Cấu hình điện tử của cation nhôm. Cách lập công thức điện tử của các nguyên tố hóa học

Thành phần nguyên tử.

Một nguyên tử bao gồm hạt nhân nguyên tử và vỏ điện tử.

Hạt nhân của một nguyên tử bao gồm các proton ( p +) và neutron ( n 0). Hầu hết các nguyên tử hydro có một hạt nhân proton.

Số proton n(p +) bằng điện tích hạt nhân ( Z) và số thứ tự của nguyên tố trong dãy nguyên tố tự nhiên (và trong bảng tuần hoàn các nguyên tố).

n(P +) = Z

Tổng số nơtron n(n 0), được ký hiệu đơn giản bằng chữ cái n, và số lượng proton Z gọi là số lượng lớn và được ký hiệu bằng chữ cái MỘT.

MỘT = Z + n

Vỏ electron của nguyên tử bao gồm các electron chuyển động xung quanh hạt nhân ( e -).

Số electron n(e-) trong lớp vỏ electron của nguyên tử trung hòa bằng số proton Z cốt lõi của nó.

Khối lượng của proton xấp xỉ bằng khối lượng của nơtron và lớn hơn khối lượng của electron là 1840 lần, do đó khối lượng của nguyên tử thực tế bằng khối lượng của hạt nhân.

Hình dạng của nguyên tử là hình cầu. Bán kính của hạt nhân nhỏ hơn bán kính của nguyên tử khoảng 100.000 lần.

Nguyên tố hóa học- loại nguyên tử (tập hợp các nguyên tử) có cùng điện tích của hạt nhân (có cùng số proton trong hạt nhân).

Đồng vị- Tập hợp các nguyên tử của một nguyên tố có cùng số nơtron trong hạt nhân (hoặc loại nguyên tử có cùng số proton và cùng số nơtron trong hạt nhân).

Các đồng vị khác nhau khác nhau về số nơtron trong hạt nhân của nguyên tử chúng.

Kí hiệu của một nguyên tử hoặc đồng vị: (E là kí hiệu của một nguyên tố), ví dụ:.

Cấu trúc của lớp vỏ electron của nguyên tử

Quỹ đạo nguyên tử- trạng thái của electron trong nguyên tử. Ký hiệu quỹ đạo -. Một đám mây electron tương ứng với mỗi quỹ đạo.

Quỹ đạo của các nguyên tử thực ở trạng thái cơ bản (không bị kích thích) có bốn loại: NS, P, NS và NS.

Đám mây điện tử- một phần không gian trong đó một điện tử có thể được phát hiện với xác suất 90 (hoặc hơn) phần trăm.

Ghi chú: đôi khi không phân biệt được khái niệm “obitan nguyên tử” và “đám mây electron”, gọi chung cả hai là “obitan nguyên tử”.

Vỏ electron của nguyên tử được phân lớp. Lớp điện tửđược hình thành bởi các đám mây electron có cùng kích thước. Các quỹ đạo có dạng một lớp mức điện tử ("năng lượng"), năng lượng của chúng giống nhau đối với nguyên tử hydro, nhưng khác nhau đối với các nguyên tử khác.

Các obitan tương tự cùng cấp được nhóm thành điện tử (năng lượng) cấp lại:
NS-sublevel (bao gồm một NS-ital), ký hiệu -.
P-sublevel (bao gồm ba P
NS-sublevel (bao gồm năm NS-orbitals), ký hiệu -.
NS-sublevel (bao gồm bảy NS-orbitals), ký hiệu -.

Năng lượng của các obitan của một tầng phân chia là như nhau.

Khi chỉ định các cấp độ lại, số lượng của lớp (lớp điện tử) được thêm vào ký hiệu của cấp độ bán lại, ví dụ: 2 NS, 3P, 5NS có nghĩa NS-sublevel của cấp độ thứ hai, P-sublevel của cấp độ thứ ba, NS-sublevel của cấp độ thứ năm.

Tổng số cấp độ lại trong một cấp bằng số cấp độ n... Tổng số obitan ở một cấp là n 2. Theo đó, tổng số mây trong một lớp cũng là n 2 .

Các ký hiệu: - quỹ đạo tự do (không có electron), - quỹ đạo với một điện tử chưa ghép đôi, - quỹ đạo có một cặp điện tử (có hai điện tử).

Thứ tự lấp đầy các obitan của nguyên tử bằng các electron được xác định bởi ba định luật tự nhiên (các công thức được đưa ra một cách đơn giản):

1. Nguyên tắc năng lượng ít nhất - các electron điền vào các obitan theo thứ tự tăng dần năng lượng của các obitan.

2. Nguyên lý của Pauli - trong một quỹ đạo không thể có nhiều hơn hai electron.

3. Quy tắc Hund - trong cấp độ phân chia lại, các electron đầu tiên lấp đầy các obitan tự do (mỗi lần một), và chỉ sau đó mới hình thành các cặp electron.

Tổng số electron trong mức điện tử (hoặc trong lớp điện tử) là 2 n 2 .

Sự phân bố của các cấp độ lại theo năng lượng được biểu thị như sau (theo thứ tự tăng dần năng lượng):

1NS, 2NS, 2P, 3NS, 3P, 4NS, 3NS, 4P, 5NS, 4NS, 5P, 6NS, 4NS, 5NS, 6P, 7NS, 5NS, 6NS, 7P ...

Trình tự này được thể hiện rõ ràng trong một biểu đồ năng lượng:

Sự phân bố các electron của nguyên tử trên các mức, mức phân chia lại và obitan (cấu hình điện tử của nguyên tử) có thể được mô tả dưới dạng công thức điện tử, biểu đồ năng lượng, hoặc đơn giản hơn, dưới dạng biểu đồ các lớp điện tử (" mạch điện tử").

Ví dụ về cấu trúc điện tử của nguyên tử:

Các điện tử hóa trị- các electron của nguyên tử, có thể tham gia vào việc hình thành các liên kết hóa học. Đối với bất kỳ nguyên tử nào, đây đều là các điện tử bên ngoài cộng với các điện tử tiền bên ngoài đó, năng lượng của nó lớn hơn năng lượng của năng lượng bên ngoài. Ví dụ: một nguyên tử Ca có các electron bên ngoài - 4 NS 2, chúng cũng là hóa trị; nguyên tử Fe có các electron bên ngoài - 4 NS 2, nhưng nó có 3 NS 6, do đó nguyên tử sắt có 8 electron hóa trị. Công thức điện tử hóa trị của nguyên tử canxi là 4 NS 2, và nguyên tử sắt - 4 NS 2 3NS 6 .

Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học của D. I. Mendeleev
(hệ thống tự nhiên của các nguyên tố hóa học)

Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học(công thức hiện đại): tính chất của các nguyên tố hóa học, cũng như các chất đơn giản và phức tạp do chúng tạo thành, phụ thuộc tuần hoàn vào giá trị của điện tích từ hạt nhân nguyên tử.

Hệ thống định kỳ- biểu thức bằng hình ảnh của định luật tuần hoàn.

Phạm vi tự nhiên của các nguyên tố hóa học- một loạt các nguyên tố hóa học, được sắp xếp theo số proton tăng dần trong hạt nhân của các nguyên tử của chúng, hoặc giống nhau, theo điện tích tăng dần của hạt nhân của các nguyên tử này. Số thứ tự của một nguyên tố trong hàng này bằng số proton trong hạt nhân của bất kỳ nguyên tử nào của nguyên tố này.

