasio energi sublevel energi individu. Energi sublevel 4s untuk elemen 3d lebih besar daripada energi sublevel 3d, tetapi energi keadaan
3d 1 4s 2 lebih kecil dari energi keadaan 3d 3 .

Ini dijelaskan oleh fakta bahwa tolakan antarelektronik, dan, dengan demikian, energi seluruh keadaan untuk konfigurasi ... 3d 3 (dengan tiga elektron pada sublevel energi yang sama) lebih besar daripada untuk konfigurasi ... 3d 1 4s 2 (dengan tiga elektron, pada tingkat energi yang berbeda).

Itu ditulis dalam bentuk yang disebut rumus elektronik. Dalam rumus elektronik, huruf s, p, d, f menunjukkan sublevel energi elektron; angka di depan huruf menunjukkan tingkat energi di mana elektron yang diberikan berada, dan indeks di kanan atas adalah jumlah elektron di sublevel ini. Untuk menyusun rumus elektron suatu atom unsur apa pun, cukup mengetahui jumlah unsur ini dalam sistem periodik dan memenuhi ketentuan dasar yang mengatur distribusi elektron dalam suatu atom.

Struktur kulit elektron suatu atom juga dapat digambarkan dalam bentuk susunan elektron dalam sel energi.

Untuk atom besi, skema seperti itu memiliki bentuk berikut:

Diagram ini dengan jelas menunjukkan penerapan aturan Hund. Di sublevel 3d jumlah maksimum, sel (empat) diisi dengan elektron yang tidak berpasangan. Gambar struktur kulit elektron dalam atom dalam bentuk rumus elektronik dan dalam bentuk diagram tidak secara jelas mencerminkan sifat gelombang elektron.

Kata-kata dari hukum periodik sebagaimana telah diubah YA. Mendeleev : sifat-sifat benda sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur, secara periodik bergantung pada besarnya bobot atom unsur.

Rumusan modern dari Hukum Periodik: sifat-sifat unsur, serta bentuk dan sifat senyawanya, secara periodik bergantung pada besarnya muatan inti atomnya.

Dengan demikian, muatan positif inti (bukan massa atom) ternyata menjadi argumen yang lebih akurat di mana sifat-sifat unsur dan senyawanya bergantung.

Valensi- adalah jumlah ikatan kimia yang satu atom terikat dengan yang lain.
Kemungkinan valensi suatu atom ditentukan oleh jumlah elektron yang tidak berpasangan dan keberadaan orbital atom bebas pada tingkat terluar. Struktur tingkat energi luar atom unsur kimia terutama menentukan sifat-sifat atomnya. Oleh karena itu, tingkat ini disebut tingkat valensi. Elektron tingkat ini, dan kadang-kadang dari tingkat pra-eksternal, dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Elektron semacam itu juga disebut elektron valensi.

Valensi stoikiometri unsur kimia - adalah jumlah ekuivalen yang dapat dilampirkan atom tertentu ke dirinya sendiri, atau jumlah ekuivalen dalam atom.

Setara ditentukan oleh jumlah atom hidrogen yang terikat atau tersubstitusi, oleh karena itu, valensi stoikiometrik sama dengan jumlah atom hidrogen yang berinteraksi dengan atom ini. Tetapi tidak semua elemen berinteraksi secara bebas, tetapi hampir semuanya berinteraksi dengan oksigen, sehingga valensi stoikiometrik dapat didefinisikan sebagai dua kali jumlah atom oksigen yang terikat.

Misalnya, valensi stoikiometri belerang dalam hidrogen sulfida H 2 S adalah 2, dalam oksida SO 2 - 4, dalam oksida SO 3 -6.

Ketika menentukan valensi stoikiometri suatu unsur menurut rumus senyawa biner, seseorang harus dipandu oleh aturan: valensi total semua atom dari satu unsur harus sama dengan total valensi semua atom unsur lain.

