Електронна конфигурация на йони. Електронни конфигурации на атоми на елементи с малки периоди

Запълването на орбиталите в невъзбуден атом се извършва по такъв начин, че енергията на атома да е минимална (принципът на минималната енергия). Първо се запълват орбиталите на първото енергийно ниво, след това второто, като първо се запълва орбиталата на s-поднивото и едва след това орбиталите на p-поднивото. През 1925 г. швейцарският физик В. Паули установява основния квантово-механичен принцип на естествената наука (принципа на Паули, наричан още принцип на изключване или принцип на изключване). Според принципа на Паули:

Един атом не може да има два електрона, които имат еднакъв набор от четирите квантови числа.

Електронната конфигурация на атома се предава чрез формула, в която запълнените орбити са обозначени с комбинация от число, равно на главното квантово число, и буква, съответстваща на орбиталното квантово число. Горният индекс показва броя на електроните в тези орбитали.

Водород и хелий

Електронна конфигурацияводороден атом 1s 1 и хелиев 1s 2. Водородният атом има един несдвоен електрон, а хелиевият атом има два сдвоени електрона. Сдвоените електрони имат еднакви стойности на всички квантови числа, с изключение на въртенето. Водородният атом може да се откаже от своя електрон и да се превърне в положително зареден йон - Н + катион (протон), който няма електрони (електронна конфигурация 1s 0). Водородният атом може да прикрепи един електрон и да се превърне в отрицателно зареден H - йон (хидриден йон) с електронна конфигурация 1s 2.

литий

Три електрона в литиев атом са разпределени както следва: 1s 2 1s 1 . При образуването на химическа връзка участват само електрони от външното енергийно ниво, наречени валентни електрони. В литиев атом валентният електрон е подниво 2s, а двата електрона на подниво 1s са вътрешни електрони. Литиевият атом доста лесно губи валентния си електрон, преминавайки в Li + йон, който има конфигурация 1s 2 2s 0 . Имайте предвид, че хидридният йон, хелиевият атом и литиевият катион имат същото числоелектрони. Такива частици се наричат ​​изоелектронни. Те имат подобна електронна конфигурация, но различен зарядядки. Атомът на хелия е много химически инертен, което се свързва със специалната стабилност на електронната конфигурация 1s 2. Орбиталите, които не са запълнени с електрони, се наричат ​​свободни орбитали. В литиевия атом три орбитали от подниво 2p са свободни.

Берилий

Електронната конфигурация на берилиевия атом е 1s 2 2s 2 . Когато един атом е възбуден, електроните от по-ниско енергийно подниво се преместват към свободни орбитали на по-високо енергийно подниво. Процесът на възбуждане на берилиев атом може да бъде представен със следната схема:

1s 2 2s 2 (основно състояние) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (възбудено състояние).

Сравнението на основното и възбуденото състояние на берилиевия атом показва, че те се различават по броя на несдвоените електрони. В основното състояние на берилиевия атом няма несдвоени електрони, във възбудено състояние има два от тях. Въпреки факта, че когато един атом е възбуден, по принцип всички електрони от орбитали с по-ниска енергия могат да се преместят към орбитали с по-висока енергия, за да вземем предвид химически процесизначими са само преходите между енергийни поднива с подобни енергии.

Това се обяснява по следния начин. Когато се образува химическа връзка, винаги се освобождава енергия, т.е. съвкупността от два атома преминава в енергийно по-изгодно състояние. Процесът на възбуждане изисква енергия. При разпаряване на електрони в рамките на едно и също енергийно ниво, разходите за възбуждане се компенсират от образуването на химическа връзка. При разпаряване на електрони вътре различни ниваразходите за възбуждане са толкова големи, че не могат да бъдат компенсирани от образуването на химична връзка. При липса на евентуален партньор химическа реакциявъзбуден атом освобождава квант енергия и се връща в основно състояние - такъв процес се нарича релаксация.

Бор

Електронните конфигурации на атомите на елементите от 3-тия период на Периодичната таблица на елементите ще бъдат до известна степен подобни на тези, дадени по-горе (атомният номер е обозначен с долния индекс):

11 Na 3s 1
12 Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15 P 2s 2 3p 3

Аналогията обаче не е пълна, тъй като третото енергийно ниво е разделено на три поднива и всички изброени елементи имат свободни d-орбитали, към които електроните могат да преминат по време на възбуждане, увеличавайки множествеността. Това е особено важно за елементи като фосфор, сяра и хлор.

Максималният брой несдвоени електрони в един фосфорен атом може да достигне пет:

Това обяснява възможността за съществуването на съединения, в които валентността на фосфора е 5. Азотният атом, който има конфигурация на валентни електрони в основното състояние, е същата като фосфорния атом, не може да образува пет ковалентни връзки.