Bảng các nguyên tố hóa học được xây dựng bằng cách "cắt" các dãy nguyên tố hóa học tự nhiên thành Chu kỳ(hàng ngang của bảng) và phân nhóm (cột dọc của bảng) các nguyên tố có cấu trúc điện tử tương tự của nguyên tử.

Tùy thuộc vào phương pháp kết hợp các phần tử thành các nhóm, bảng có thể thời gian dài(các nguyên tố có cùng số và cùng loại electron hoá trị được thu theo nhóm) và thời gian ngắn(các nguyên tố có cùng số electron hoá trị được thu theo nhóm).

Các nhóm của bảng thời gian ngắn được chia thành các nhóm con ( chính và tài sản thế chấp) trùng với các nhóm của bảng dài.

Tất cả các nguyên tử của các nguyên tố cùng chu kì đều có cùng số lớp điện tử bằng số thứ tự của chu kì.

Số nguyên tố ở kì: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Hầu hết các nguyên tố của kì 8 đều thu được một cách nhân tạo, những nguyên tố cuối cùng của kì này chưa được tổng hợp. Tất cả các giai đoạn, ngoại trừ giai đoạn đầu, bắt đầu bằng nguyên tố tạo thành kim loại kiềm (Li, Na, K, v.v.) và kết thúc bằng nguyên tố tạo thành khí quý (He, Ne, Ar, Kr, v.v.) ).

Trong bảng khoảng thời gian ngắn có tám nhóm, mỗi nhóm được chia thành hai nhóm phụ (chính và phụ), trong bảng dài hạn có mười sáu nhóm, được đánh số bằng chữ số La Mã với các chữ cái A hoặc B, cho ví dụ: IA, IIIB, VIA, VIIB. Nhóm IA của bảng chu kỳ dài tương ứng với phân nhóm chính của nhóm đầu tiên của bảng chu kỳ ngắn; nhóm VIIB - một phân nhóm phụ của nhóm thứ bảy: các nhóm còn lại tương tự.

Đặc điểm của các nguyên tố hóa học thay đổi một cách tự nhiên theo nhóm và thời kỳ.

Trong các kỳ (với sự gia tăng số sê-ri)

• điện tích của hạt nhân tăng lên,
• số lượng các electron bên ngoài tăng lên,
• bán kính của nguyên tử giảm dần,
• độ bền của liên kết giữa các electron và hạt nhân (năng lượng ion hóa) tăng lên,
• độ âm điện tăng,
• tính chất oxy hóa của các chất đơn giản được nâng cao ("tính phi kim loại"),
• tính khử của các chất đơn giản ("tính kim loại") yếu đi,
• làm suy yếu tính bazơ của hiđroxit và các oxit tương ứng,
• tính axit của hiđroxit và oxit tương ứng tăng dần.

Theo nhóm (với số thứ tự tăng dần)

• điện tích của hạt nhân tăng lên,
• bán kính của nguyên tử tăng lên (chỉ trong nhóm A),
• độ bền liên kết của electron với hạt nhân giảm (năng lượng ion hóa; chỉ trong nhóm A),
• giảm độ âm điện (chỉ trong nhóm A),
• Tính chất oxi hóa của các chất đơn giản yếu đi ("phi kim"; chỉ trong nhóm A),
• tính chất khử của các chất đơn giản được tăng cường ("tính kim loại"; chỉ trong nhóm A),
• tính bazơ của hiđroxit và oxit tương ứng tăng lên (chỉ trong nhóm A),
• tính axit của hiđroxit và oxit tương ứng yếu dần (chỉ ở nhóm A),
• độ bền của các hợp chất hydro giảm (hoạt tính khử của chúng tăng lên; chỉ trong nhóm A).

Các đề và đề kiểm tra theo chủ đề "Chuyên đề 9." Cấu tạo của nguyên tử. Định luật tuần hoàn của DI Mendeleev và Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học (PSKhE) "."

• Luật định kì - Định luật tuần hoàn và cấu tạo của nguyên tử lớp 8-9
  Bạn nên biết: quy luật điền đầy các obitan bằng electron (nguyên lý ít năng lượng nhất, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund), cấu trúc của bảng tuần hoàn các nguyên tố.

  Bạn sẽ có thể: xác định thành phần của một nguyên tử bằng vị trí của một nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn, và ngược lại, tìm một nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn, biết thành phần của nó; để mô tả sơ đồ cấu trúc, cấu hình điện tử của nguyên tử, ion và ngược lại, xác định vị trí của một nguyên tố hóa học trong PSCE theo sơ đồ và cấu hình điện tử; để xác định đặc điểm của nguyên tố và các chất do nó tạo thành theo vị trí của nó trong PSCE; xác định sự thay đổi bán kính nguyên tử, tính chất của các nguyên tố hoá học và các chất do chúng tạo thành trong một chu kì và một phân nhóm chính của hệ thống tuần hoàn.

  Ví dụ 1. Xác định số obitan ở bậc điện tử thứ ba. Những quỹ đạo này là gì?
  Để xác định số lượng obitan, chúng ta sử dụng công thức n quỹ đạo = n 2, ở đâu n- số cấp. n obitan = 3 2 = 9. Một 3 NS-, ba 3 P- và năm 3 NS- ghi nợ.

  Ví dụ 2. Xác định nguyên tử của nguyên tố nào có công thức điện tử 1 NS 2 2NS 2 2P 6 3NS 2 3P 1 .
  Để xác định đó là nguyên tố nào, cần tìm số thứ tự của nó bằng tổng số electron của nguyên tử. Trong trường hợp này: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Đây là nhôm.

  Sau khi chắc chắn rằng mọi thứ bạn cần đã được học, hãy tiến hành các nhiệm vụ. Chúc các bạn thành công.

  
  Đề xuất đọc:
  • OS Gabrielyan và những người khác. Lớp 11 Hóa học. M., Bustard, 2002;
  • G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Hóa học 11 cl. M., Giáo dục, 2001.

Được viết ra dưới dạng cái gọi là công thức điện tử. Trong công thức điện tử, các chữ cái s, p, d, f biểu thị mức năng lượng của các electron; các con số phía trước các chữ cái cho biết mức năng lượng mà electron đã cho nằm trong đó và chỉ số dưới ở trên cùng bên phải cho biết số lượng electron trong cấp độ phân chia lại đã cho. Để lập công thức điện tử của nguyên tử của bất kỳ nguyên tố nào, chỉ cần biết số thứ tự của nguyên tố này trong bảng tuần hoàn là đủ và thực hiện các quy định cơ bản chi phối sự phân bố của các electron trong nguyên tử.

Cấu trúc của lớp vỏ electron của nguyên tử cũng có thể được mô tả như một biểu đồ về sự phân bố của các electron trong các ô năng lượng.

Đối với nguyên tử sắt, sơ đồ như sau:

Sơ đồ này cho thấy rõ ràng sự hoàn thành của quy tắc Gund. Ở cấp độ 3d-sublevel, số lượng ô tối đa (bốn) chứa đầy các electron chưa ghép đôi. Hình ảnh cấu tạo của lớp vỏ electron trong nguyên tử dưới dạng công thức điện tử và dạng giản đồ không phản ánh rõ ràng tính chất sóng của electron.

Từ ngữ của luật định kỳ được sửa đổiĐÚNG. Mendeleev : đặc tính của các vật thể đơn giản, cũng như hình dạng và tính chất của các hợp chất của các nguyên tố, phụ thuộc tuần hoàn vào giá trị khối lượng nguyên tử của các nguyên tố.

