Електронна конфігурація катіону алюмінію. Як складати електронні формули хімічних елементів

склад атома.

Атом складається з атомного ядраі електронної оболонки.

Ядро атома складається з протонів ( p +) та нейтронів ( n 0). Більшість атомів водню ядро ​​складається з одного протона.

Число протонів N(p +) дорівнює заряду ядра ( Z) та порядковому номеру елемента в природному ряді елементів (і в періодичній системі елементів).

N(p +) = Z

Сума числа нейтронів N(n 0), що позначається просто літерою N, і числа протонів Zназивається масовим числомі позначається буквою А.

A = Z + N

Електронна оболонка атома складається з електронів, що рухаються навколо ядра ( е -).

Число електронів N(e-) в електронній оболонці нейтрального атома дорівнює числу протонів Zу його ядрі.

Маса протона приблизно дорівнює масі нейтрону і в 1840 разів більша за масу електрона, тому маса атома практично дорівнює масі ядра.

Форма атома – сферична. Радіус ядра приблизно в 100000 разів менший за радіус атома.

Хімічний елемент- Вид атомів (сукупність атомів) з однаковим зарядом ядра (з однаковим числом протонів в ядрі).

Ізотоп- Сукупність атомів одного елемента з однаковим числом нейтронів в ядрі (або вид атомів з однаковим числом протонів і однаковим числом нейтронів в ядрі).

Різні ізотопи відрізняються один від одного числом нейтронів у ядрах їх атомів.

Позначення окремого атома або ізотопу: (Е - символ елемента), наприклад: .

Будова електронної оболонки атома

Атомна орбіталь- Стан електрона в атомі. Умовне позначення орбіталі - . Кожній орбіталі відповідає електронна хмара.

Орбіталі реальних атомів в основному (незбудженому) стані бувають чотирьох типів: s, p, dі f.

Електронна хмара- Частина простору, в якій електрон можна виявити з ймовірністю 90 (або більше) відсотків.

Примітка: іноді поняття "атомна орбіталь" та "електронна хмара" не розрізняють, називаючи і те, й інше "атомною орбіталлю"

Електронна оболонка атома шарувата. Електронний шарутворений електронними хмарами однакового розміру. Орбіталі одного шару утворюють електронний ("енергетичний") рівень, їхньої енергії однакові в атома водню, але різняться в інших атомів.

Однотипні орбіталі одного рівня групуються в електронні (енергетичні)підрівні:
s-підрівень (складається з однієї s-орбіталі), умовне позначення - .
p-підрівень (складається з трьох p
d-підрівень (складається з п'яти d-орбіталей), умовне позначення - .
f-підрівень (складається з семи f-орбіталей), умовне позначення - .

Енергії орбіталей одного підрівня однакові.

При позначенні підрівнів до символу підрівня додається номер шару (електронного рівня), наприклад: 2 s, 3p, 5dозначає s-підрівень другого рівня, p-підрівень третього рівня, d-Підрівень п'ятого рівня.

Загальна кількість підрівнів на одному рівні дорівнює номеру рівня n. Загальна кількість орбіталей на одному рівні дорівнює n 2 . Відповідно до цього, загальна кількість хмар в одному шарі так само n 2 .

Позначення: - вільна орбіталь (без електронів); - орбіталь з неспареним електроном; - орбіталь з електронною парою (з двома електронами).

Порядок заповнення електронами орбіталей атома визначається трьома законами природи (формулювання дано спрощено):

1. Принцип найменшої енергії – електрони заповнюють орбіталі у порядку зростання енергії орбіталей.

2. Принцип Паулі - на одній орбіталі не може бути більше двох електронів.

3. Правило Хунда - у межах рівня електрони спочатку заповнюють вільні орбіталі (по одному), і лише після цього утворюють електронні пари.

Загальна кількість електронів на електронному рівні (або в електронному шарі) дорівнює 2 n 2 .

Розподіл підрівнів за енергіями виражається поруч (у прядці збільшення енергії):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Наочно ця послідовність виражається енергетичною діаграмою:

Розподіл електронів атома за рівнями, підрівнями та орбіталями (електронна конфігурація атома) може бути зображена у вигляді електронної формули, енергетичної діаграми або, спрощено, у вигляді схеми електронних шарів ("електронна схема").

Приклади електронної будови атомів:

Валентні електрони- електрони атома, які можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків. У будь-якого атома це все зовнішні електрони плюс ті зовнішні електрони, енергія яких більша, ніж у зовнішніх. Наприклад: у атома Ca зовнішні електрони - 4 s 2, вони ж і валентні; у атома Fe зовнішні електрони - 4 s 2 , але має 3 d 6 , отже, у атома заліза 8 ​​валентних електронів. Валентна електронна формула атома кальцію - 4 s 2 , а атома заліза - 4 s 2 3d 6 .

Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва
(природна система хімічних елементів)

Періодичний закон хімічних елементів(сучасне формулювання): властивості хімічних елементів, а також простих та складних речовин, що ними утворюються, знаходяться в періодичній залежності від значення заряду з атомних ядер.

Періодична система- графічне вираження періодичного закону.

Природний ряд хімічних елементів- ряд хімічних елементів, збудованих за зростанням кількості протонів в ядрах їх атомів, або, що те саме, щодо зростання зарядів ядер цих атомів. Порядковий номер елемента у цьому ряду дорівнює числу протонів у ядрі будь-якого атома цього елемента.