Keadaan oksidasi juga mencirikan komposisi zat dan sama dengan valensi stoikiometrik dengan tanda plus (untuk logam atau elemen yang lebih elektropositif dalam suatu molekul) atau minus.

1. Dalam zat sederhana, keadaan oksidasi unsur adalah nol.

2. Bilangan oksidasi fluor dalam semua senyawa adalah -1. Halogen yang tersisa (klorin, brom, yodium) dengan logam, hidrogen, dan unsur lain yang lebih elektropositif juga memiliki bilangan oksidasi -1, tetapi dalam senyawa dengan unsur yang lebih elektronegatif, ia memiliki bilangan oksidasi positif.

3. Oksigen dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi -2; pengecualian adalah hidrogen peroksida H 2 O 2 dan turunannya (Na 2 O 2, BaO 2, dll., di mana oksigen memiliki keadaan oksidasi -1, serta oksigen fluorida OF 2, di mana keadaan oksidasi oksigen adalah +2.

4. Unsur-unsur alkali (Li, Na, K, dll.) dan unsur-unsur dari subkelompok utama dari golongan kedua Sistem Periodik (Be, Mg, Ca, dll.) selalu memiliki bilangan oksidasi yang sama dengan nomor golongannya, yaitu adalah, +1 dan +2, masing-masing .

5. Semua unsur golongan ketiga, kecuali talium, memiliki bilangan oksidasi yang tetap sama dengan nomor golongannya, yaitu +3.

6. Bilangan oksidasi tertinggi suatu unsur sama dengan nomor golongan dari sistem periodik, dan yang terendah adalah selisihnya: nomor golongan - 8. Misalnya, tingkatan tertinggi oksidasi nitrogen (terletak di kelompok kelima) adalah +5 (dalam asam nitrat dan garamnya), dan yang terendah adalah -3 (dalam garam amonia dan amonium).

7. Tingkat oksidasi unsur-unsur dalam senyawa saling mengimbangi sehingga jumlah mereka untuk semua atom dalam molekul atau unit rumus netral adalah nol, dan untuk ion - muatannya.

Aturan-aturan ini dapat digunakan untuk menentukan keadaan oksidasi yang tidak diketahui dari suatu unsur dalam suatu senyawa, jika bilangan oksidasi yang lain diketahui, dan untuk merumuskan senyawa multi-elemen.

Derajat oksidasi (bilangan oksidasi,) — nilai bersyarat tambahan untuk merekam proses oksidasi, reduksi dan reaksi redoks.

konsep keadaan oksidasi sering digunakan dalam kimia anorganik daripada konsep valensi. Keadaan oksidasi atom sama dengan nilai numerik dari muatan listrik yang dikaitkan dengan atom, dengan asumsi bahwa pasangan elektron yang melakukan ikatan sepenuhnya bias terhadap atom yang lebih elektronegatif (yaitu, berdasarkan asumsi bahwa senyawa terdiri dari hanya ion).

Keadaan oksidasi sesuai dengan jumlah elektron yang harus ditambahkan ke ion positif untuk mereduksinya menjadi atom netral, atau diambil dari ion negatif untuk mengoksidasinya menjadi atom netral:

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

Sifat-sifat unsur, tergantung pada struktur kulit elektron atom, berubah sesuai dengan periode dan golongan sistem periodik. Karena dalam sejumlah elemen analog, struktur elektroniknya hanya serupa, tetapi tidak identik, ketika berpindah dari satu elemen dalam satu kelompok ke elemen lain, tidak ada pengulangan sifat sederhana yang diamati untuk mereka, tetapi perubahan reguler mereka kurang lebih jelas.

Sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh kemampuan atomnya untuk melepaskan atau memperoleh elektron. Kemampuan ini diukur dengan nilai energi ionisasi dan afinitas elektron.