Công thức hiện đại của Luật tuần hoàn: tính chất của các nguyên tố, cũng như dạng và tính chất của các hợp chất của chúng, phụ thuộc tuần hoàn vào độ lớn điện tích của hạt nhân nguyên tử của chúng.

Do đó, điện tích dương của hạt nhân (chứ không phải khối lượng nguyên tử) hóa ra lại là một lập luận chính xác hơn về việc phụ thuộc vào tính chất của các nguyên tố và hợp chất của chúng.

Valence- nó là số liên kết hóa học mà nguyên tử này được liên kết với nguyên tử khác.
Các khả năng hóa trị của nguyên tử được xác định bởi số electron chưa ghép đôi và sự hiện diện của các obitan nguyên tử tự do ở cấp độ ngoài cùng. Cấu trúc các mức năng lượng ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố hóa học chủ yếu quyết định tính chất của nguyên tử chúng. Do đó, các mức này được gọi là mức hóa trị. Các electron ở các mức này, và đôi khi ở mức trước bên ngoài, có thể tham gia vào việc hình thành các liên kết hóa học. Các điện tử như vậy còn được gọi là các điện tử hóa trị.

Hóa trị stoichiometric nguyên tố hóa học - đây là số lượng đương lượng mà một nguyên tử nhất định có thể gắn vào chính nó, hoặc là số lượng đương lượng trong một nguyên tử.

Đương lượng được xác định bởi số nguyên tử hydro gắn vào hoặc thay thế, do đó hóa trị phân vị bằng số nguyên tử hydro mà một nguyên tử nhất định tương tác. Nhưng không phải tất cả các nguyên tố đều tương tác tự do, mà trên thực tế tất cả các nguyên tố với oxy, do đó hóa trị phân vị có thể được định nghĩa là số nguyên tử oxy liên kết tăng gấp đôi.

Ví dụ, hóa trị phân vị của lưu huỳnh trong hydro sunfua H 2 S là 2, trong oxit SO 2 - 4, trong oxit SO 3 -6.

Khi xác định hóa trị phân vị của một nguyên tố theo công thức của hợp chất nhị phân, người ta cần hướng dẫn theo quy tắc: tổng hóa trị của tất cả các nguyên tử của một nguyên tố phải bằng tổng hóa trị của tất cả các nguyên tử của nguyên tố kia.

Trạng thái oxy hóa cũng đặc trưng cho cấu tạo của một chất và bằng hóa trị phân cực bằng dấu cộng (đối với kim loại hoặc nguyên tố có điện tích hơn trong phân tử) hoặc trừ.

1. Trong các chất đơn giản, trạng thái oxi hóa của các nguyên tố bằng không.

2. Trạng thái oxi hóa của flo trong mọi hợp chất là -1. Phần còn lại của các halogen (clo, brom, iot) với kim loại, hiđro và các nguyên tố điện dương hơn cũng có trạng thái oxi hóa -1, nhưng trong các hợp chất có nhiều nguyên tố âm điện hơn thì chúng có trạng thái oxi hóa dương.

3. Oxi trong các hợp chất có số oxi hóa là -2; ngoại lệ là hydro peroxit Н 2 О 2 và các dẫn xuất của nó (Na 2 O 2, BaO 2, v.v., trong đó oxy có trạng thái oxy hóa -1, cũng như oxy florua OF 2, trạng thái oxy hóa của oxy trong đó là +2.

4. Các nguyên tố kiềm (Li, Na, K, ...) và các nguyên tố thuộc phân nhóm chính nhóm 2 của Bảng tuần hoàn (Be, Mg, Ca, ...) luôn có số oxi hóa bằng số nhóm, đó tương ứng là +1 và +2 ...

5. Tất cả các nguyên tố của nhóm thứ ba, ngoại trừ thallium, có số oxi hóa không đổi bằng số thứ tự của nhóm, tức là +3.

6. Trạng thái oxi hóa cao nhất của một nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm trong Hệ thống tuần hoàn, và thấp nhất là hiệu số: số nhóm là 8. Ví dụ: trạng thái oxi hóa cao nhất của nitơ (nó nằm ở trong nhóm thứ năm) là +5 (trong axit nitric và muối của nó), và thấp nhất bằng -3 (trong amoniac và muối amoni).

7. Trạng thái oxi hóa của các nguyên tố trong hợp chất bù trừ lẫn nhau sao cho tổng của chúng đối với tất cả các nguyên tử trong phân tử hoặc đơn vị công thức trung hòa bằng 0 và đối với ion - điện tích của nó.

Các quy tắc này có thể được sử dụng để xác định trạng thái oxi hóa chưa biết của một nguyên tố trong hợp chất, nếu trạng thái oxi hóa của các nguyên tố khác đã biết và để lập công thức hợp chất đa nguyên tố.

Mức độ oxy hóa (số oxi hóa,) — giá trị điều kiện bổ trợ để ghi các quá trình của phản ứng oxi hóa, khử và phản ứng oxi hóa khử.

Ý tưởng trạng thái oxy hóa thường được sử dụng trong hóa học vô cơ thay cho khái niệm hóa trị... Trạng thái oxi hóa của nguyên tử bằng trị số của điện tích do nguyên tử đó tạo ra, giả sử rằng các cặp electron tạo liên kết hoàn toàn thiên về các nguyên tử có độ âm điện lớn hơn (nghĩa là hợp chất chỉ gồm các ion. ).

Trạng thái oxi hóa tương ứng với số electron phải gắn vào ion dương để khử nó thành nguyên tử trung hòa hoặc trừ khỏi ion âm để oxi hóa nó thành nguyên tử trung hòa:

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

Tính chất của các nguyên tố, phụ thuộc vào cấu trúc của lớp vỏ electron của nguyên tử, thay đổi theo chu kỳ và nhóm của hệ thống tuần hoàn. Vì trong một loạt các phần tử tương tự, các cấu trúc điện tử chỉ giống nhau chứ không giống nhau, nên khi chuyển từ phần tử này sang nhóm khác, chúng không quan sát thấy sự lặp lại đơn giản của các thuộc tính, mà ít nhiều thể hiện rõ ràng sự thay đổi thường xuyên của chúng.

Bản chất hóa học của một nguyên tố là do nguyên tử của nó có khả năng mất hoặc thu được electron. Khả năng này được định lượng bằng các giá trị của năng lượng ion hóa và ái lực của điện tử.

Năng lượng ion hóa (E và) là mức năng lượng tối thiểu cần thiết để tách và loại bỏ hoàn toàn một êlectron khỏi nguyên tử trong pha khí ở T = 0

K mà không truyền động năng cho êlectron được giải phóng cùng với sự biến nguyên tử thành ion mang điện tích dương: E ​​+ Ei = E + + e-. Năng lượng ion hóa là một giá trị dương và có giá trị thấp nhất đối với nguyên tử kim loại kiềm và giá trị cao nhất đối với nguyên tử khí quý (trơ).

Ái lực điện tử (Ee) là năng lượng được giải phóng hoặc hấp thụ khi êlectron bám vào nguyên tử trong pha khí ở T = 0

K với sự biến đổi nguyên tử thành ion mang điện tích âm mà không truyền động năng cho hạt thì:

E + e- = E- + Ee.

Các halogen, đặc biệt là flo, có ái lực điện tử tối đa (Ee = -328 kJ / mol).

Giá trị của E và Ee được biểu thị bằng kilojoules trên mol (kJ / mol) hoặc bằng electron-vôn trên nguyên tử (eV).