Подобна ситуация възниква при сравняване валентни възможностикислород и сяра, флуор и хлор. Разпадането на електрони в серен атом води до появата на шест несдвоени електрона:

3s 2 3p 4 (основно състояние) → 3s 1 3p 3 3d 2 (възбудено състояние).

Това отговаря на шест валентно състояниекоето е непостижимо за кислорода. Максималната валентност на азота (4) и кислорода (3) изисква по-подробно обяснение, което ще бъде дадено по-късно.

Максималната валентност на хлора е 7, което съответства на конфигурацията на възбуденото състояние на атома 3s 1 3p 3 d 3 .

Наличието на свободни 3d орбитали във всички елементи на третия период се обяснява с факта, че от 3-то енергийно ниво има частично припокриване на поднива на различни нива, когато са запълнени с електрони. Така поднивото 3d започва да се запълва едва след като се запълни поднивото 4s. Енергийният резерв на електроните в атомните орбитали на различни поднива и следователно редът на тяхното запълване нараства в следния ред:

По-рано се запълват орбиталите, за които сумата от първите две квантови числа (n + l) е по-малка; ако тези суми са равни, първо се запълват орбитали с по-малко главно квантово число.

Тази закономерност е формулирана от В. М. Клечковски през 1951 г.

Елементите, в чиито атоми s-поднивото е запълнено с електрони, се наричат ​​s-елементи. Те включват първите два елемента от всеки период: водород, но вече в следващия d-елемент - хром - има известно „отклонение“ в подреждането на електроните според енергийните нива в основното състояние: вместо очакваните четири несдвоени електрони на подниво 3d в атома на хрома, има пет несдвоени електрона в подниво 3d и един несдвоен електрон в подниво s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Феноменът на прехода на един s-електрон към d-подниво често се нарича "пробив" на електрона. Това може да се обясни с факта, че орбиталите на d-поднивото, запълнени с електрони, се приближават до ядрото поради увеличаване на електростатичното привличане между електроните и ядрото. В резултат на това състоянието 4s 1 3d 5 става енергийно по-благоприятно от 4s 2 3d 4 . По този начин полузапълненото d-подниво (d 5) има повишена стабилност в сравнение с други възможни вариантиразпределение на електрони. Електронната конфигурация, съответстваща на съществуването на максималния възможен брой сдвоени електрони, постижими в предишните d-елементи само в резултат на възбуждане, е характерна за основното състояние на атома на хрома. Електронната конфигурация d 5 също е характерна за мангановия атом: 4s 2 3d 5 . За следните d-елементи всяка енергийна клетка на d-поднивото е изпълнена с втори електрон: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

При медния атом състоянието на напълно запълнено d-подниво (d 10) става постижимо поради прехода на един електрон от 4s-подниво към 3d-подниво: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Последният елемент от първия ред d-елементи има електронна конфигурация 30 Zn 4s 23 d 10 .

обща тенденция, което се проявява в стабилността на конфигурациите d 5 и d 10, се наблюдава и за елементи от по-ниски периоди. Молибденът има електронна конфигурация, подобна на хрома: 42 Mo 5s 1 4d 5, и среброто - мед: 47 Ag5s 0 d 10. Освен това конфигурацията d 10 вече е постигната в паладий поради прехода на двата електрона от 5s орбитала към 4d орбитала: 46Pd 5s 0 d 10 . Има и други отклонения от монотонното запълване на d-, а също и на f-орбиталите.