Таблиця хімічних елементів будується шляхом "розрізання" природного ряду хімічних елементів на періоди(горизонтальні рядки таблиці) та об'єднання у групи (вертикальні стовпці таблиці) елементів, зі схожою електронною будовою атомів.

Залежно від способу об'єднання елементів у групи таблиця може бути довгооперіодний(у групи зібрані елементи з однаковим числом та типом валентних електронів) та короткоперіодний(У групи зібрані елементи з однаковим числом валентних електронів).

Групи короткоперіодної таблиці поділяються на підгрупи ( головніі побічні), що збігаються з групами довгооперіодної таблиці.

У всіх атомів елементів одного періоду однакова кількість електронних шарів дорівнює номеру періоду.

Число елементів у періодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Більшість елементів восьмого періоду отримані штучно, останні елементи цього періоду ще не синтезовані. Всі періоди, крім першого, починаються з елемента, що утворює лужний метал (Li, Na, K і т. д.), а закінчуються елементом, що утворює благородний газ (He, Ne, Ar, Kr і т. д.).

У короткоперіодній таблиці - вісім груп, кожна з яких поділяється на дві підгрупи (головну та побічну), у довгооперіодній таблиці - шістнадцять груп, що нумеруються римськими цифрами з літерами А або В, наприклад: IA, IIIB, VIA, VIIB. Група IA довгооперіодної таблиці відповідає головній підгрупі першої групи короткоперіодної таблиці; група VIIB - побічну підгрупу сьомої групи: решта - аналогічно.

Характеристики хімічних елементів закономірно змінюються у групах та періодах.

У періодах (зі збільшенням порядкового номера)

• збільшується заряд ядра,
• збільшується кількість зовнішніх електронів,
• зменшується радіус атомів,
• збільшується міцність зв'язку електронів з ядром (енергія іонізації),
• збільшується електронегативність,
• посилюються окисні властивості простих речовин ("неметалевість"),
• слабшають відновлювальні властивості простих речовин ("металлічність"),
• слабшає основний характер гідроксидів та відповідних оксидів,
• зростає кислотний характер гідроксидів та відповідних оксидів.

У групах (зі збільшенням порядкового номера)

• збільшується заряд ядра,
• збільшується радіус атомів (тільки в А-групах),
• зменшується міцність зв'язку електронів з ядром (енергія іонізації; тільки в А-групах),
• зменшується електронегативність (тільки в А-групах),
• слабшають окисні властивості простих речовин ("неметалевість"; тільки в А-групах),
• посилюються відновлювальні властивості простих речовин ("металічність"; тільки в А-групах),
• зростає основний характер гідроксидів та відповідних оксидів (тільки в А-групах),
• слабшає кислотний характер гідроксидів та відповідних оксидів (тільки в А-групах),
• знижується стійкість водневих сполук (підвищується їхня відновна активність; тільки в А-групах).

Завдання та тести на тему "Тема 9. "Будова атома. Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва (ПСХЕ)"."

• Періодичний закон - Періодичний закон та будова атомів 8–9 клас
  Ви повинні знати: закони заповнення орбіталей електронами (принцип найменшої енергії, принцип Паулі, правило Хунда), структуру періодичної системи елементів.

  Ви повинні вміти: визначати склад атома за положенням елемента в періодичній системі, і, навпаки, знаходити елемент у періодичній системі, знаючи його склад; зображати схему будови, електронну конфігурацію атома, іона, і, навпаки, визначати за схемою та електронною конфігурацією положення хімічного елемента в ПСХЕ; давати характеристику елемента та утворюваних ним речовин за його становищем у ПСХЕ; визначати зміни радіусу атомів, властивостей хімічних елементів та утворених ними речовин у межах одного періоду та однієї головної підгрупи періодичної системи.

  приклад 1.Визначте кількість орбіталей третьому електронному рівні. Які це орбіталі?
  Для визначення кількості орбіталей скористаємося формулою Nорбіталей = n 2 , де n- Номер рівня. Nорбіталей = 3 2 = 9. Одна 3 s-, три 3 p- і п'ять 3 d-орбіталей.

  приклад 2.Визначте, у якого атома елемента електронна формула 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Для того, щоб визначити, який це елемент, треба з'ясувати його порядковий номер, який дорівнює сумарному числу електронів атома. В даному випадку: 2+2+6+2+1=13. Це алюміній.

  Переконавшись, що все необхідне засвоєно, переходьте до виконання завдань. Бажаємо успіхів.

  
  Рекомендована література:
  • О. С. Габрієлян та ін. Хімія 11 кл. М., Дрофа, 2002;
  • Р. Е. Рудзітіс, Ф. Г. Фельдман. Хімія 11 кл. М., Просвітництво, 2001.

Записується як так званих електронних формул. В електронних формулах літерами s, p, d, f позначаються енергетичні рівні електронів; цифри попереду літер означають енергетичний рівень, у якому перебуває даний електрон, а індекс зверху праворуч - число електронів цьому подуровне. Щоб скласти електронну формулу атома будь-якого елемента, достатньо знати номер даного елемента в періодичній системі та виконати основні положення, яким підпорядковується розподілення електронів в атомі.

Структура електронної оболонки атома може бути зображена і у вигляді схеми розміщення електронів з енергетичних осередків.