Khả năng của một nguyên tử liên kết để chuyển các electron của các liên kết hóa học về chính nó, làm tăng mật độ electron xung quanh chính nó được gọi là độ âm điện.

Khái niệm này được đưa vào khoa học bởi L. Pauling. Độ âm điệnđược ký hiệu bằng ký hiệu ÷ và đặc trưng cho xu hướng gắn electron của một nguyên tử nhất định khi nó tạo thành liên kết hóa học.

Theo R.Maliken, độ âm điện của nguyên tử được ước tính bằng nửa tổng năng lượng ion hóa và ái lực điện tử của các nguyên tử tự do ÷ = (Ee + Ei) / 2

Trong các giai đoạn, năng lượng ion hóa và độ âm điện tăng theo chiều hướng tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử; theo nhóm, các giá trị này giảm khi số thứ tự của nguyên tố tăng lên.

Cần nhấn mạnh rằng một giá trị độ âm điện không đổi không thể được quy cho một nguyên tố, vì nó phụ thuộc vào nhiều yếu tố, đặc biệt là trạng thái hóa trị của nguyên tố, loại hợp chất mà nó đi vào, số lượng và loại nguyên tử lân cận.

Bán kính nguyên tử và ion. Kích thước của các nguyên tử và ion được xác định bởi kích thước của lớp vỏ electron. Theo các khái niệm cơ học lượng tử, lớp vỏ electron không có ranh giới xác định nghiêm ngặt. Do đó, bán kính của một nguyên tử hoặc ion tự do có thể được coi là về mặt lý thuyết được tính toán khoảng cách từ lõi đến vị trí của cực đại chính của mật độ các đám mây electron bên ngoài. Khoảng cách này được gọi là bán kính quỹ đạo. Trong thực tế, người ta thường sử dụng các giá trị bán kính của nguyên tử và ion trong các hợp chất, tính từ số liệu thực nghiệm. Trong trường hợp này, sự phân biệt được thực hiện giữa cộng hóa trị và bán kính kim loại của nguyên tử.

Sự phụ thuộc của bán kính nguyên tử và ion vào điện tích hạt nhân nguyên tử của nguyên tố và có tính chất tuần hoàn... Trong các giai đoạn khi số lượng nguyên tử tăng lên, bán kính có xu hướng giảm. Mức giảm lớn nhất là điển hình cho các phần tử của thời kỳ nhỏ, vì mức điện tử bên ngoài của chúng được lấp đầy. Ở các giai đoạn lớn trong họ nguyên tố d và f, sự thay đổi này ít đột ngột hơn, vì trong họ sự lấp đầy các điện tử xảy ra ở lớp tiền ngoài cùng. Trong các phân nhóm, bán kính của các nguyên tử và ion cùng loại thường tăng lên.

Bảng tuần hoàn các nguyên tố là một ví dụ rõ ràng về sự biểu hiện của các loại tuần hoàn khác nhau trong thuộc tính của các nguyên tố, được quan sát theo chiều ngang (trong khoảng thời gian từ trái sang phải), theo chiều dọc (trong một nhóm, ví dụ, từ trên xuống dưới. ), theo đường chéo, tức là một số tính chất của nguyên tử tăng hoặc giảm, nhưng tính tuần hoàn vẫn còn.

Trong khoảng thời gian từ trái sang phải (→), tính oxi hóa và tính phi kim của các nguyên tố tăng lên, còn tính khử và tính kim loại giảm dần. Vì vậy, trong tất cả các nguyên tố của chu kỳ 3, natri sẽ là kim loại hoạt động mạnh nhất và chất khử mạnh nhất, và clo sẽ là chất oxi hóa mạnh nhất.

Liên kết hóa học- nó là sự liên kết lẫn nhau của các nguyên tử trong một phân tử, hay mạng tinh thể, là kết quả của tác dụng giữa các nguyên tử của lực hút điện.

Đây là sự tương tác của tất cả các electron và tất cả các hạt nhân, dẫn đến sự hình thành của một hệ thống ổn định, đa nguyên tử (gốc, ion phân tử, phân tử, tinh thể).

Liên kết hóa học được thực hiện bởi các electron hóa trị. Theo các khái niệm hiện đại, liên kết hóa học có bản chất điện tử, nhưng nó được thực hiện theo những cách khác nhau. Do đó, có ba loại liên kết hóa học chính: cộng hóa trị, ion, kim loại.Giữa các phân tử có liên kết hydro, và xảy ra tương tác van der Waals.

Các đặc điểm chính của liên kết hóa học bao gồm:

- chiều dài trái phiếu - đây là khoảng cách giữa các hạt nhân giữa các nguyên tử liên kết hóa học.

Nó phụ thuộc vào bản chất của các nguyên tử tương tác và vào tính đa dạng của liên kết. Với sự gia tăng tính đa dạng, độ dài liên kết giảm, và do đó, độ bền của nó tăng lên;

- tính đa hiệu của liên kết - được xác định bằng số cặp electron liên kết giữa hai nguyên tử. Với sự gia tăng tính đa hiệu, năng lượng liên kết tăng lên;

- góc kết nối- góc giữa các đường thẳng tưởng tượng đi qua hạt nhân của hai nguyên tử lân cận liên kết hóa học với nhau;

Năng lượng liên kết E CB - đây là năng lượng được giải phóng trong quá trình hình thành liên kết này và được sử dụng để phá vỡ nó, kJ / mol.

Liên kết cộng hóa trị - Một liên kết hóa học được hình thành do sự chia sẻ của một cặp electron với hai nguyên tử.

Việc giải thích liên kết hóa học bằng sự xuất hiện của các cặp electron chung giữa các nguyên tử đã hình thành nên cơ sở của thuyết spin hóa trị, công cụ của nó là phương pháp liên kết hóa trị (MVS) được Lewis phát hiện vào năm 1916. Để mô tả cơ lượng tử của liên kết hóa học và cấu trúc của phân tử, một phương pháp nữa được sử dụng: phương pháp quỹ đạo phân tử (MMO) .

Phương pháp trái phiếu giá trị

Nguyên tắc cơ bản của sự hình thành liên kết hóa học theo MFM:

1. Liên kết hóa học được hình thành bởi các electron hóa trị (chưa ghép đôi).

2. Các electron có spin đối song thuộc hai nguyên tử khác nhau trở thành chung.

3. Liên kết hóa học chỉ được hình thành khi hai hoặc nhiều nguyên tử tiến lại gần nhau, tổng năng lượng của hệ giảm.

4. Các lực chính tác dụng trong phân tử có nguồn gốc điện, Coulomb.

5. Liên kết càng bền thì các đám mây electron tương tác càng chồng lên nhau.

Có hai cơ chế hình thành liên kết cộng hóa trị:

Cơ chế trao đổi. Liên kết được hình thành bằng cách xã hội hóa các điện tử hóa trị của hai nguyên tử trung hòa. Mỗi nguyên tử nhường một điện tử chưa ghép đôi cho một cặp điện tử chung:

Lúa gạo. 7. Cơ chế trao đổi hình thành liên kết cộng hóa trị: Một- không phân cực; NS- cực

Cơ chế người nhận tài trợ. Một nguyên tử (cho) cung cấp một cặp electron, và một nguyên tử khác (nhận) cung cấp một quỹ đạo tự do cho cặp này.