Подреждането на електроните в енергийни нива и орбитали се нарича електронна конфигурация. Конфигурацията може да бъде изобразена под формата на така наречените електронни формули, в които номерът на енергийното ниво е посочен отпред, след това поднивото е обозначено с буква, а броят на електроните в това подниво е посочен в горната част вдясно от буквата. Сумата от последните числа съответства на стойността на положителния заряд на атомното ядро. Например, електронните формули на сярата и калция ще изглеждат така: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Запълването на електронни нива се извършва в съответствие с принципа на най-малката енергия: най-стабилното състояние на електрона в атома съответства на състоянието с минимална енергийна стойност. Следователно, слоеве с най-малките стойности енергия. Съветският учен В. Клечковски установява, че енергията на електрона се увеличава с увеличаването на сумата на главните и орбиталните квантови числа (n + /)> следователно запълването на електронните слоеве става в реда на нарастване на сумата от главните и орбиталните квантови числа. Ако сумите (n - f1) за две поднива са равни, тогава първо се запълват поднивата с най-малко n и най-голямо l9, а след това поднивата с най-голямо n и най-малко L. Нека например сумата ( n + /) « 5. Тази сума съответства на следните комбинации дали I: n = 3; / 2; n *" 4; 1-1; l = / - 0. Въз основа на това първо трябва да се запълни d-поднивото на третото енергийно ниво, след това 4p-поднивото и едва след това s-поднивото на петото енергийно ниво. Всичко по-горе определя следния ред на запълване на електрони в атомите: Пример 1 Начертайте електронната формула на натриевия атом. Решение Въз основа на позицията в периодичната таблица се установява, че натрият е елемент от третия период. Това показва, че електроните в натриевия атом са разположени на три енергийни нива. Атомният номер на елемента определя общия брой електрони на тези три нива – единадесет. На първото енергийно ниво (ls1, / = 0; s-подниво) максималният брой електрони е // « 2n2, N = 2. Разпределението на електроните на s-поднивото на I енергийно ниво се показва от запис - Is2, На II енергийно ниво n = 2, I « 0 (s-подниво) и I = 1 (p-подниво), максималният брой електрони е осем. Тъй като максимумът 2e се намира на S-подниво, ще има 6e на p-подниво. Разпределението на електроните на II енергийно ниво се показва чрез писане - 2s22p6. На третото енергийно ниво са възможни S-, p- и d-поднива. Натриевият атом има само един електрон на III енергийно ниво, който според принципа на най-малката енергия ще заеме подниво 3v. Чрез комбиниране на записите на разпределението на електроните на всеки слой в едно се получава електронната формула на натриевия атом: ls22s22p63s1. Положителният заряд на натриевия атом (+11) се компенсира от общия брой електрони (11). В допълнение, структурата на електронните обвивки се изобразява с помощта на енергийни или квантови клетки (орбитали) - това са така наречените графични електронни формули. Всяка такава клетка се обозначава с правоъгълник Q, електронът t> посоката на стрелката характеризира спина на електрона. Според принципа на Паули един (несдвоен) или два (сдвоени) електрона се поставят в клетка (орбита). Електронната структура на натриевия атом може да бъде представена чрез схемата: При запълване на квантови клетки е необходимо да се знае правилото на Хунд: стабилното състояние на атома съответства на такова разпределение на електроните в енергийното подниво (p, d, f ), при което абсолютната стойност на общия спин на атома е максимална. Така че, ако два електрона заемат една орбитала\]j\\\, тогава общият им спин ще бъде равен на нула. Запълването на две орбитали 1 m 111 I с електрони ще даде общ спин, равен на единица. Въз основа на принципа на Хунд, разпределението на електроните в квантовите клетки, например, за атомите 6С и 7N ще бъде както следва Въпроси и задачи за самостоятелно решение 1. Избройте всички основни теоретични положениянеобходими за запълване на електроните в атомите. 2. Покажете валидността на принципа за най-малка енергия на примера за запълване на електрони в атомите на калций и скандий, стронций, итрий и индий. 3. Коя от графичните електронни формули на фосфорния атом (невъзбудено състояние) е вярна? Обосновете отговора си с помощта на правилото на Гунд. 4. Запишете всички квантови числа за електроните на атомите: а) натрий, силиций; б) фосфор, хлор; в) сяра, аргон. 5. Съставете електронните формули на атомите на s-елемента от първия и третия период. 6. Съставете електронната формула на атома на p-елемента от петия период, чието външно енергийно ниво е 5s25p5. Какви са неговите Химични свойства? 7. Начертайте разпределението на електроните по орбити в атомите на силиций, флуор, криптон. 8. Съставете електронната формула на елемент, в който енергийното състояние на два електрона от външното ниво се описва със следните квантови числа: n - 5; 0; m1 = 0; ta = + 1/2; че "-1/2. 9. Външните и предпоследните енергийни нива на атомите имат следния вид: а) 3d24s2; б) 4d105s1; в) 5s25p6. Съставете електронните формули на атомите на елементите. Посочете p- и d-елементи. 10. Направете електронни формули на атоми на d-елементи, които имат 5 електрона на d-подниво. 11. Начертайте разпределението на електроните в квантовите клетки в атомите на калий, хлор, неон. 12. Външният електронен слой на даден елемент се изразява с формулата 3s23p4. Определете серийния номер и името на елемента. 13. Напишете електронните конфигурации на следните йони: 14. Съдържат ли атомите O, Mg, Ti електрони на ниво M? 15. Кои частици от атоми са изоелектронни, т.е. съдържат еднакъв брой електрони: 16. Колко електронни нива имат атомите в състояние S2", S4+, S6+? 17. Колко свободни d-орбитали има в Sc, Ti, V атоми Напишете електронните формули на атомите на тези елементи 18. Посочете поредния номер на елемента, при който: а) завършва запълването на подниво 4c1 с електрони б) запълването на подниво 4p с електрони започва 19. Посочете характеристиките на електронните конфигурации на атомите на медта и хрома. Какъв е броят на 4b-електроните, които съдържат атоми на тези елементи в стабилно състояние? 20. Колко свободни 3p-орбитали има атомът на силиций в стационарен и възбудено състояние?