Для атомів заліза така схема має такий вигляд:

На цій схемі наочно видно виконання правила Гунда. На Зd-підрівні максимальна кількість осередків (чотири) заповнена неспареними електронами. Зображення структури електронної оболонки в атомі як електронних формул і як схем наочно не відбиває хвильових властивостей електрона.

Формулювання періодичного закону у редакціїД.А. Менделєєва : властивості простих тіл, а також форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності величини атомних ваг елементів.

Сучасне формулювання Періодичного закону: властивості елементів, і навіть форми та властивості їх сполук перебувають у періодичної залежність від величини заряду ядра їх атомів.

Таким чином, позитивний заряд ядра (а не атомна маса) виявився більш точним аргументом, від якого залежать властивості елементів та їх сполук

Валентність- це число хімічних зв'язків, яким один атом пов'язаний із іншим.
Валентні можливості атома визначаються кількістю неспарених електронів та наявністю зовнішньому рівні вільних атомних орбіталей. Будова зовнішніх енергетичних рівнів атомів хімічних елементів визначає в основному властивості їх атомів. Тому ці рівні називаються валентними. Електрони цих рівнів, інколи ж і зовнішніх рівнів можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків. Такі електрони називають валентними.

Стехіометрична валентністьхімічного елемента - це число еквівалентів, яке може до себе приєднати даний атом, чи число еквівалентів в атомі.

Еквіваленти визначаються за кількістю приєднаних або заміщених атомів водню, тому стехіометрична валентність дорівнює числу атомів водню, з якими взаємодіє даний атом. Але вільно взаємодіють в повному обсязі елементи, і з киснем - майже всі, тому стехиометрическую валентність можна з'ясувати, як подвоєне число приєднаних атомів кисню.

Наприклад, стехіометрична валентність сірки в сірковододі H 2 S дорівнює 2, в оксиді SO 2 - 4 в оксиді SO 3 -6.

При визначенні стехіометричної валентності елемента за формулою бінарної сполуки слід керуватися правилом: сумарна валентність всіх атомів одного елемента повинна дорівнювати сумарній валентності всіх атомів іншого елемента.

Ступінь окисленнятакож характеризує склад речовини та дорівнює стехіометричній валентності зі знаком плюс (для металу або більш електропозитивного елемента в молекулі) або мінус.

1. У простих речовинах ступінь окислення елементів дорівнює нулю.

2. Ступінь окислення фтору у всіх сполуках дорівнює -1. Решта галогенів (хлор, бром, йод) з металами, воднем та іншими більш електропозитивними елементами теж мають ступінь окислення -1, але в сполуках з більш електронегативними елементами вони мають позитивні значення ступенів окислення.

3. Кисень у сполуках має ступінь окиснення -2; винятком є ​​пероксид водню Н 2 Про 2 та його похідні (Na 2 O 2 , BaO 2 і т.п., в яких кисень має ступінь окиснення -1, а також фторид кисню OF 2 , ступінь окиснення кисню в якому дорівнює +2.

4. Лужні елементи (Li, Na, K та ін.) та елементи головної підгрупи другої групи Періодичної системи (Be, Mg, Ca та ін.) завжди мають ступінь окислення, що дорівнює номеру групи, тобто +1 і +2, відповідно .

5. Усі елементи третьої групи, крім талію мають постійну ступінь окислення, рівну номеру групи, тобто. +3.

6. Вищий ступінь окислення елемента дорівнює номеру групи Періодичної системи, а нижча - різниці: № групи - 8. Наприклад, вищий ступінь окислення азоту (він розташований у п'ятій групі) дорівнює +5 (в азотній кислоті та її солях), а нижча дорівнює -3 (в аміаку та солях амонію).

7. Ступені окислення елементів у поєднанні компенсують один одного так, що їх сума для всіх атомів у молекулі або нейтральній формульній одиниці дорівнює нулю, а для іона - його заряду.

Ці правила можна використовувати визначення невідомої ступеня окислення елемента у поєднанні, якщо відомі ступеня окислення інших, і складання формул багатоелементних сполук.

Ступінь окислення (окисне число,) — допоміжна умовна величина для запису процесів окислення, відновлення та окисно-відновних реакцій.

Концепція ступінь окисленнячасто використовують у неорганічній хімії замість поняття валентність. Ступінь окислення атома дорівнює чисельній величині електричного заряду, що приписується атому в припущенні, що електронні пари, що здійснюють зв'язок, повністю зміщені в бік більш негативних атомів (тобто виходячи з припущення, що з'єднання складається тільки з іонів).

Ступінь окислення відповідає числу електронів, яке слід приєднати до позитивного іону, щоб відновити його до нейтрального атома, або відібрати від негативного іона, щоб окислити його до нейтрального атома:

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

Властивості елементів, що залежать від будови електронної оболонки атома, змінюються за періодами та групами періодичної системи. Оскільки в ряді елементів-аналогів електронні структури лише подібні, але не тотожні, то при переході від одного елемента в групі до іншого для них спостерігається не просте повторення властивостей, а їх більш менш чітко виражене закономірне зміна.

Хімічна природа елемента обумовлена ​​здатністю його атома втрачати чи набувати електрони. Ця здатність кількісно оцінюється величинами енергій іонізації та спорідненості до електрона.