Kết nối, có học thức theo cơ chế người nhận tài trợ, tham khảo hợp chất phức tạp

Lúa gạo. 8. Cơ chế cho-nhận của sự hình thành liên kết cộng hóa trị

Liên kết cộng hóa trị có những đặc điểm nhất định.

Khả năng bão hòa - tính chất của nguyên tử để tạo thành một số liên kết cộng hóa trị được xác định chặt chẽ. Do sự bão hòa của các liên kết, các phân tử có thành phần nhất định.

Định hướng - t ... Tức là liên kết được hình thành theo hướng xen phủ cực đại của các đám mây electron . Liên kết với đường nối các tâm của các nguyên tử tạo thành liên kết được phân biệt: σ và π (Hình 9): Liên kết σ - được hình thành bằng cách xen phủ các AO dọc theo đường nối các tâm của các nguyên tử tương tác; Liên kết π là liên kết xảy ra theo phương của trục của đường vuông góc nối các hạt nhân của nguyên tử. Hướng của liên kết xác định cấu trúc không gian của các phân tử, tức là hình dạng hình học của chúng. Lai hóa - đó là sự thay đổi hình dạng của một số obitan trong quá trình hình thành liên kết cộng hóa trị để đạt được sự xen phủ hiệu quả hơn của các obitan. Liên kết hóa học được hình thành với sự tham gia của các electron của các obitan lai hóa mạnh hơn liên kết có sự tham gia của các electron của các obitan lai hóa s và p, do có nhiều sự xen phủ hơn. Có các kiểu lai sau (Hình 10, Bảng 31): lai hóa sp - một quỹ đạo s và một quỹ đạo p biến thành hai obitan lai hóa giống hệt nhau, góc giữa các trục của chúng là 180 °. Các phân tử thực hiện lai hóa sp có dạng hình học tuyến tính (BeCl 2).

sp 2 -hybridization- một obitan s và hai obitan p biến thành ba obitan lai hóa giống hệt nhau, góc giữa các trục của chúng là 120 °. Các phân tử trong đó tiến hành phản ứng trùng hợp sp 2 có dạng hình học phẳng (BF 3, AlCl 3).

sp 3-sự lai tạo- một obitan s và ba obitan p biến đổi thành bốn obitan lai hoá giống hệt nhau, góc giữa các trục của chúng là 109 ° 28 ". Các phân tử trong đó thực hiện quá trình kết hợp sp 3 có dạng hình học tứ diện (CH 4 , NH 3).

Lúa gạo. 10. Các dạng lai hoá của các obitan hoá trị: a - sp-tố hóa các obitan hóa trị; NS - sp 2 - sự lai hoá các obitan hoá trị; v - sp 3-sự lai hoá của các obitan hoá trị

>> Hóa học: Cấu hình điện tử của nguyên tử các nguyên tố hóa học

Vào năm 1925, nhà vật lý người Thụy Sĩ W. Pauli đã xác định rằng trong một nguyên tử trong một quỹ đạo không thể có nhiều hơn hai điện tử có spin ngược chiều (phản song song) (dịch từ tiếng Anh là "spindle"), có nghĩa là sở hữu các đặc tính có thể được quy ước. được biểu diễn như chuyển động quay của một electron quanh trục tưởng tượng của nó: theo chiều kim đồng hồ hoặc ngược chiều kim đồng hồ. Nguyên tắc này được gọi là nguyên tắc Pauli.

Nếu có một điện tử trong quỹ đạo, thì nó được gọi là không ghép đôi, nếu hai, thì đây là các điện tử đã ghép đôi, tức là các điện tử có spin trái dấu.

Hình 5 cho thấy một sơ đồ phân chia các mức năng lượng thành các mức phân chia lại.

Quỹ đạo s, như bạn đã biết, là hình cầu. Electron của nguyên tử hydro (s = 1) nằm trên quỹ đạo này và không được ghép đôi. Do đó, công thức điện tử hoặc cấu hình điện tử của nó sẽ được viết như sau: 1s 1. Trong các công thức điện tử, số của mức năng lượng được biểu thị bằng số ở phía trước của chữ cái (1 ...), chữ cái Latinh biểu thị mức bán lại (loại quỹ đạo) và số được viết ở phía trên bên phải của chữ cái. (dưới dạng số mũ) cho biết số lượng electron trên cấp độ chia lại.

Đối với nguyên tử heli He, nguyên tử có hai electron ghép đôi trong một quỹ đạo s, công thức này là: 1s 2.

Vỏ electron của nguyên tử heli hoàn chỉnh và rất bền vững. Heli là một loại khí quý.

Ở mức năng lượng thứ hai (n = 2), có bốn obitan: một s và ba p. Các electron của obitan s cấp hai (obitan 2s) có năng lượng cao hơn, vì chúng ở khoảng cách xa hạt nhân hơn các electron của obitan 1s (n = 2).

Nói chung, với mỗi giá trị của n, có một quỹ đạo s, nhưng có một kho năng lượng electron tương ứng trên đó và do đó, với đường kính tương ứng sẽ lớn dần khi giá trị của n tăng lên.

r-Quỹ đạo có dạng hình quả tạ hoặc hình số tám. Cả ba obitan p đều nằm trong nguyên tử vuông góc với nhau dọc theo hệ tọa độ không gian được vẽ qua hạt nhân của nguyên tử. Cần nhấn mạnh một lần nữa rằng mỗi mức năng lượng (lớp electron), bắt đầu từ n = 2, có ba obitan p. Với sự gia tăng giá trị của n, các electron chuyển động các obitan p nằm ở khoảng cách lớn so với hạt nhân và hướng dọc theo các trục x, y, r.

Đối với các nguyên tố của chu kỳ thứ hai (n = 2), đầu tiên một obitan p được lấp đầy, sau đó lấp đầy ba obitan p. Công thức điện tử 1L: 1s 2 2s 1. Electron liên kết yếu hơn với hạt nhân của nguyên tử, vì vậy nguyên tử liti có thể dễ dàng cho nó đi (như bạn nhớ rõ ràng, quá trình này được gọi là quá trình oxy hóa), biến thành ion Li +.

Trong nguyên tử beri Be 0, electron thứ tư cũng nằm ở obitan 2s: 1s 2 2s 2. Hai electron ngoài cùng của nguyên tử beri dễ bị xé ra - Be 0 bị oxi hóa thành cation Be 2+.

Electron thứ năm của nguyên tử bo bị obitan 2p chiếm giữ: 1s 2 2s 2 2p 1. Tiếp theo, các nguyên tử C, N, O, E được lấp đầy bằng các obitan 2p, kết thúc bằng khí neon cao hơn: 1s 2 2s 2 2p 6.

Đối với các nguyên tố của chu kỳ thứ ba lần lượt được lấp đầy các obitan Sv và 3p. Trong trường hợp này, năm obitan d của cấp thứ ba vẫn tự do:

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17S11v22822r63r5; 18Ag P ^ Ep ^ Zp6.

Đôi khi trong các biểu đồ mô tả sự phân bố electron trong nguyên tử, người ta chỉ cho biết số electron ở mỗi mức năng lượng, nghĩa là chúng viết ra các công thức điện tử viết tắt của nguyên tử các nguyên tố hóa học, ngược lại với các công thức điện tử đầy đủ ở trên.