Лекция 2. Електронна конфигурация на елемента

В края на последната лекция, на базата на правилата на Клечковски, конструирахме реда на запълване на енергийните поднива с електрони

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …

Разпределението на електроните на атома по енергийни поднива се нарича електронна конфигурация.На първо място, когато се разглеждат сериите за пълнене, прави впечатление определена периодичност-закономерност.

Запълването на енергийните орбитали с електрони в основното състояние на атома се подчинява на принципа на най-малката енергия: първо се запълват по-благоприятните ниско разположени орбитали, а след това последователно по-високо разположените орбитали според реда на запълване.

Нека анализираме последователността на пълнене.

Ако в един атом присъства точно 1 електрон, той попада в най-ниско разположения 1s-AO (AO е атомна орбитала). Следователно възникващата електронна конфигурация може да бъде представена с нотацията 1s1 или графично (виж по-долу - стрелка в поле).

Лесно е да се разбере, че ако в един атом има повече от един електрон, те последователно заемат първо 1s, след това 2s и накрая отиват на подниво 2p. Но вече за шест електрона (въглероден атом в основно състояние) възникват две възможности: запълване на подниво 2p с два електрона със същия спин или с противоположен.

Нека дадем проста аналогия: да предположим, че атомните орбитали са вид "стаи" за "жители", които са електрони. От практиката е известно, че наемателите предпочитат по възможност да заемат всяка отделна стая, а не да се тълпят в една.

Подобно поведение е характерно и за електроните, което е отразено в правилото на Хунд:

Правилото на Хунд: стационарното състояние на атома съответства на такова разпределение на електроните в енергийното подниво, при което общият спин е максимален.

Състоянието на атом с минимална енергия се нарича основно състояние, а всички останали се наричат ​​възбудени състояния на атома.

Лекция 2. Електронна конфигурация

Атоми на елементи от I и II периоди

1 електрон

2 електрона

3 електрона

4 електрона

5 електрона

6 електрона

7 електрона

8 електрона

9 електрона

10Ne

10 електрона

Елемент от цялата е-

електронна конфигурация

разпределение на електроните

Тогава, въз основа на правилото на Хунд, за азота основното състояние предполага наличието на три несдвоени p-електрона (електронна конфигурация …2p3). В атомите на кислорода, флуора и неона се получава последователно сдвояване на електрони и поднивото 2p се запълва.

Имайте предвид, че третият период на периодичната таблица започва с натриевия атом,

чиято конфигурация (11 Na ... 3s1 ) е много подобна на тази на лития (3 Li ... 2s1 )

освен че основното квантово число n е три вместо две.

Запълването на енергийните поднива в атомите на елементите от период III с електрони е точно същото като това, наблюдавано за елементите от период II: магнезиевият атом завършва запълването на подниво 3s, след което, от алуминий към аргон, електроните се поставят последователно върху 3p подниво според правилото на Хунд: първо, отделни електрони се поставят върху AO ( Al, Si, P), след което се извършва тяхното сдвояване.

Атоми на елементи от III период

11Na

12 мг

13Ал

14Si

17Cl

18Ar

съкратено

електронно разпространение

Лекция 2. Електронна конфигурация

Четвъртият период на периодичната таблица започва със запълването на 4s-поднивото в калиеви и калциеви атоми с електрони. Както следва от реда на запълване, тогава идва ред на 3d орбитали.

По този начин можем да заключим, че запълването на d-AO с електрони е „закъсняло“ с 1 период: в IV период се запълват 3 (!) d-подниво).

И така, от Sc до Zn, поднивото 3d (10 електрона) е запълнено с електрони, след това от Ga до Kr, поднивото 4p е запълнено.

Атоми на елементи от период IV

20Ca

21ск

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

4s2 3d1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

22ti

4s2 3d2

30Zn

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

4s2 3d10

31Ga

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

36Kr

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

съкратено

електронно разпространение

Запълването на енергийните поднива с електрони в атомите на елементи от период V е точно същото като това, наблюдавано за елементи от период IV

(разглобете сами)

В шестия период поднивото 6s първо се запълва с електрони (55 атома Cs и

56 Ba), а след това един електрон е разположен на 5d орбитала на лантан (57 La 6s2 5d1 ).

За следващите 14 елемента (от 58 до 71) се запълва поднивото 4f, т.е. запълването на f-орбиталите е “закъсняло” с 2 периода, като се запазва електрона на 5d подниво. Например, трябва да се запише електронната конфигурация на церия

58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1

Започвайки от елемент 72 (72 Hf) и до елемент 80 (80 Hg), поднивото 5d се „попълва“.