Енергією іонізації (Eі) називається мінімальна кількість енергії, необхідне для відриву та повного видалення електрона з атома в газовій фазі при T = 0

K без передачі звільненому електрону кінетичної енергії з перетворенням атома на позитивно заряджений іон: Е + Eі = Е + + e-. Енергія іонізації є позитивною величиною і має найменші значення у атомів лужних металів та найбільші у атомів шляхетних (інертних) газів.

Спорідненістю до електрона (Ee) називається енергія, що виділяється або поглинається при приєднанні електрона атома в газовій фазі при T = 0

K з перетворенням атома на негативно заряджений іон без передачі частинці кінетичної енергії:

Е + e- = Е- + Ee.

Максимальну спорідненість до електрона мають галогени, особливо фтор (Ee = -328 кДж/моль).

Величини Eі та Ee виражають у кілоджоулях на моль (кДж/моль) або в електрон-вольтах на атом (еВ).

Здатність пов'язаного атома зміщувати до себе електрони хімічних зв'язків, підвищуючи у себе електронну щільність називається електронегативність.

Це поняття в науку запроваджено Л. Полінгом. Електронегативністьпозначається символом ÷ та характеризує прагнення даного атома до приєднання електронів при утворенні ним хімічного зв'язку.

По Р. Маликену електронегативність атома оцінюється напівсумою енергій іонізації та спорідненості до електрона вільних атомів = (Ee + Eі)/2

У періодах спостерігається загальна тенденція зростання енергії іонізації та електронегативності зі зростанням заряду ядра атома, у групах ці величини зі збільшенням порядкового номера елемента зменшуються.

Слід підкреслити, що елементу не можна приписати постійне значення електронегативності, оскільки воно залежить від багатьох факторів, зокрема від валентного стану елемента, типу з'єднання, до якого він входить, числа та виду атомів-сусідів.

Атомні та іонні радіуси. Розміри атомів та іонів визначаються розмірами електронної оболонки. Згідно з квантово-механічними уявленнями електронна оболонка не має строго певних меж. Тому за радіус вільного атома чи іона можна прийняти теоретично розрахована відстань від ядра до положення головного максимуму щільності зовнішніх електронних хмар.Ця відстань називається орбітальним радіусом. Насправді зазвичай використовують значення радіусів атомів і іонів, що у сполуках, обчислені з експериментальних даних. При цьому розрізняють ковалентні та металеві радіуси атомів.

Залежність атомних та іонних радіусів від заряду ядра атома елемента і має періодичний характер.. У періоди зі збільшенням атомного номера радіуси мають тенденцію до зменшення. Найбільше зменшення притаманно елементів малих періодів, оскільки вони заповнюється зовнішній електронний рівень. У великих періодах сімействах d- і f- елементів це зміна менш різке, оскільки вони заповнення електронів відбувається у передпередньому шарі. У підгрупах радіуси атомів та однотипних іонів загалом збільшуються.

Періодична система елементів є наочний приклад прояви різного роду періодичності у властивостях елементів, яка дотримується по горизонталі (у періоді зліва направо), по вертикалі (у групі, наприклад, зверху донизу), діагоналі, тобто. якесь властивість атома посилюється чи зменшується, але періодичність зберігається.

У період зліва направо (→) збільшуються окисні та неметалічні властивості елементів, а відновлювальні та металеві властивості зменшуються. Так, з усіх елементів 3 періоду натрій буде найактивнішим металом і найсильнішим відновником, а хлор - найсильнішим окислювачем.

Хімічний зв'язок- це взаємне з'єднання атомів у молекулі, або кристалічній решітці, внаслідок дії між атомами електричних сил тяжіння.

Це взаємодія всіх електронів та всіх ядер, що призводять до утворення стійкої багатоатомної системи (радикал, молекулярний іон, молекула, кристал).

Хімічний зв'язок здійснюється валентними електронами. За сучасними уявленнями хімічний зв'язок має електронну природу, але здійснюється вона по-різному. Тому розрізняють три основні типи хімічного зв'язку: ковалентну, іонну, металеву.Між молекулами виникає водневий зв'язок,і відбуваються вандерваальсові взаємодії.

До основних характеристик хімічного зв'язку належать:

- Довжина зв'язку - це міжядерна відстань між хімічно зв'язаними атомами.

Вона залежить від природи взаємодіючих атомів та від кратності зв'язку. Зі збільшенням кратності довжина зв'язку зменшується, отже, збільшується її міцність;

- кратність зв'язку - визначається числом електронних пар, що зв'язують два атоми. Зі збільшенням кратності енергія зв'язку зростає;

- Кут зв'язку- кут між уявними прямими, що проходять через ядра двох хімічно взаємопов'язаних сусідніх атомів;

Енергія зв'язку Е СВ - це енергія, яка виділяється при утворенні даного зв'язку та витрачається на її розрив, кДж/моль.

Ковалентний зв'язок - Хімічний зв'язок, утворений шляхом усуспільнення пари електронів двома атомами.

Пояснення хімічного зв'язку виникненням спільних електронних пар між атомами лягло в основу спинової теорії валентності, інструментом якої є метод валентних зв'язків (МВС) , відкритий Льюїсом в 1916 р. Для квантово-механічного опису хімічного зв'язку та будови молекул застосовують ще один метод - метод молекулярних орбіталей (ММО) .

Метод валентних зв'язків

Основні принципи утворення хімічного зв'язку з МВС:

1. Хімічний зв'язок утворюється з допомогою валентних (неспарених) електронів.