Trong các nguyên tố thuộc chu kì lớn (thứ 4 và thứ 5), hai electron đầu tiên chiếm các obitan thứ 4 và 5 lần lượt là: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Bắt đầu từ nguyên tố thứ ba của mỗi chu kỳ lớn, mười electron tiếp theo sẽ lần lượt đi vào các obitan 3d và 4d trước đó (đối với các nguyên tố thuộc phân nhóm phụ): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Theo quy luật, khi cấp độ d-suble cấp trước đó được lấp đầy, cấp độ phân phối lại p bên ngoài (4p- và 5p-tương ứng) sẽ bắt đầu được lấp đầy.

Đối với các nguyên tố của chu kỳ lớn - thứ sáu và thứ bảy chưa hoàn thành - các mức điện tử và mức phân chia lại được lấp đầy bởi các điện tử, theo quy luật, như sau: hai điện tử đầu tiên sẽ đi đến mức B-sublevel ngoài cùng: 56 Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; electron tiếp theo (đối với Na và Ac) đến electron trước đó (cấp phân lại p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 và 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Sau đó, 14 electron tiếp theo sẽ đi vào mức năng lượng bên ngoài thứ ba trên các obitan 4f và 5f, tương ứng đối với các lantan và actini.

Sau đó, mức năng lượng bên ngoài thứ hai (d-sublevel) sẽ bắt đầu hình thành trở lại: đối với các phần tử thuộc phân nhóm thứ cấp: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2, - và cuối cùng, chỉ sau khi lấp đầy đầy đủ 10 electron, mức tương đương này sẽ lại được lấp đầy bởi p-sublevel ngoài cùng:

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

Thông thường, cấu trúc của lớp vỏ electron của nguyên tử được mô tả bằng cách sử dụng năng lượng hoặc ô lượng tử - cái gọi là công thức điện tử đồ họa được viết. Đối với ký hiệu này, ký hiệu sau được sử dụng: mỗi ô lượng tử được chỉ định bởi một ô tương ứng với một quỹ đạo; mỗi electron được biểu thị bằng một mũi tên tương ứng với hướng của spin. Khi viết một công thức điện tử đồ họa, cần nhớ hai quy tắc: Nguyên tắc Pauli, theo đó không thể có nhiều hơn hai điện tử trong một ô (quỹ đạo), nhưng có spin đối song, và quy tắc F. Hund, theo đó các điện tử chiếm các ô tự do (obitan), lần lượt nằm trong chúng và có cùng giá trị spin, sau đó chỉ ghép đôi, nhưng các spin sẽ hướng ngược nhau theo nguyên tắc Pauli.

Để kết luận, một lần nữa chúng ta sẽ xem xét sự hiển thị cấu hình điện tử của nguyên tử các nguyên tố theo các thời kỳ của hệ DI Mendeleev. Biểu đồ cấu trúc điện tử của nguyên tử cho thấy sự phân bố của các electron trên các lớp electron (mức năng lượng).

Trong nguyên tử heli, lớp electron đầu tiên đã hoàn thành - có 2 electron trong đó.

Hydro và heli là nguyên tố s, obitan s của các nguyên tử này chứa đầy các electron.

Các yếu tố của thời kỳ thứ hai

Đối với tất cả các nguyên tố của chu kỳ thứ hai, lớp electron đầu tiên được lấp đầy và các electron lấp đầy obitan e- và p của lớp electron thứ hai theo nguyên tắc năng lượng ít nhất (s- đầu tiên và sau đó là p) và Pauli và Hund quy tắc (Bảng 2).

Trong nguyên tử neon, lớp electron thứ hai đã hoàn thiện - nó có 8 electron.

Bảng 2 Cấu trúc lớp electron của nguyên tử các nguyên tố thuộc chu kì 2

Cuối bảng. 2

Các nguyên tố Li, Be - B.

B, C, N, O, F, Ne - các nguyên tố p, các nguyên tử này chứa đầy các electron của obitan p.

Các yếu tố của thời kỳ thứ ba

Đối với nguyên tử của các nguyên tố thuộc chu kỳ thứ ba, lớp điện tử thứ nhất và thứ hai được hoàn thành, do đó, lớp điện tử thứ ba được lấp đầy, trong đó các điện tử có thể chiếm các mức Зs-, 3p- và Зd-sublevel (Bảng 3).

Bảng 3 Công thức cấu tạo các lớp electron của nguyên tử các nguyên tố thuộc chu kì 3

Quỹ đạo 3s-electron đang được hoàn thiện ở nguyên tử magie. Na và Mg-s-nguyên tố.

Nguyên tử argon có 8 electron ở lớp ngoài cùng (lớp electron thứ ba). Là lớp ngoài cùng, nó đã hoàn thành, nhưng tổng cộng trong lớp electron thứ ba, như bạn đã biết, có thể có 18 electron, có nghĩa là các nguyên tố của chu kỳ thứ ba có Zd-obitan chưa được lấp đầy.

Tất cả các nguyên tố từ Al đến Ar đều là nguyên tố p. nguyên tố s và p tạo thành các phân nhóm chính trong Bảng tuần hoàn.

Đối với các nguyên tử kali và canxi, lớp điện tử thứ tư xuất hiện, mức 4s được lấp đầy (Bảng 4), vì nó có năng lượng thấp hơn mức 3s. Để đơn giản hóa các công thức điện tử đồ họa của các nguyên tử của các nguyên tố của chu kỳ thứ tư: 1) chúng ta ký hiệu công thức điện tử đồ họa có điều kiện của argon như sau:
Ar;

2) chúng tôi sẽ không mô tả các mức phân chia lại không được điền vào các nguyên tử này.

Bảng 4 Cấu trúc lớp electron của nguyên tử các nguyên tố thuộc chu kì 4

K, Ca - nguyên tố s có trong các phân nhóm chính. Trong các nguyên tử từ Sc đến Zn, phân tầng 3d chứa đầy các điện tử. Đây là 3 yếu tố. Chúng được bao gồm trong các phân nhóm phụ, lớp điện tử trước bên ngoài của chúng được lấp đầy, chúng được gọi là các phần tử chuyển tiếp.

Chú ý đến cấu trúc của lớp vỏ electron của nguyên tử crom và đồng. Trong chúng có sự "nhúng" của một điện tử từ mức phân chia lại thứ 4 đến thứ 3, điều này được giải thích là do tính ổn định năng lượng cao hơn của các cấu hình điện tử Зd 5 và Зd 10:

Trong nguyên tử kẽm, lớp điện tử thứ ba đã hoàn thiện - tất cả các cấp độ 3s, Зр và Зd đều được lấp đầy trong đó, có 18 electron trong chúng.

Trong các nguyên tố sau kẽm, lớp electron thứ tư, phân chia lại 4p, tiếp tục được lấp đầy: Các nguyên tố từ Ga đến Kr là nguyên tố p.

Ở nguyên tử krypton, lớp ngoài cùng (thứ tư) hoàn chỉnh, nó có 8 electron. Nhưng tổng cộng trong lớp electron thứ tư, như bạn đã biết, có thể có 32 electron; đối với nguyên tử krypton, cấp độ 4d và 4f vẫn còn trống.

Đối với các phần tử của chu kỳ thứ năm, các mức độ phân chia lại được điền theo thứ tự sau: 5s-> 4d -> 5p. Và cũng có những ngoại lệ liên quan đến sự "nhúng" của các electron, ở 41 Nb, 42 MO, v.v.

Trong chu kỳ thứ sáu và thứ bảy, các nguyên tố xuất hiện, tức là các nguyên tố trong đó các cấp độ 4f và 5f của lớp electron bên ngoài thứ ba được lấp đầy tương ứng.

Các phần tử 4f được gọi là lanthanides.

5f-Phần tử được gọi là actinides.