Следователно електронните конфигурации на хафния и живака са

72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 или 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 или 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10

Лекция 2. Електронна конфигурация

По същия начин енергийните поднива в атомите на елементите от VII период са запълнени с електрони.

Определяне на квантови числа от електронна конфигурация

Какво представляват квантовите числа, как са се появили и защо са необходими - вижте Лекция 1.

Дадено: Запис на електронна конфигурация "3p 4"

Главното квантово число n е първата цифра в записа, т.е. "3". n = 3 "3 p4", основното квантово число;

Страничното (орбитално, азимутално) квантово число l е кодирано буквено обозначениеподниво. Буквата p съответства на числото l = 1.

форма на облак

l \u003d 1 "3p 4",

"гира"

Разпределение на електроните в подниво според принципа на Паули и правилото на Хунд

m Є [-1; +1] - орбиталите са еднакви (изродени) по енергия n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = -1); s = + ½

n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = -1); s = -½

Валентно ниво и валентни електрони

Ниво на валентностнаречен набор от енергийни поднива, които участват в образуването на химични връзки с други атоми.

Валентните електрони са тези, разположени на валентно ниво.

Елементите на PSCE са разделени на 4 групи

s-елементи. Валентни електрони ns x . Двата s-елемента са в началото на всеки период.

р-елементи. Валентни електрони ns 2 np x . Шест p-елемента са разположени в края на всеки период (с изключение на първия и седмия).

Лекция 2. Електронна конфигурация

d-елементи. Валентни електрони ns 2 (n-1)d x. Десет d-елемента образуват вторични подгрупи, като се започне от период IV и са между s- и p-елементите.

f-елементи. Валентни електрони ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x. Четиринадесетте f-елемента образуват серията от лантаниди (4f) и актиниди (5f), които са разположени под таблицата.

Електронни аналозиса частици, които се характеризират с подобни електронни конфигурации, т.е. разпределение на електрони по поднива.

Например

H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1

Електронните аналози имат подобни електронни конфигурации, така че техните химични свойства са сходни - и те са разположени в периодичната система от елементи в една и съща подгрупа.

Електронна „повреда“ (или електронно „превишаване“)

Квантовата механика предвижда, че състоянието на частицата има най-ниска енергия, когато всички нива са запълнени с електрони изцяло или наполовина.

Ето защо за елементи от подгрупата на хром(Cr, Mo, W, Sg) и елементи от медна подгрупа(Cu, Ag, Au) има изместване на 1 електрон от s - към d- подниво.

24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10

Това явление се нарича електронен "отказ", трябва да се помни.

Подобно явление е характерно и за f-елементите, но тяхната химия е извън обхвата на нашия курс.

Моля, обърнете внимание: при p-елементите електронното пропадане НЕ се наблюдава!

Обобщавайки, трябва да се заключи, че броят на електроните в атома се определя от състава на неговото ядро, а тяхното разпределение (електронна конфигурация) се определя от набори

Лекция 2. Електронна конфигурация

квантови числа. От своя страна електронната конфигурация определя химичните свойства на елемента.

Следователно е очевидно, чеИмоти прости вещества, както и свойства на съединенията

елементи са в периодична зависимост от големината на заряда на ядрото

атом (сериен номер).

Периодичен закон

Основни свойства на атомите на елементите

1. Радиусът на атома е разстоянието от центъра на ядрото до външното енергийно ниво. AT

период, когато зарядът на ядрото се увеличава, радиусът на атома намалява; в група,

напротив, с увеличаването на броя на енергийните нива радиусът на атома се увеличава.

Следователно в сериите O2- , F- , Ne, Na+ , Mg2+ - радиусът на частиците намалява, въпреки че тяхната конфигурация е същата 1s2 2s2 2p6 .

За неметалите се говори за ковалентен радиус, за метали - за метален радиус, за йони - за йонен радиус.

2. Йонизационният потенциал е енергията, която трябва да се изразходва за отделяне от атом 1

електрон. Съгласно принципа на най-малката енергия, последният електрон по отношение на запълването (за s и p-елементите) и електронът на външното енергийно ниво (за d и f-елементите) се отделят първо

В периода, когато зарядът на ядрото се увеличава, йонизационният потенциал се увеличава - в началото на периода има алкален металс нисък йонизационен потенциал, в края на периода - инертен газ. В група йонизационните потенциали отслабват.