Energi ionisasi (Ei) adalah jumlah energi minimum yang diperlukan untuk pelepasan dan pelepasan elektron secara lengkap dari atom dalam fase gas pada T = 0

K tanpa mentransfer energi kinetik ke elektron yang dilepaskan dengan transformasi atom menjadi ion bermuatan positif: E + Ei = E + + e-. Energi ionisasi bernilai positif dan memiliki nilai terendah untuk atom logam alkali dan tertinggi untuk atom gas mulia (inert).

Afinitas elektron (Ee) adalah energi yang dilepaskan atau diserap ketika elektron melekat pada atom dalam fase gas pada T = 0

K dengan transformasi atom menjadi ion bermuatan negatif tanpa mentransfer energi kinetik ke partikel:

E + e- = E- + Ee.

Halogen, terutama fluor, memiliki afinitas elektron maksimum (Ee = -328 kJ/mol).

Nilai Ei dan Ee dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol) atau elektron volt per atom (eV).

Kemampuan atom terikat untuk memindahkan elektron ikatan kimia ke arah dirinya sendiri, meningkatkan kerapatan elektron di sekitarnya disebut keelektronegatifan.

Konsep ini diperkenalkan ke dalam sains oleh L. Pauling. Keelektronegatifandilambangkan dengan simbol dan mencirikan kecenderungan atom tertentu untuk mengikat elektron ketika membentuk ikatan kimia.

Menurut R. Maliken, keelektronegatifan atom diperkirakan dengan setengah jumlah energi ionisasi dan afinitas elektron atom bebas h = (Ee + Ei)/2

Dalam periode, ada kecenderungan umum untuk peningkatan energi ionisasi dan keelektronegatifan dengan peningkatan muatan inti atom; dalam kelompok, nilai-nilai ini menurun dengan peningkatan nomor urut elemen.

Harus ditekankan bahwa suatu unsur tidak dapat ditetapkan nilai keelektronegatifannya yang konstan, karena ia bergantung pada banyak faktor, khususnya, pada keadaan valensi unsur, jenis senyawa di dalamnya, jumlah dan jenis tetangganya. atom.

Jari-jari atom dan ionik. Dimensi atom dan ion ditentukan oleh dimensi kulit elektron. Menurut konsep mekanika kuantum, kulit elektron tidak memiliki batasan yang tegas. Oleh karena itu, untuk jari-jari atom atau ion bebas, kita dapat mengambil jarak yang dihitung secara teoritis dari inti ke posisi kerapatan maksimum utama awan elektron terluar. Jarak ini disebut jari-jari orbit. Dalam praktiknya, nilai jari-jari atom dan ion dalam senyawa, yang dihitung dari data eksperimen, biasanya digunakan. Dalam hal ini, jari-jari atom kovalen dan logam dibedakan.

Ketergantungan jari-jari atom dan ion pada muatan inti atom suatu unsur dan bersifat periodik. Dalam periode, dengan bertambahnya nomor atom, jari-jarinya cenderung berkurang. Penurunan terbesar adalah khas untuk elemen periode kecil, karena level elektronik terluar diisi di dalamnya. Dalam periode besar dalam keluarga elemen d dan f, perubahan ini kurang tajam, karena pengisian elektron di dalamnya terjadi di lapisan praeksternal. Dalam subkelompok, jari-jari atom dan ion dari jenis yang sama umumnya meningkat.

Sistem periodik unsur adalah contoh nyata dari manifestasi berbagai jenis periodisitas dalam sifat-sifat unsur, yang diamati secara horizontal (dalam satu periode dari kiri ke kanan), secara vertikal (dalam satu golongan, misalnya, dari atas ke bawah). ), secara diagonal, yaitu beberapa properti atom bertambah atau berkurang, tetapi periodisitasnya dipertahankan.

Pada periode dari kiri ke kanan (→), sifat oksidator dan nonlogam unsur bertambah, sedangkan sifat pereduksi dan logam berkurang. Jadi, dari semua unsur periode 3, natrium akan menjadi logam paling aktif dan reduktor terkuat, dan klorin akan menjadi oksidator terkuat.

ikatan kimia- ini adalah interkoneksi atom dalam molekul, atau kisi kristal, sebagai akibat dari aksi gaya tarik listrik antara atom.