2. Електрони з антипаралельними спинами, що належать двом різним атомам, стають загальними.

3. Хімічний зв'язок утворюється лише тому випадку, якщо зближення двох і більше атомів повна енергія системи знижується.

4. Основні сили, що діють у молекулі, мають електричне, кулонівське походження.

5. Зв'язок тим міцніший, чим більшою мірою перекриваються електронні хмари, що взаємодіють.

Існує два механізми утворення ковалентного зв'язку:

Обмінний механізм.Зв'язок утворений шляхом узагальнення валентних електронів двох нейтральних атомів. Кожен атом дає по одному неспареним електроном у загальну електронну пару:

Мал. 7. Обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку: а- неполярною; б- полярний

Донорноакцепторний механізм.Один атом (донор) надає електронну пару, а інший атом (акцептор) надає цій парі вільну орбіталь.

З'єднання, освіченіза донорно-акцепторним механізмом, відносяться до комплексним з'єднанням

Мал. 8. Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок має певні показники.

Насичуваність - властивість атомів утворювати строго певну кількість ковалентних зв'язків.Завдяки насичуваності зв'язків молекули мають певний склад.

Спрямованість - т . е. зв'язок утворюється у напрямку максимального перекриття електронних хмар . Щодо лінії з'єднуючої центри атомів, що утворюють зв'язок розрізняють: σ і π(рис. 9): σ-зв'язок - утворена перекриттям АТ по лінії з'єднуючої центри атомів, що взаємодіють; π-зв'язок - це зв'язок, що виникає в напрямку осі перпендикулярної до прямої, що з'єднує ядра атома. Спрямованість зв'язку зумовлює просторову структуру молекул, тобто їх геометричну форму. Гібридизація - це зміна форми деяких орбіталей при утворенні ковалентного зв'язку для досягнення ефективнішого перекривання орбіталей.Хімічний зв'язок, що утворюється за участю електронів гібридних орбіталей, міцніший, ніж зв'язок за участю електронів негібридних s- і р-орбіталей, оскільки відбувається більше перекриття. Розрізняють такі види гібридизації (рис. 10, табл. 31): sp-гібридизація -одна s-орбіталь і одна p-орбіталь перетворюються на дві однакові «гібридні» орбіталі, кут між осями яких дорівнює 180 °. Молекули, у яких здійснюється sp-гібридизація, мають лінійну геометрію (BeCl 2).

sp 2 -гібридизація- одна s-орбіталь і дві p-орбіталі перетворюються на три однакові «гібридні» орбіталі, кут між осями яких дорівнює 120 °. Молекули, в яких здійснюється sp 2 -гібридизація, мають плоску геометрію (BF 3 AlCl 3).

sp 3-гібридизація- одна s-орбіталь і три p-орбіталі перетворюються на чотири однакові «гібридні» орбіталі, кут між осями яких дорівнює 109°28". Молекули, в яких здійснюється sp 3 -гібридизація, мають тетраедричну геометрію (CH 4 , NH 3).

Мал. 10. Види гібридизацій валентних орбіталей: а - sp-гібридизація валентних орбіталей; б - sp 2 -гібридизація валентних орбіталей; в - sp 3-гібридиза-ція валентних орбіталей

>> Хімія: Електронні конфігурації атомів хімічних елементів

Швейцарський фізик В. Паулі в 1925 р. встановив, що в атомі на одній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів, що мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської «веретено»), тобто такі, що мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки. Цей принцип називається принципом Паулі.

Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспареним, якщо два, це спарені електрони, тобто електрони з протилежними спинами.

На малюнку 5 показано схему підрозділу енергетичних рівнів на підрівні.

s-Орбіталь, як ви знаєте, має сферичну форму. Електрон атома водню (s = 1) розташовується на цій ор-біталі та неспарений. Тому його електронна формула чи електронна конфігурація записуватиметься так: 1s 1 . В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед літерою (1...), латинською літерою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.

Для атома гелію Не, що має два спарених електрони на одній s-орбіталі, ця формула: 1s 2 .

Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ.

На другому енергетичному рівні (n = 2) є чотири орбіталі: одна s і три р. Електрони s-орбіталі другого рівня (2s-орбіталі) мають більш високу енергію, оскільки знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони 1s-орбіталі (n = 2).

Взагалі, кожного значення n існує одна s-орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що росте в міру збільшення значення n.

р-орбіталь має форму гантелі або об'ємної вісімки. Всі три р-орбіталі розташовані в атомі перпендикулярно взаємно вздовж просторових координат, проведених через ядро ​​атома. Слід наголосити ще раз, що кожен енергетичний рівень (електронний шар), починаючи з n = 2, має три р-орбіталі. Зі збільшенням значення n електрони анімують р-орбіталі, розташовані на великих відстанях від ядра і спрямовані по осях х, у, р.

У елементів другого періоду (n = 2) заповнюється спочатку одна-орбіталь, а потім три р-орбіталі. Електронна формула 1л: 1s 2 2s 1 . Електрон слабше пов'язаний з ядром атома, тому атом літію може легко віддавати його (як ви, очевидно, пам'ятаєте, цей процес називається окисленням), перетворюючись на іон Li+.

В атомі берилію В 0 четвертий електрон також розміщується на 2s-орбіталі: 1s 2 2s 2 . Два зовнішні електрони атома берилію легко відриваються - Ве 0 при цьому окислюється в катіон Ве 2+ .