Thứ tự lấp đầy các mức phân chia lại điện tử trong nguyên tử của các nguyên tố thuộc chu kỳ thứ sáu: 55 Сs và 56 а - 6 nguyên tố;

57 Lа ... 6s 2 5d 1 - 5d-phần tử; 58 Ce - 71 Lu - 4f-phần tử; 72 Hf - 80 Hg - 5d nguyên tố; 81 Тl- 86 Rn - 6p-nguyên tố. Nhưng ngay cả ở đây cũng có những nguyên tố trong đó thứ tự lấp đầy của các obitan electron bị "vi phạm", ví dụ, có liên quan đến độ ổn định năng lượng cao hơn của một nửa và cấp f được lấp đầy hoàn toàn, tức là nf 7 và nf 14.

Tùy thuộc vào cấp độ phân chia lại của nguyên tử được lấp đầy bởi các electron cuối cùng, tất cả các nguyên tố, như bạn đã hiểu, được chia thành bốn họ hoặc khối điện tử (Hình 7).

1) s-Phần tử; chứa đầy các electron trong tầng phân chia lại của cấp độ ngoài cùng của nguyên tử; nguyên tố s bao gồm hydro, heli và các nguyên tố thuộc phân nhóm chính của nhóm I và II;

2) phần tử p; cấp p-sublevel của cấp độ ngoài cùng của nguyên tử chứa đầy các electron; nguyên tố p gồm các nguyên tố thuộc phân nhóm chính nhóm III-VIII;

3) phần tử d; cấp d-sublevel của cấp trước ngoài của nguyên tử chứa đầy các điện tử; Các nguyên tố d bao gồm các nguyên tố thuộc phân nhóm thứ cấp của nhóm I-VIII, tức là các nguyên tố của các khoảng thời gian lớn được chèn vào nhiều thập kỷ nằm giữa các nguyên tố s- và p. Chúng còn được gọi là các yếu tố chuyển tiếp;

4) các nguyên tố f, chứa đầy các electron f-sublevel thứ ba bên ngoài cấp độ của nguyên tử; chúng bao gồm các chất hoạt hóa và đèn lồng.

1. Điều gì sẽ xảy ra nếu nguyên tắc Pauli không được tuân thủ?

2. Điều gì sẽ xảy ra nếu quy tắc của Hund không được tuân theo?

3. Vẽ sơ đồ cấu tạo điện tử, công thức điện tử và đồ thị công thức điện tử của nguyên tử các nguyên tố hóa học sau: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Viết công thức điện tử của nguyên tố 110 bằng cách sử dụng ký hiệu của khí quý tương ứng.

Nội dung bài học đề cương bài học hỗ trợ khung trình bày bài học phương pháp tăng tốc công nghệ tương tác Thực hành nhiệm vụ và bài tập tự kiểm tra hội thảo, đào tạo, trường hợp, nhiệm vụ bài tập về nhà thảo luận câu hỏi câu hỏi tu từ học sinh Hình minh họa âm thanh, video clip và đa phương tiệnảnh, biểu đồ hình ảnh, bảng, kế hoạch hài hước, giai thoại, vui nhộn, ngụ ngôn truyện tranh, câu nói, trò chơi ô chữ, trích dẫn Tiện ích bổ sung tóm tắt các chip bài báo dành cho các cuốn sách giáo khoa cheat sheet gây tò mò từ vựng cơ bản và bổ sung về các thuật ngữ khác Cải tiến sách giáo khoa và bài họcsửa lỗi trong hướng dẫn cập nhật một đoạn trong sách giáo khoa các yếu tố đổi mới trong bài học thay thế kiến ​​thức lạc hậu bằng kiến ​​thức mới Chỉ dành cho giáo viên những bài học hoàn hảo kế hoạch lịch cho các khuyến nghị phương pháp luận trong năm của chương trình thảo luận Bài học tích hợp

Hãy cùng tìm hiểu cách lập công thức điện tử của nguyên tố hóa học. Câu hỏi này rất quan trọng và mang tính thời sự, vì nó cho ta một ý tưởng không chỉ về cấu trúc mà còn về các đặc tính vật lý và hóa học được cho là của nguyên tử đang được đề cập.

Quy tắc biên dịch

Để vẽ ra một công thức đồ thị và điện tử cho một nguyên tố hóa học, cần phải có một ý tưởng về lý thuyết về cấu trúc của nguyên tử. Để bắt đầu, có hai thành phần chính của một nguyên tử: hạt nhân và các electron âm. Hạt nhân bao gồm neutron không mang điện tích cũng như proton mang điện tích dương.

Lập luận về cách lập và xác định công thức điện tử của nguyên tố hóa học, chúng ta lưu ý rằng để tìm được số proton trong hạt nhân thì cần phải có hệ thống tuần hoàn Mendeleev.

Số lượng một nguyên tố theo thứ tự tương ứng với số proton trong hạt nhân của nó. Số chu kỳ mà nguyên tử nằm ở đó đặc trưng cho số lớp năng lượng mà các electron nằm trên đó.

Để xác định số nơtron không mang điện, cần phải trừ số thứ tự của nó (số proton) với giá trị của khối lượng tương đối của nguyên tử một nguyên tố.

Hướng dẫn

Để hiểu cách lập công thức điện tử của một nguyên tố hóa học, hãy xem xét quy tắc điền các phân tử âm vào các phân tử âm, do Klechkovsky đưa ra.

Tùy thuộc vào năng lượng tự do mà các obitan tự do có, một chuỗi được vẽ lên đặc trưng cho trình tự lấp đầy các mức bằng các electron.

Mỗi quỹ đạo chỉ chứa hai điện tử, chúng nằm trong các spin phản song song.

Để thể hiện cấu trúc của vỏ điện tử, người ta sử dụng các công thức đồ thị. Công thức điện tử của nguyên tử các nguyên tố hóa học có dạng như thế nào? Làm cách nào để tạo các biến thể đồ họa? Những câu hỏi này có trong khóa học hóa học của trường, vì vậy chúng tôi sẽ đi sâu vào các câu hỏi đó một cách chi tiết hơn.

Có một ma trận (cơ sở) nhất định được sử dụng khi vẽ các công thức đồ họa. Quỹ đạo s có đặc điểm là chỉ có một ô lượng tử, trong đó có hai điện tử nằm đối diện nhau. Chúng được biểu thị bằng đồ thị bằng các mũi tên. Đối với quỹ đạo p, ba ô được mô tả, mỗi ô cũng chứa hai điện tử, mười điện tử nằm trên quỹ đạo d, và f chứa đầy mười bốn điện tử.

Ví dụ về vẽ công thức điện tử

Chúng ta hãy tiếp tục cuộc trò chuyện về cách lập công thức điện tử của một nguyên tố hóa học. Ví dụ, bạn cần vẽ một công thức đồ thị và điện tử cho nguyên tố mangan. Đầu tiên, chúng ta hãy xác định vị trí của nguyên tố này trong bảng tuần hoàn. Nó có số thứ tự 25, do đó, có 25 electron trong nguyên tử. Mangan là một nguyên tố của thời kỳ thứ tư, do đó, nó có bốn mức năng lượng.

Cách lập công thức điện tử của nguyên tố hóa học? Chúng tôi viết ra dấu hiệu của phần tử, cũng như số sê-ri của nó. Sử dụng quy tắc Klechkovsky, chúng tôi phân phối các điện tử trên các mức năng lượng và mức phân chia lại. Chúng tôi đặt chúng tuần tự ở các mức đầu tiên, thứ hai và thứ ba, ghi hai điện tử trong mỗi ô.