Ini adalah interaksi semua elektron dan semua inti, yang mengarah pada pembentukan sistem poliatomik yang stabil (radikal, ion molekuler, molekul, kristal).

Ikatan kimia dilakukan oleh elektron valensi. Menurut konsep modern, ikatan kimia memiliki sifat elektronik, tetapi dilakukan dengan cara yang berbeda. Oleh karena itu, ada tiga jenis utama ikatan kimia: kovalen, ionik, metalik.Antara molekul muncul ikatan hidrogen, dan terjadi interaksi van der Waals.

Ciri-ciri utama ikatan kimia adalah:

- panjang ikatan - adalah jarak antar inti atom yang terikat secara kimia.

Itu tergantung pada sifat atom yang berinteraksi dan pada banyaknya ikatan. Dengan peningkatan multiplisitas, panjang ikatan berkurang, dan, akibatnya, kekuatannya meningkat;

- multiplisitas ikatan - ditentukan oleh jumlah pasangan elektron yang menghubungkan dua atom. Saat multiplisitas meningkat, energi ikat meningkat;

- sudut koneksi- sudut antara garis lurus imajiner yang melewati inti dua atom tetangga yang saling berhubungan secara kimia;

Energi ikat E CB - ini adalah energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan ini dan digunakan untuk memutuskannya, kJ / mol.

Ikatan kovalen - Ikatan kimia yang terbentuk dengan berbagi sepasang elektron dengan dua atom.

Penjelasan tentang ikatan kimia dengan munculnya pasangan elektron yang sama antara atom membentuk dasar teori spin valensi, yang alatnya adalah metode ikatan valensi (MVS) , ditemukan oleh Lewis pada tahun 1916. Untuk deskripsi mekanika kuantum dari ikatan kimia dan struktur molekul, metode lain digunakan - metode orbital molekul (MMO) .

Metode ikatan valensi

Prinsip dasar pembentukan ikatan kimia menurut MVS:

1. Ikatan kimia terbentuk karena elektron valensi (tidak berpasangan).

2. Elektron dengan spin antiparalel milik dua atom yang berbeda menjadi umum.

3. Ikatan kimia terbentuk hanya jika, ketika dua atau lebih atom saling mendekat, energi total sistem berkurang.

4. Gaya utama yang bekerja dalam molekul berasal dari listrik, Coulomb.

5. Semakin kuat koneksinya, semakin banyak awan elektron yang saling tumpang tindih.

Ada dua mekanisme pembentukan ikatan kovalen:

mekanisme pertukaran. Ikatan terbentuk dengan berbagi elektron valensi dari dua atom netral. Setiap atom memberikan satu elektron yang tidak berpasangan kepada pasangan elektron yang sama:

Beras. 7. Mekanisme pertukaran untuk pembentukan ikatan kovalen: sebuah- non-polar; b- kutub

Mekanisme donor-akseptor. Satu atom (donor) menyediakan pasangan elektron, dan atom lain (akseptor) menyediakan orbital kosong untuk pasangan ini.

koneksi, berpendidikan menurut mekanisme donor-akseptor, termasuk senyawa kompleks

Beras. 8. Mekanisme donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen

Ikatan kovalen memiliki sifat-sifat tertentu.

Saturasi - sifat atom untuk membentuk sejumlah ikatan kovalen yang ditentukan secara ketat. Karena kejenuhan ikatan, molekul memiliki komposisi tertentu.