У атома бору п'ятий електрон займає 2р-орбіталь: 1s 2 2s 2 2р 1 . Далі у атомів С, N, О, Е йде заповнення 2р-орбіталей, яке закінчується у благородного газу неону: 1s 2 2s 2 2р 6 .

У елементів третього періоду заповнюються відповідно Зв-і Зр-орбіталі. П'ять d-орбіталей третього рівня при цьому залишаються вільними:

11 Nа 1s 2 2s 2 Зв1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Йор^Зр6.

Іноді у схемах, що зображують розподіл електронів в атомах, вказують лише число електронів на кожному енергетичному рівні, тобто записують скорочені електронні формули атомів хімічних елементів, на відміну від наведених повних електронних формул.

У елементів великих періодів (четвертого та п'ятого) перші два електрони займають відповідно 4я- і 5я-орбіталі: 19 До 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Починаючи з третього елемента кожного великого періоду, наступні десять електронів надійдуть на попередні 3d - і 4d - орбіталі відповідно (у елементів побічних підгруп): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Тг 2, 8, 18, 13, 2. Як правило, тоді, коли буде заповнений попередній d-підрівень, почне заповнюватися зовнішній (відповідно 4р- та 5р) р-підрівень.

У елементів великих періодів - шостого і незавершеного сьомого - електронні рівні та підрівні заповнюються електронами, як правило, так: перші два електрони надійдуть на зовнішній-підрівень: 56 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Гг 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; наступний один електрон (у Nа та Ас) на попередній (p-підрівень: 57 Lа 2, 8, 18, 18, 9, 2 та 89 Ас 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Потім наступні 14 електронів надійдуть на третій зовні енергетичний рівень на 4f-і 5f-орбіталі відповідно у лантаноїдів та актиноїдів.

Потім знову почне забудовуватися другий зовні енергетичний рівень (d-підрівень): елементи побічних підгруп: 73 Та 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - і, нарешті, тільки після повного заповнення десятьма електронами сійгоду-рівня буде знову заповнюватися зовнішній р-підрівень:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Найчастіше будову електронних оболонок атомів зображують з допомогою енергетичних чи квантових осередків - записують звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують такі позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі, згідно з яким у осередку (орбіталі) може бути не більше двох електронів, але з антипаралельними спинами, і правило Ф. Хунда, згідно з яким електрони займають вільні осередки (орбіталі), розташовуються в їх спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, а потім спарюються, але спини при цьому за принципом Паулі будуть вже протилежно спрямованими.

На закінчення ще раз розглянемо відображення електронних конфігурацій атомів елементів за періодами системи Д. І. Менделєєва. Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).

В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому 2 електрони.

Водень та гелій – s-елементи, у цих атомів заповнюється електронами s-орбіталь.

Елементи другого періоду

У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений і електрони заповнюють е- та р-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку s-, а потім р) та правил Паулі та Хунду (табл. 2).

В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому 8 електронів.

Таблиця 2 Будова електронних оболонок атомів елементів другого періоду

Закінчення табл. 2

Li, Ве - в-елементи.

У, З, N, Про, F, Nе - р-елементи, в цих атомів заповнюються електронами р-орбіталі.

Елементи третього періоду

У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершено, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати Зs-, 3р- та Зd-підрівні (табл. 3).

Таблиця 3 Будова електронних оболонок атомів елементів третього періоду

У атома магнію добудовується Зs-електронна орбіталь. Nа і Mg-s-елементи.

В атомі аргону на зовнішньому шарі (третьому електронному шарі) 8 електронів. Як зовнішній шар, він завершений, але всього в третьому електронному шарі, як ви вже знаєте, може бути 18 електронів, а це означає, що елементи третього періоду залишаються незаповненими Зd-орбіталі.

Усі елементи від Аl до Аг – р-елементи. s- та р-елементи утворюють головні підгрупи в Періодичній системі.

У атомів калію та кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється 4s-підрівень (табл. 4), оскільки він має меншу енергію, ніж Зй-підрівень. Для спрощення графічних електронних формул атомів елементів четвертого періоду: 1) позначимо умовно графічну електронну формулу аргону так:
Аr;

2) не зображуватимемо підрівні, які у цих атомів не заповнюються.

Таблиця 4 Будова електронних оболонок атомів елементів четвертого періоду

К, Са - s-елементи, що входять до основних підгруп. У атомів від Sс до Zn заповнюється електронами Зй-підрівень. Це Зйелементи. Вони входять у побічні підгрупи, у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з 4я- на Зй-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій Зd 5 і Зd 10, що утворюються при цьому:

В атомі цинку третій електронний шар завершений - у ньому заповнені всі рівні 3s, Зр і Зd, всього на них 18 електронів.

У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, 4р-підрівень: Елементи від Gа до Кr – р-елементи.

У атома криптону зовнішній шар (четвертий) завершено, має 8 електронів. Але всього в четвертому електронному шарі, як ви знаєте, може бути 32 електрони; в атома криптону поки залишаються незаповненими 4d-і 4f-підрівні.

У елементів п'ятого періоду йде заповнення підрівнів у такому порядку: 5s->4d->5р. Також зустрічаються винятки, пов'язані з «провалом» електронів, у 41 Nb, 42 MO і т.д.