Енергия на йонизация, eV

3. Електронен афинитет - енергията, която се отделя, когато електрон е прикрепен към атом, т.е. при образуването на анион. 4. Електроотрицателността (EO) е способността на атомите да привличат електронна плътност към себе си. За разлика от йонизационния потенциал, който е последван от специфичен измерим физическо количество, EO е някаква стойност, която може да бъдесамо изчислено, не може да се измери. С други думи, ЕО е изобретен от хората, за да го използват за обяснение на определени явления. За нашите образователни цели се изисква да запомним качествения ред на промяната електроотрицателност: F > O > N > Cl > ... > H > ... > метали. EO - способността на атома да измества своята електронна плътност към себе си, - очевидно, се увеличава в периода (тъй като зарядът на ядрото се увеличава - силата на привличане на електрона и радиусът на атома намалява) и, напротив, отслабва в групата. Лесно е да се разбере, че тъй като периодът започва с електроположителен метал, и завършва с типичен неметал от група VII (инертните газове не се вземат предвид), тогава степента на промяна на EC в периода е по-голяма, отколкото в групата. Лекция 2. Електронна конфигурация 5. Степента на окисление е условният заряд на атом в химично съединение, изчислено в приближението, че всички връзки са образувани от йони. Минималното състояние на окисление се определя от това колко електрона един атом може да приеме на представляват последователността, в която атомите са свързани един с друг. Разгледайте отделно всяка двойка атоми и означете със стрелка изместването на електроните към този атом от двойката, чийто EC е по-голям от (b). В резултат на това електроните се изместиха - и се образуваха заряди - положителни и отрицателни: в края на всяка стрелка има заряд (-1), съответстващ на добавянето на 1 електрон; в основата на стрелката е зарядът (+1), съответстващ на отстраняването на 1 електрон. Получените заряди са степента на окисление на определен атом. H+1 H+1 Това е всичко за днес, благодаря ви за вниманието. Литература 1. С.Г. Барам, М.А. Илин. Химия в лятното училище. Proc. надбавка / Новосиб. състояние ун-т, Новосибирск, 2012. 48 с. 2. А.В. Мануилов, В.И. Родионов. Основи на химията за деца и възрастни. – М.: ЗАО Издателска къща Центрполиграф, 2014. - 416 с. - вижте стр. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/

Електронната конфигурация на атома епоказва разпределението на енергията на ē. нива и поднива.

1s 1 ←число ē с дадена форма на облак

↖ форма на електронния облак

енергийно ниво

Графични електронни формули (изображения на електронната структура на атом) -

показва разпределението на енергията на ē. нива, поднива и орбитали.

I период:+1 Н

Където - ē, ↓ - ē с антипаралелни спинове, орбитален.

Когато пишете графична електронна формула, трябва да запомните правилото на Паули и Правилото на Хунд „Ако има няколко свободни орбитали в едно подниво, тогава ē се поставят всяка на отделна орбитала и само при липса на свободни орбитали се комбинират по двойки.“

(Работа с електронни и графични електронни формули).

Например, H +1 1s 1; Той +2 1s 2 ; Li +3 1s 2 2s 1; Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Ar +18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;

I период:водород и хелий – s-елементи, тяхната s-орбитала е изпълнена с електрони.

II период: Li и Be са s-елементи

B, C, N, O, F, Ne - p-елементи

В зависимост от това кое подниво на атома е последно запълнено с електрони, всички елементи се разделят на 4 електронни семейства или блокове:

1) s-елементи – имат ē-mi s-подниво на външния слой на атома; те включват водород, хелий и e-вие gl.p / gr. I и II група.

2) p-елементи -те запълват електронното световно подниво на външното ниво на атома; те включват елементи на gl.p / gr. III - VIII групи.

3) d-елементи -при тях d-поднивото на предвъншното ниво на атома е запълнено с електрони; те включват e-you poboch.p / gr. . I-VIII групи, т.е. el-вие включвате десетилетия от големи периоди, разположени между s- и p-елементите, те се наричат ​​още преходни елементи.

4) f-елементи- f-поднивото на третото ниво на атома отвън е изпълнено с електрони; те включват лантаниди (4f-елементи) и актиниди (5f-елементи).

Атомите на медта и хрома имат "провал" ēот 4s- до 3d-подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените електронни конфигурации 3d 5 и 3d 10:

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 24Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Експериментално е доказано, че състоянията на атомите, при които p-, d-, f-орбиталите са наполовина запълнени (p 3 , d 5 , f 7 ), напълно (p 6 , d 10 , f 14 ) или свободни , имат повишена стабилност. Това обяснява преходите - "пропадания" - на електрони между тясно разположени орбитали. Същите отклонения се наблюдават и при аналога на хрома - молибден, както и при елементите от медната подгрупа - сребро и злато. Уникален в това отношение е паладият, чийто атом изобщо няма 5s електрони и има следа. Конфигурация: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10 .

Въпроси за самоконтрол

1. Какво е електронен облак?

2. Каква е разликата между 1s-орбитала и 2s-орбитала?

3. Какво е основното квантово число? Как се свързва с номера на периода?