Orientasi - t . e. koneksi terbentuk ke arah tumpang tindih maksimum awan elektron . Sehubungan dengan garis yang menghubungkan pusat atom yang membentuk ikatan, ada: dan (Gbr. 9): -ikatan - dibentuk dengan tumpang tindih AO di sepanjang garis yang menghubungkan pusat atom yang berinteraksi; Ikatan adalah ikatan yang terjadi pada arah sumbu yang tegak lurus terhadap garis lurus yang menghubungkan inti atom. Orientasi ikatan menentukan struktur spasial molekul, yaitu bentuk geometrisnya. hibridisasi - itu adalah perubahan bentuk beberapa orbital dalam pembentukan ikatan kovalen untuk mencapai tumpang tindih orbital yang lebih efisien. Ikatan kimia yang terbentuk dengan partisipasi elektron orbital hibrid lebih kuat daripada ikatan dengan partisipasi elektron orbital s- dan p non-hibrida, karena lebih banyak tumpang tindih. Ada jenis hibridisasi berikut (Gbr. 10, Tabel 31): hibridisasi sp - satu orbital s dan satu orbital p berubah menjadi dua orbital "hibrida" yang identik, sudut antara sumbunya adalah 180°. Molekul di mana hibridisasi sp terjadi memiliki geometri linier (BeCl 2).

hibridisasi sp2- satu orbital s dan dua orbital p berubah menjadi tiga orbital "hibrida" yang identik, sudut antara sumbunya adalah 120°. Molekul di mana hibridisasi sp 2 dilakukan memiliki geometri datar (BF 3 , AlCl 3).

sp 3-hibridisasi- satu orbital s dan tiga orbital p berubah menjadi empat orbital "hibrida" yang identik, sudut antara sumbunya adalah 109 ° 28 ". Molekul di mana hibridisasi sp 3 terjadi memiliki geometri tetrahedral (CH 4 , NH3).

Beras. 10. Jenis hibridisasi orbital valensi: a - sp-hibridisasi orbital valensi; b - sp2- hibridisasi orbital valensi; di - sp 3 - hibridisasi orbital valensi

Teknologi perangkat keras buku elektronik. Konsep pembaca e-book. Keuntungan dan kerugian. teknologi monitor LCD.

Kemiskinan dan kemiskinan sebagai fenomena sosial. Perlindungan sosial segmen masyarakat berpenghasilan rendah

Tiket 1. Algoritma siklik. Blok diagram siklus dengan prasyarat, dengan kondisi akhir dan siklus dengan parameter. Pemrograman proses siklik

Struktur kulit elektron atom memainkan peran penting dalam kimia, menentukan sifat kimia zat. Karakteristik paling penting dari gerak elektron dalam orbit tertentu adalah energi hubungannya dengan nukleus. Elektron dalam atom berbeda dalam energi tertentu, dan, seperti yang ditunjukkan eksperimen, beberapa tertarik ke nukleus lebih kuat, yang lain lebih lemah. Hal ini dijelaskan oleh keterpencilan elektron dari nukleus. Semakin dekat elektron ke nukleus, semakin besar ikatannya dengan nukleus, tetapi semakin sedikit energi. Semakin jauh jarak dari inti atom, gaya tarik elektron ke inti berkurang, dan suplai energi meningkat. Ini adalah bagaimana lapisan elektron terbentuk di kulit elektron atom. Elektron dengan nilai energi yang sama membentuk lapisan elektron tunggal, atau tingkat energi. Energi elektron dalam suatu atom dan tingkat energinya ditentukan oleh bilangan kuantum utama n dan mengambil nilai bilangan bulat 1, 2, 3, 4, 5, 6 dan 7. Semakin besar nilai n, semakin besar energi dari elektron dalam atom. Jumlah maksimum elektron yang dapat berada dalam tingkat energi tertentu ditentukan oleh rumus:

Dimana N adalah jumlah maksimum elektron per level;

n adalah jumlah tingkat energi.

Telah ditetapkan bahwa tidak lebih dari dua elektron terletak pada kulit pertama, tidak lebih dari delapan pada kulit kedua, tidak lebih dari 18 pada kulit ketiga, dan tidak lebih dari 32 pada kulit keempat. cangkang jauh. Diketahui bahwa tingkat energi eksternal dapat mengandung tidak lebih dari delapan elektron, itu disebut lengkap. Lapisan elektronik yang tidak mengandung jumlah elektron maksimum disebut tidak lengkap.