У шостому та сьомому періодах з'являються елементи, тобто елементи, у яких йде заповнення відповідно 4f- та 5f-підрівнів третього зовні електронного шару.

4f-Елементи називають лантаноїдами.

5f-Елементи називають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: 55 Сs та 56 Ва - 6s-елементи;

57 Lа... 6s 2 5d 1 - 5d-елемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-елементи; 72 Hf – 80 Нg – 5d-елементи; 81 Тl-86 Rn - 6р-елементи. Але й тут зустрічаються елементи, у яких «порушується» порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язано з більшою енергетичною стійкістю наполовину та повністю заповненими підрівнями f, тобто nf 7 і nf 14 .

Залежно від того, який рівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи, як ви вже зрозуміли, ділять на чотири електронні сімейства або блоки (рис. 7).

1) s-елементи; заповнюється електронами в-підрівень зовнішнього рівня атома; до s-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп;

2) р-елементи; заповнюється електронами р-підрівень зовнішнього рівня атома; до р елементів належать елементи головних підгруп III-VIII груп;

3) d-елементи; заповнюється електронами d-підрівень переднього рівня атома; до d-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто елементи вставних декад великих періодів, розташовані між s-і р-елементами. Їх також називають перехідними елементами;

4) f-елементи, що заповнюються електронами f-підрівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та актиноїди.

1. Що було б, якби принцип Паулі не дотримувався?

2. Що було б, якби правило Хунда не дотримувалося?

3. Складіть схеми електронної будови, електронні формули та графічні електронні формули атомів наступних хімічних елементів: Са, Fе, Zr, Sn, Nb, Hf, Ра.

4. Напишіть електронну формулу елемента № 110, використовуючи символ відповідного благородного газу.

Зміст уроку конспект урокуопорний каркас презентація уроку акселеративні методи інтерактивні технології Практика завдання та вправи самоперевірка практикуми, тренінги, кейси, квести домашні завдання риторичні питання від учнів Ілюстрації аудіо-, відеокліпи та мультимедіафотографії, картинки графіки, таблиці, схеми гумор, анекдоти, приколи, комікси притчі, приказки, кросворди, цитати Додатки рефератистатті фішки для допитливих шпаргалки підручники основні та додаткові словник термінів інші Удосконалення підручників та уроківвиправлення помилок у підручникуоновлення фрагмента у підручнику елементи новаторства на уроці заміна застарілих знань новими Тільки для вчителів ідеальні урокикалендарний план на рік методичні рекомендації програми обговорення Інтегровані уроки

З'ясуймо, як скласти електронну формулу хімічного елемента. Це питання є важливим і актуальним, тому що дає уявлення не тільки про будову, а й про передбачувані фізичні та хімічні властивості аналізованого атома.

Правила складання

Для того щоб скласти графічну та електронну формулу хімічного елемента, необхідно мати уявлення про теорію будови атома. Почнемо з того, що є два основні компоненти атома: ядро ​​та негативні електрони. Ядро включає нейтрони, які не мають заряду, а також протони, що володіють позитивним зарядом.

Розмірковуючи, як скласти та визначити електронну формулу хімічного елемента, відзначимо, що для знаходження числа протонів у ядрі, потрібна періодична система Менделєєва.

Номер елемента по порядку відповідає кількості протонів, що у його ядрі. Номер періоду, в якому розташовується атом, характеризує число енергетичних шарів, які розміщуються на яких електрони.

Для визначення кількості нейтронів, позбавлених електричного заряду, необхідно з величини відносної маси атома елемента, відібрати його порядковий номер (кількість протонів).

Інструкція

Щоб зрозуміти, як скласти електронну формулу хімічного елемента, розглянемо правило заповнення негативними частинками підрівнів, сформульоване Клечковским.

Залежно від того, який запас вільної енергії мають вільні орбіталі, складається ряд, що характеризує послідовність заповнення рівнів електронами.

Кожна орбіталь містить лише два електрони, які розташовуються антипаралельними спинами.

Щоб висловити структуру електронних оболонок, застосовують графічні формули. Яким є електронні формули атомів хімічних елементів? Як складати графічні варіанти? Ці питання включені до шкільного курсу хімії, тому зупинимося на них докладніше.

Існує певна матриця (основа), яку використовують при складанні графічних формул. Для s-орбіталі характерна лише одна квантова осередок, у якій протилежно один одному розташовується два електрони. Їх у графічному вигляді позначаються стрілками. Для р-орбіталі зображують три осередки, у кожній також знаходиться по два електрони, на d орбіталі розташовується десять електронів, а f заповнюється чотирнадцятьма електронами.

Приклади складання електронних формул

Продовжимо розмову у тому, як скласти електронну формулу хімічного елемента. Наприклад, потрібно скласти графічну та електронну формулу для елемента марганцю. Спочатку визначимо становище даного елемента у періодичній системі. Він має 25 порядковий номер, отже, в атомі знаходиться 25 електронів. Марганець - це елемент четвертого періоду, отже, у нього чотири енергетичні рівні.

Як скласти електронну формулу хімічного елемента? Записуємо знак елемента та його порядковий номер. Користуючись правилом Клечковського, розподіляємо за енергетичними рівнями та підрівнями електрони. Послідовно розташовуємо їх на першому, другому, а також третьому рівні, вписуючи в кожну комірку по два електрони.