4. Какво е подниво и как това понятие е свързано с номера на периода?

5. Съставете електронни конфигурации на атоми на елементи 4-6 от периода PSCE.

6. Съставете електронната конфигурация на атомите магнезий и неон.

7. Определете кой атом принадлежи към електронната конфигурация 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1, 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2, 1S 2 2S 2 2p 4, 1S 2 2S 1

ПЛАН НА УРОК №7

Дисциплина:Химия.

Тема:

Цел на урока:Да изучава механизмите на образуване на йонни и ковалентни връзки, да разглежда йонни, атомни и молекулни кристални решетки.

Планирани резултати

Предмет:притежание на фундамент химически понятия: химическа връзка, йони, кристални решетки, уверено използване на химическа терминология и символи; развитие на способността за даване количествени оценкии направете изчисления химични формулии уравнения;

Метасубект:използване различни видовепознавателна дейност и основни интелектуални операции: съставяне на електронни конфигурации на атоми химически елементи.

лични:способността да се използват постиженията на съвременната химическа наука и химична технология за подобряване на собствените интелектуално развитиев избраното професионална дейност;

Времева норма: 2 часа

Тип клас:Лекция.

План на урока:

1. Катиони, тяхното образуване от атоми в резултат на процеса на окисление. Аниони, образуването им от атоми в резултат на процеса на редукция. Йонна връзка, като връзка между катиони и аниони поради електростатично привличане.

2. Класификация на йоните: по състав, знак на заряд, наличие на хидратна обвивка.

3. Йонни кристални решетки. Свойства на веществата с йонен тип кристална решетка.

4. Механизмът на образуване на ковалентна връзка (обмен и донор-акцептор).

5. Електроотрицателност. Ковалентни полярни и неполярни връзки. Множество на ковалентна връзка.

6. Молекулни и атомни кристални решетки. Свойства на вещества с молекулна и атомна кристална решетка.

Оборудване:Модели на кристални решетки, учебник, периодична системахимически елементи Д.И.Менделеева.

Литература:

1. Химия 11 клас: учебник. за общо образование организации G.E. Рудзитис, Ф.Г. Фелдман. - М.: Просвещение, 2014. -208 с.: Ил..

2. Химия за професии и специалности от технически профил: учебник за студенти. средни институции. проф. образование / O.S.Gabrielyan, I.G. Остроумов. - 5-то изд., изтрито. - М .: Издателски център "Академия", 2017. - 272 с., с цвят. аз ще.

Лектор: Тубалцева Ю.Н.

Тема 7.Йонна и ковалентна химична връзка.

1) Катиони, тяхното образуване от атоми в резултат на процеса на окисление. Аниони, образуването им от атоми в резултат на процеса на редукция. Йонна връзка, като връзка между катиони и аниони поради електростатично привличане.

2) Класификация на йоните: по състав, знак на заряд, наличие на хидратна обвивка.

3) Йонни кристални решетки. Свойства на веществата с йонен тип кристална решетка.

4) Механизмът на образуване на ковалентна връзка (обмен и донор-акцептор).

5) Електроотрицателност. Ковалентни полярни и неполярни връзки. Множество на ковалентна връзка.

6) Молекулни и атомни кристални решетки. Свойства на вещества с молекулна и атомна кристална решетка.

Катиони, образуването им от атоми в резултат на процеса на окисление. Аниони, образуването им от атоми в резултат на процеса на редукция. Йонна връзка, като връзка между катиони и аниони поради електростатично привличане.

Химическата връзка е взаимодействието на атомите, което определя стабилността на химическата частица или кристал като цяло. Химическата връзка се образува поради електростатичното взаимодействие между заредени частици: катиони и аниони, ядра и електрони. Когато атомите се приближат един към друг, между ядрото на един атом и електроните на друг започват да действат сили на привличане, както и сили на отблъскване между ядрата и между електроните. На известно разстояние тези сили се балансират взаимно и се образува стабилна химическа частица.

Когато се образува химическа връзка, може да възникне значително преразпределение на електронната плътност на атомите в съединението в сравнение със свободните атоми. В граничния случай това води до образуването на заредени частици - йони (от гръцки "йон" - отивам).

Взаимодействие на йони:

Ако един атом загуби един или повече електрони, тогава той се превръща в положителен йон - катион (в превод от гръцки - "спускане надолу). Така се образуват водородни катиони H +, литий Li +, барий Ba 2+. Придобиване на електрони , атомите се превръщат в отрицателни йони - аниони (от гръцки "анион" - вървя нагоре) Примери за аниони са флуориден йон F - , сулфиден йон S 2 - .