Jumlah elektron di tingkat energi terluar dari kulit elektron atom sama dengan nomor golongan untuk unsur-unsur kimia dari subkelompok utama.

Seperti disebutkan sebelumnya, elektron tidak bergerak dalam orbit, tetapi dalam orbit dan tidak memiliki lintasan.

Ruang di sekitar nukleus tempat elektron tertentu paling mungkin berada disebut orbital elektron itu, atau awan elektron.

Orbital, atau sublevel, sebagaimana mereka juga disebut, dapat memiliki bentuk yang berbeda, dan jumlahnya sesuai dengan nomor level, tetapi tidak melebihi empat. Tingkat energi pertama memiliki satu sublevel (s), yang kedua memiliki dua (s,p), yang ketiga memiliki tiga (s,p,d), dan seterusnya. Elektron dari sublevel yang berbeda pada level yang sama memiliki bentuk awan elektron yang berbeda: bulat (s), berbentuk halter (p), dan konfigurasi yang lebih kompleks (d) dan (f). Para ilmuwan sepakat untuk menyebut orbital atom berbentuk bola s-orbita. Ini adalah yang paling stabil dan terletak cukup dekat dengan inti.

Semakin besar energi elektron dalam suatu atom, semakin cepat ia berputar, semakin luas daerah tinggalnya, dan akhirnya berubah menjadi berbentuk halter. p-orbit:

Awan elektron dalam bentuk ini dapat menempati tiga posisi dalam atom di sepanjang sumbu koordinat ruang x, kamu dan z. Ini mudah dijelaskan: bagaimanapun, semua elektron bermuatan negatif, sehingga awan elektron saling tolak dan cenderung terletak sejauh mungkin satu sama lain.

Jadi, p Mungkin ada tiga orbital. Energi mereka, tentu saja, sama, tetapi lokasi mereka di luar angkasa berbeda.

Gambarlah diagram pengisian berurutan tingkat energi dengan elektron

Sekarang kita dapat membuat diagram struktur kulit elektron atom:

1. Tentukan jumlah total elektron pada kulit dengan nomor seri elemen.

2. Tentukan jumlah tingkat energi pada kulit elektron. Jumlahnya sama dengan jumlah periode dalam tabel D. I. Mendeleev, di mana elemen itu berada.

3. Tentukan jumlah elektron pada setiap tingkat energi.

4. Menggunakan angka Arab untuk menunjukkan tingkat dan orbital dengan huruf s dan p, dan jumlah elektron dalam orbital tertentu angka arab di kanan atas di atas huruf, kami menggambarkan struktur atom dengan rumus elektronik yang lebih lengkap. Para ilmuwan sepakat untuk menetapkan setiap orbital atom sebagai sel kuantum - persegi pada diagram energi:

pada s Sublevel dapat berisi satu orbital atom

dan terus p-mungkin sudah ada tiga sublevel -

(menurut tiga sumbu koordinat):

Orbital d- dan f- sublevel dalam atom sudah bisa lima dan tujuh, masing-masing:

Inti atom hidrogen memiliki muatan +1, jadi hanya satu elektron yang bergerak di sekitar intinya pada tingkat energi tunggal. Mari kita tuliskan konfigurasi elektron atom hidrogen

Untuk membangun hubungan antara struktur atom suatu unsur kimia dan sifat-sifatnya, kita akan mempertimbangkan beberapa unsur kimia lagi.

Unsur berikutnya setelah hidrogen adalah helium. Inti atom helium memiliki muatan +2, jadi atom helium mengandung dua elektron pada tingkat energi pertama:

Karena tingkat energi pertama tidak dapat mengandung lebih dari dua elektron, maka tingkat energi tersebut dianggap lengkap.