Далі підсумовуємо їх, отримуючи 20 штук. Три рівні у повному обсязі заповнені електронами, а на четвертому залишається лише п'ять електронів. Враховуючи, що для кожного виду орбіталі характерний свій запас енергії, електрони, що залишилися, розподіляємо на 4s і 3d підрівень. У результаті готова електронно-графічна формула для атома марганцю має такий вигляд:

1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3

Практичне значення

За допомогою електронно-графічних формул можна наочно побачити кількість вільних (неспарених) електронів, що визначають валентність хімічного елемента.

Пропонуємо узагальнений алгоритм дій, за допомогою якого можна скласти електронно-графічні формули будь-яких атомів, що знаходяться в таблиці Менделєєва.

Насамперед необхідно визначити кількість електронів, використовуючи періодичну систему. Цифра періоду свідчить про чисельність енергетичних рівнів.

Приналежність до певної групи пов'язані з кількістю електронів, що є зовнішньому енергетичному рівні. Поділяють рівні на підрівні, заповнюють їх з урахуванням правила Клечковського.

Висновок

Щоб визначити валентні можливості будь-якого хімічного елемента, що у таблиці Менделєєва, необхідно скласти електронно-графічну формулу його атома. Алгоритм, наведений вище, дозволить впоратися з поставленим завданням, визначити можливі хімічні та фізичні властивості атома.

Умовне зображення розподілу електронів в електронній хмарі за рівнями, підрівнями та орбіталями називається електронною формулою атома.

Правила, на основі | підставі | яких | яких | складають | здають | електронні формули

1. Принцип мінімальної енергії: чим менший запас енергії має система, тим стійкішою вона є.

2. Правило Клечковського: розподіл електронів за рівнями та підрівнями електронної хмари відбувається у порядку зростання значення суми головного та орбітального квантових чисел (n + 1). У разі рівності значень (n + 1) першим заповнюється той рівень, який має менше значення n .

Номер рівня n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбітальне 1* 0 0 1 0 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантове число

n+1|

1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Ряд Клечковського

3. 1* - дивись таблицю №2.Правило Хунда

: під час заповнення орбіталей одного підрівня нижчому рівню енергії відповідає розміщення електронів з паралельними спинами.

Складання | здає | електронних формул

Потенційний ряд:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Порядок заповнення Електроні 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 .

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Електронна формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Інформативність електронних формул

1. Положення елемента в періодичній | періодичній | системі.

2. Можливі ступені| окиснення елемента.

3. Хімічний характер елемента.

4. Склад | склад | та властивості сполук елемента.Положення елемента в періодичній|періодичної|

системі Д.І.Менделєєва: а)номер періоду

, В якому знаходиться елемент, відповідає числу рівнів, на яких розташовуються електрони; б)номер групи

, До якої належить даний елемент, дорівнює сумі валентних електронів. Валентні електрони для атомів s- та р-елементів – це електрони зовнішнього рівня; для d – елементів – це електрони зовнішнього рівня та незаповненого підрівня попереднього рівня. в)електронне сімейство

визначається за символом підрівня, який надходить останній електрон (s-, p-, d-, f-). г)підгрупа

2. визначається за належністю до електронного сімейства: s - і р - елементи займають головні підгрупи, а d - елементи - побічні, f - елементи займають окремі розділи в нижній частині періодичної системи (актиноїди та лантаноїди).| Можливі ступені

окиснення елементів.Ступінь окислення

Атоми, які віддають електрони, набувають позитивного заряду, що дорівнює числу відданих електронів (заряд електрона (-1)

Z Е 0 – ne  Z E + n

Атом, який віддав електрони перетворюється на катіон(позитивний заряджений іон). Процес відриву електрона від атома називається процесом іонізації.Енергія, необхідна для здійснення цього процесу називається енергією іонізації (Еіон, еВ).

Першими відокремлюються від атома електрони зовнішнього рівня, які на орбіталі не мають пари - розпаровані. За наявності вільних орбіталей у межах одного рівня під дією зовнішньої енергії електрони, які утворювали на даному рівні пари, розпаровуються, а потім відокремлюються усі разом. Процес розпарювання, який відбувається в результаті поглинання одним з електронів пари порції енергії та переходом його на вищий підрівень, називається процесом збудження.

Найбільше електронів, які може віддати атом, дорівнює числу валентних електронів і відповідає номеру групи, в якій розташований елемент. Заряд, який набуває атом після втрати всіх валентних електронів, називається найвищим ступенем окисленняатома.

Після звільнення | звільнення | валентного рівня зовнішнім стає | стає | рівень, який | який | передував валентному. Це повністю заповнений електронами рівень, і тому|і тому| енергетично стійкий.

Атоми елементів, які мають зовнішньому рівні від 4 до 7 електронів, досягають енергетично стійкого стану як шляхом віддачі електронів, а й їх приєднання. Внаслідок цього утворюється рівень (.ns 2 p 6) - стійкий інертно-газовий стан.

Атом, який приєднав електрони, набуває негативнуступіньокислення– негативний заряд, що дорівнює числу прийнятих електронів.

Z Е 0 + ne  Z E - n

Число електронів, які може приєднати атом, дорівнює числу (8 –N|), де N – це номер групи, в якій | розташований елемент (або кількість валентних електронів).

Процес приєднання електронів до атома супроводжується виділенням енергії, що називається з спорідненістю до електрона (Есродства,єВ).