Tiếp theo, chúng tôi tổng hợp chúng, nhận được 20 mảnh. Ba mức được lấp đầy bằng các điện tử, và chỉ năm điện tử còn lại ở mức thứ tư. Do mỗi loại quỹ đạo có dự trữ năng lượng riêng, chúng tôi phân phối các electron còn lại vào các cấp độ phân chia lại 4s và 3d. Kết quả là, công thức đồ thị điện tử hoàn chỉnh cho nguyên tử mangan như sau:

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

Giá trị thực tiễn

Với sự trợ giúp của công thức đồ họa điện tử, bạn có thể thấy rõ số electron tự do (chưa ghép đôi) xác định hóa trị của một nguyên tố hóa học nhất định.

Chúng tôi cung cấp một thuật toán tổng quát về các hành động, với sự trợ giúp của nó, có thể vẽ ra các công thức đồ họa điện tử cho bất kỳ nguyên tử nào trong bảng tuần hoàn.

Trước hết, cần xác định số electron bằng hệ thống tuần hoàn. Số chu kỳ cho biết số mức năng lượng.

Thuộc một nhóm nào đó gắn liền với số electron nằm ở mức năng lượng ngoài cùng. Các cấp được chia nhỏ thành các cấp lại, chúng được lấp đầy có tính đến quy tắc Klechkovsky.

Phần kết luận

Để xác định khả năng hóa trị của bất kỳ nguyên tố hóa học nào trong bảng tuần hoàn, cần phải lập công thức đồ thị điện tử cho nguyên tử của nó. Thuật toán đưa ra ở trên sẽ cho phép bạn đối phó với nhiệm vụ trước mắt, để xác định các đặc tính hóa học và vật lý có thể có của nguyên tử.

Hình ảnh quy ước về sự phân bố của các electron trong đám mây electron theo các mức, mức phân chia lại và quỹ đạo được gọi là công thức điện tử của nguyên tử.

Các quy tắc dựa trên | dựa trên | cái nào | cái gì | trang điểm | cho thuê | công thức điện tử

1. Nguyên tắc năng lượng tối thiểu: hệ thống càng ít năng lượng thì càng hoạt động mạnh mẽ.

2. Quy tắc Klechkovsky: sự phân bố của các điện tử trên các mức và mức phân chia lại của đám mây điện tử xảy ra theo thứ tự tăng dần giá trị của tổng các số lượng tử chính và quỹ đạo (n + 1). Trong trường hợp giá trị bằng nhau (n + 1), cấp đầu tiên được lấp đầy là cấp bán lại đó, có giá trị nhỏ hơn n.

1 s 2 sp 3 spd 4 spdf 5 spdf 6 spdf 7 spdf Số cấp n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Quỹ đạo 1 * 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 số lượng tử

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

Loạt Klechkovsky

1 * - xem bảng №2.

3. Quy tắc của Hund: khi các obitan của một phân tầng được lấp đầy, mức năng lượng thấp nhất tương ứng với sự sắp xếp của các electron có spin song song.

Vẽ lên | trao tay | công thức điện tử

Khoảng tiềm năng: 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

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

Loạt Klechkovsky

Thứ tự điền đầy Electroni 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 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.

Công thức điện tử 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

Giá trị thông tin của công thức điện tử

1. Vị trí của nguyên tố trong tuần hoàn | tuần hoàn | hệ thống.

2. Độ khả dĩ | số oxi hóa của nguyên tố.

3. Bản chất hóa học của nguyên tố.

4. Thành phần | kho | và thuộc tính kết nối của phần tử.

Vị trí của nguyên tố trong chu kỳ| định kỳ |D. I. Hệ thống của Mendeleev:

Một) số kỳ, trong đó nguyên tố nằm ở vị trí nào, tương ứng với số mức mà các electron nằm ở đó;

NS) số nhóm, mà nguyên tố này thuộc về, bằng tổng các electron hóa trị. Các electron hóa trị đối với nguyên tử của các nguyên tố s- và p là các electron thuộc phân lớp ngoài cùng; đối với các nguyên tố d, đây là các electron của cấp độ ngoài cùng và cấp độ bán lại chưa được lấp đầy của cấp độ trước đó.

v) gia đình điện tửđược xác định bằng ký hiệu của mức phân chia lại mà electron cuối cùng đi vào (s-, p-, d-, f-).

NS) nhóm conđược xác định bởi thuộc họ điện tử: các nguyên tố s - và p chiếm các phân nhóm chính, và các nguyên tố d - phụ, các nguyên tố f chiếm các phần riêng biệt ở phần dưới của bảng tuần hoàn (actinides và lanthanides).

2. Mức độ có thể| số oxi hóa của các nguyên tố.

Trạng thái oxy hóa Là điện tích mà nguyên tử thu được nếu nó nhường hoặc thêm electron.

Nguyên tử tặng electron sẽ nhận được điện tích dương, bằng số electron đã hiến (điện tích electron (-1)

Z Е 0 - ne  Z E + n

Nguyên tử đã tặng electron biến thành cation(ion mang điện tích dương). Quá trình tách electron ra khỏi nguyên tử được gọi là quá trình ion hóa. Năng lượng cần thiết để thực hiện quá trình này được gọi là năng lượng ion hóa ( Eion, eB).

Những electron đầu tiên được tách ra khỏi nguyên tử là các electron ở cấp độ ngoài cùng, không có cặp trong quỹ đạo - chúng không được ghép đôi. Với sự có mặt của các obitan tự do trong cùng một mức, dưới tác dụng của năng lượng bên ngoài, các electron, được tạo thành các cặp ở một mức nhất định, hóa hơi, và sau đó tất cả được tách ra cùng nhau. Quá trình ghép đôi, xảy ra do sự hấp thụ một phần năng lượng của một trong các điện tử của một cặp và sự chuyển đổi của nó sang mức bán lại cao hơn, được gọi là quá trình hưng phấn.

Số electron lớn nhất mà nguyên tử có thể nhường bằng số electron hóa trị và tương ứng với số nhóm mà nguyên tố đó có trong nguyên tố. Điện tích mà nguyên tử thu được sau khi mất hết các electron hóa trị được gọi là trạng thái oxy hóa cao nhất nguyên tử.

Sau khi phát hành | sa thải | mức hóa trị trở thành bên ngoài | trở thành | cấp, cái nào | cái gì | đứng trước hóa trị. Mức này hoàn toàn chứa đầy các electron, và do đó | và do đó | ổn định về mặt năng lượng.

Nguyên tử của các nguyên tố có từ 4 đến 7 electron ở cấp độ ngoài cùng, đạt đến trạng thái bền về mặt năng lượng không chỉ bằng cách tặng electron mà còn bằng cách gắn chúng. Kết quả là, một mức (.ns 2 p 6) được hình thành - một trạng thái khí trơ bền.

Nguyên tử có các electron liên kết sẽ thu được phủ địnhtrình độQuá trình oxy hóa- điện tích âm, bằng số electron nhận.

Z Е 0 + ne  Z E - n

Số electron mà nguyên tử có thể gắn vào bằng số (8 –N |), trong đó N là số của nhóm trong đó | mà | vị trí của nguyên tố (hoặc số electron hóa trị).

Quá trình gắn electron vào nguyên tử kèm theo sự giải phóng năng lượng, được gọi là c quan hệ họ hàng với điện tử (Esrodity,eB).