Elemen nomor 3 - litium. Inti lithium memiliki muatan +3, oleh karena itu, ada tiga elektron dalam atom lithium. Dua di antaranya berada pada tingkat energi pertama, dan elektron ketiga mulai mengisi tingkat energi kedua. Pertama, orbital s tingkat pertama terisi, lalu orbital s tingkat kedua. Elektron di tingkat kedua terikat lebih lemah ke nukleus daripada dua lainnya.

Untuk atom karbon, kita sudah dapat mengasumsikan tiga skema yang mungkin pengisian kulit elektron sesuai dengan rumus grafik elektron:

Analisis spektrum atom menunjukkan bahwa skema terakhir benar. Dengan menggunakan aturan ini, tidak sulit untuk membuat diagram struktur elektronik atom nitrogen:

Skema ini sesuai dengan rumus 1s22s22p3. Kemudian penempatan pasangan elektron ke dalam orbital 2p dimulai. Rumus elektronik dari atom yang tersisa dari periode kedua:

Pengisian tingkat energi kedua atom neon berakhir, dan pembangunan periode kedua sistem unsur selesai.

Temukan tanda kimia litium dalam sistem periodik, dari litium hingga neon Ne, muatan inti atom meningkat secara alami. Lapisan kedua secara bertahap diisi dengan elektron. Dengan peningkatan jumlah elektron di lapisan kedua, sifat logam dari unsur-unsur secara bertahap melemah dan digantikan oleh yang non-logam.

Periode ketiga, seperti yang kedua, dimulai dengan dua elemen (Na, Mg), di mana elektron terletak pada sublevel s dari lapisan elektron terluar. Ini diikuti oleh enam elemen (dari Al ke Ar), di mana sublevel-p dari lapisan elektron terluar terbentuk. Struktur lapisan elektronik luar dari elemen yang sesuai dari periode kedua dan ketiga serupa. Dengan kata lain, dengan peningkatan muatan inti, struktur elektronik dari lapisan luar atom berulang secara berkala. Jika unsur-unsur memiliki tingkat energi eksternal yang sama, maka sifat-sifat unsur-unsur ini serupa. Misalnya, argon dan neon mengandung delapan elektron di tingkat luar, dan oleh karena itu mereka inert, yaitu, mereka hampir tidak masuk ke dalam reaksi kimia. Dalam bentuk bebas, argon dan neon adalah gas yang memiliki molekul monoatomik.

Atom litium, natrium, dan kalium mengandung satu elektron di tingkat terluar dan memiliki sifat yang serupa, sehingga mereka ditempatkan dalam kelompok yang sama dari sistem periodik.

AKU AKU AKU. Kesimpulan.

1. Sifat-sifat unsur kimia, yang disusun dalam urutan menaik dari muatan inti, berulang secara berkala, karena struktur tingkat energi eksternal atom unsur berulang secara berkala.

2. Perubahan halus dalam sifat-sifat unsur kimia dalam satu periode dapat dijelaskan dengan peningkatan bertahap jumlah elektron pada tingkat energi eksternal.

3. Alasan kesamaan sifat-sifat unsur-unsur kimia yang termasuk dalam keluarga yang sama terletak pada struktur yang sama dari tingkat energi eksternal atom-atomnya.

Struktur elektronik atom dapat ditunjukkan dengan rumus elektronik dan diagram grafik elektronik. Dalam rumus elektronik, tingkat energi dan sublevel ditulis secara berurutan dalam urutan pengisiannya dan jumlah total elektron di sublevel. Dalam hal ini, keadaan elektron individu, khususnya bilangan kuantum magnetik dan spinnya, tidak tercermin dalam rumus elektronik. Dalam skema grafik elektronik, setiap elektron "terlihat" sepenuhnya, mis. itu dapat dicirikan oleh keempat bilangan kuantum. Diagram grafik elektronik biasanya diberikan untuk elektron eksternal.

Contoh 1 Tulis rumus elektronik fluor, nyatakan keadaan elektron eksternal dengan diagram grafik elektronik. Berapa banyak elektron tidak berpasangan dalam atom unsur ini?