Катионите и анионите могат да се привличат един друг. В този случай се образува химическа връзка и химични съединения. Този тип химична връзка се нарича йонна връзка:

Йонна връзка, като правило, възниква между атоми на типични метали и типични неметали. характерно свойствометалните атоми е, че те лесно отдават валентните си електрони, докато неметалните атоми са в състояние лесно да ги прикрепят.

Помислете за възникването на йонна връзка, например, между натриеви атоми и хлорни атоми в натриев хлорид NaCl.

Откъсването на електрон от натриев атом води до образуването на положително зареден йон - натриевия катион Na +.

Добавянето на електрон към хлорния атом води до образуването на отрицателно зареден йон - хлорния анион Cl - .

Между образуваните Na + и Cl - йони, които имат противоположен заряд, възниква електростатично привличане, в резултат на което се образува съединение - натриев хлорид с йонен тип химична връзка.

Йонна връзка - Това е химическа връзка, която се осъществява поради електростатичното взаимодействие на противоположно заредени йони.

По този начин процесът на образуване на йонна връзка се свежда до прехода на електрони от натриеви атоми към хлорни атоми с образуването на противоположно заредени йони с пълна електронна конфигурация на външните слоеве.

1. Атомите на металите, отдавайки външни електрони, се превръщат в положителни йони:

където n е броят на електроните във външния слой на атома, съответстващ на номера на групата на химичния елемент.

2. Атоми на неметали, приемащи електрони, липсващи преди завършването на външния електронен слой, се превръщат в отрицателни йони:

3. Възниква връзка между противоположно заредени йони, която се наричайонни.

2. Класификация на йоните: по състав, знак на заряд, наличие на хидратна обвивка.

Класификация на йони:

1. Според знака на заряда: катиони (положителни, K+, Ca2+, H+) и аниони (отрицателни, S2-, Cl-, I-).
2. По състав: сложни ( , ) и прости (Na +, F-)

©2015-2019 сайт
Всички права принадлежат на техните автори. Този сайт не претендира за авторство, но предоставя безплатно използване.
Дата на създаване на страницата: 2017-12-12

Задача 1. Напишете електронните конфигурации на следните елементи: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Решение. Енергията на атомните орбитали нараства в следния ред:

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

На всяка s-обвивка (една орбитала) може да има не повече от два електрона, на p-обвивката (три орбитали) - не повече от шест, на d-обвивката (пет орбитали) - не повече от 10 и на f-черупка (седем орбитали) - не повече от 14.

В основното състояние на атома електроните заемат орбитали с най-ниска енергия. Броят на електроните е равен на заряда на ядрото (атомът като цяло е неутрален) и атомния номер на елемента. Например, един азотен атом има 7 електрона, два от които са в 1s орбитали, два са в 2s орбитали, а останалите три електрона са в 2p орбитали. Електронната конфигурация на азотния атом:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Електронни конфигурации на други елементи:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2,

26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

36 К r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6,

52 Тези : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,

74 Тези : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Задача 2. Кой инертен газ и йони на кои елементи имат същата електронна конфигурация като частицата, получена в резултат на отстраняването на всички валентни електрони от калциевия атом?

Решение. Електронната обвивка на калциевия атом има структура 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Когато се отстранят два валентни електрона, се образува Ca 2+ йон с конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Атомът има същата електронна конфигурация Ари йони S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ и др.

Задача 3. Могат ли електроните на йона Al 3+ да бъдат в следните орбитали: а) 2p; б) 1r; в) 3d?

Решение. Електронна конфигурация на алуминиев атом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Йонът Al 3+ се образува при отстраняване на три валентни електрона от алуминиев атом и има електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 .

а) електроните вече са в 2p орбитала;

б) в съответствие с ограниченията, наложени на квантовото число l (l = 0, 1, ... n -1), при n = 1 е възможна само стойността l = 0, следователно орбиталата 1p не съществува ;

в) електроните могат да бъдат в 3d орбитала, ако йонът е във възбудено състояние.

Задача 4.Напишете електронната конфигурация на неоновия атом в първото възбудено състояние.

Решение. Електронната конфигурация на неоновия атом в основно състояние е 1s 2 2s 2 2p 6 . Първото възбудено състояние се получава чрез прехода на един електрон от най-високата заета орбитала (2p) към най-ниската свободна орбитала (3s). Електронната конфигурация на неоновия атом в първото възбудено състояние е 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Задача 5. Какъв е съставът на ядрата на изотопите 12 C и 13 C, 14 N и 15 N?

Решение. Броят на протоните в ядрото е равен на атомния номер на елемента и е еднакъв за всички изотопи на този елемент. Броят на неутроните е равен на масовото число (посочено в горния ляв ъгъл на номера на елемента) минус броя на протоните. Различните изотопи на един и същ елемент имат различен брой неутрони.

Съставът на тези ядра:

12 С: 6p + 6n; 13 С: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15N: 7p + 8n.