Larutan. Nomor atom fluor adalah sembilan, jadi ada sembilan elektron dalam atomnya. Sesuai dengan prinsip energi terkecil, menggunakan Gambar. 7 dan dengan mempertimbangkan konsekuensi dari prinsip Pauli, kami menuliskan rumus elektronik fluor: 1s 2 2s 2 2p 5 . Untuk elektron eksternal (tingkat energi kedua), kami membuat diagram grafik elektronik (Gbr. 8), dari sini ada satu elektron tidak berpasangan dalam atom fluor.

Beras. 8. Skema grafik elektron elektron valensi atom fluor

Contoh 2 Buatlah diagram grafik elektron dari kemungkinan keadaan atom nitrogen. Manakah dari mereka yang mencerminkan keadaan normal, dan mana yang - bersemangat?

Larutan. Rumus elektronik nitrogen adalah 1s 2 s 2 2p 3 , rumus elektron luar adalah 2s 2 2p 3 . Sublevel 2p tidak lengkap, karena jumlah elektron di atasnya kurang dari enam. Opsi yang memungkinkan distribusi tiga elektron pada sublevel 2p ditunjukkan pada Gambar. 9.

Beras. 9. Diagram grafik elektron dari kemungkinan keadaan sublevel 2p dalam atom nitrogen.

Nilai maksimum (dalam nilai absolut) dari putaran (3 / 2) sesuai dengan keadaan 1 dan 2, oleh karena itu, mereka di-ground, dan sisanya tereksitasi.

Contoh 3 Tentukan bilangan kuantum yang menentukan keadaan elektron terakhir dalam atom vanadium?

Larutan. Nomor atom vanadium adalah Z = 23, oleh karena itu, rumus elektronik lengkap dari unsur tersebut adalah: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3. Skema grafik elektronik elektron eksternal (4s 2 3d 3) adalah sebagai berikut (Gbr. 10):

Beras. 10. Skema grafik elektron elektron valensi atom vanadium

Bilangan kuantum utama dari elektron terakhir n = 3 (tingkat energi ketiga), orbital aku= 2 (subtingkat d). Nomor kuantum magnetik untuk masing-masing dari tiga elektron d berbeda: untuk yang pertama adalah -2, untuk yang kedua -1, untuk yang ketiga - 0. Nomor kuantum spin untuk ketiga elektron adalah sama: m s \u003d + 1 / 2. Jadi, keadaan elektron terakhir dalam atom vanadium dicirikan oleh bilangan kuantum: n = 3; aku= 2; m = 0; m s = + 1 / 2 .

7. Elektron berpasangan dan tidak berpasangan

Elektron yang mengisi orbital berpasangan disebut berpasangan, dan elektron tunggal disebut tidak berpasangan. Elektron tidak berpasangan menyediakan ikatan kimia atom dengan atom lain. Kehadiran elektron tidak berpasangan ditetapkan secara eksperimental dengan mempelajari sifat magnetik. Zat yang memiliki elektron tidak berpasangan paramagnetik(mereka ditarik ke dalam medan magnet karena interaksi spin elektron, seperti magnet dasar, dengan eksternal Medan gaya). Zat yang hanya memiliki pasangan elektron diamagnetik(medan magnet eksternal tidak bekerja pada mereka). Elektron tidak berpasangan terletak hanya pada tingkat energi terluar atom dan jumlahnya dapat ditentukan dari skema grafik elektroniknya.

Contoh 4 Tentukan jumlah elektron tidak berpasangan dalam atom belerang.

Larutan. Nomor atom belerang adalah Z = 16, oleh karena itu, rumus elektronik lengkap dari unsur tersebut adalah: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Skema grafik elektronik elektron eksternal adalah sebagai berikut (Gbr. 11).

Beras. 11. Skema grafik elektron elektron valensi atom belerang

Ini mengikuti dari skema grafik elektron bahwa ada dua elektron yang tidak berpasangan dalam atom belerang.