Elektronska konfiguracija jona. Elektronske konfiguracije atoma elemenata malih perioda

Popunjavanje orbitala u nepobuđenom atomu vrši se na način da je energija atoma minimalna (princip minimalne energije). Prvo se popunjavaju orbitale prvog energetskog nivoa, zatim drugog, i prvo se popunjava orbitala s-podnivoa pa tek onda orbitale p-podnivoa. Godine 1925. švicarski fizičar W. Pauli uspostavio je temeljni kvantno-mehanički princip prirodne nauke (Paulijev princip, koji se naziva i princip isključenja ili princip isključenja). Po Paulijevom principu:

Atom ne može imati dva elektrona koji imaju isti skup sva četiri kvantna broja.

Elektronska konfiguracija atoma se prenosi formulom u kojoj su popunjene orbite označene kombinacijom broja jednakog glavnom kvantnom broju i slova koje odgovara orbitalnom kvantnom broju. Gornji indeks označava broj elektrona u ovim orbitalama.

Vodonik i helijum

Elektronska konfiguracija atom vodonika 1s 1 i helijum 1s 2. Atom vodonika ima jedan nespareni elektron, a atom helija ima dva uparena elektrona. Upareni elektroni imaju iste vrijednosti svih kvantnih brojeva, osim spina. Atom vodika može odustati od svog elektrona i pretvoriti se u pozitivno nabijeni ion - kation H + (proton), koji nema elektrone (elektronska konfiguracija 1s 0). Atom vodika može spojiti jedan elektron i pretvoriti se u negativno nabijeni H - ion (hidridni ion) s elektronskom konfiguracijom od 1s 2.

Lithium

Tri elektrona u atomu litijuma su raspoređena na sljedeći način: 1s 2 1s 1 . U formiranju hemijske veze učestvuju samo elektroni spoljašnjeg energetskog nivoa, zvani valentni elektroni. U atomu litija, valentni elektron je 2s podnivo, a dva elektrona 1s podnivoa su unutrašnji elektroni. Atom litija prilično lako gubi svoj valentni elektron, prelazeći u Li + ion, koji ima konfiguraciju 1s 2 2s 0 . Imajte na umu da hidridni jon, atom helijuma i litijum kation imaju isti broj elektrona. Takve čestice se nazivaju izoelektronskim. Imaju sličnu elektronsku konfiguraciju, ali različito punjenje jezgra. Atom helija je veoma hemijski inertan, što je povezano sa posebnom stabilnošću elektronske konfiguracije 1s 2. Orbitale koje nisu ispunjene elektronima nazivaju se prazne orbitale. U atomu litijuma, tri orbitale 2p podnivoa su prazne.

Berilijum

Elektronska konfiguracija atoma berilija je 1s 2 2s 2 . Kada je atom pobuđen, elektroni sa nižeg energetskog podnivoa prelaze na prazne orbitale višeg energetskog podnivoa. Proces pobuđivanja atoma berilija može se predstaviti sljedećom shemom:

1s 2 2s 2 (osnovno stanje) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (pobuđeno stanje).

Poređenje osnovnog i pobuđenog stanja atoma berilija pokazuje da se oni razlikuju po broju nesparenih elektrona. U osnovnom stanju atoma berilija nema nesparenih elektrona; u pobuđenom stanju postoje dva. Unatoč činjenici da kada je atom pobuđen, u principu, bilo koji elektroni sa orbitala niže energije mogu se premjestiti na više orbitale, da uzmemo u obzir hemijski procesi bitni su samo prijelazi između energetskih podnivoa sa sličnim energijama.

Ovo se objašnjava na sljedeći način. Kada se formira hemijska veza, energija se uvek oslobađa, odnosno agregat dva atoma prelazi u energetski povoljnije stanje. Proces ekscitacije zahtijeva energiju. Prilikom odvajanja elektrona unutar istog energetskog nivoa, troškovi pobude se kompenzuju formiranjem hemijske veze. Prilikom odvajanja elektrona unutar različitim nivoima troškovi pobude su toliko veliki da se ne mogu nadoknaditi formiranjem hemijske veze. U nedostatku mogućeg partnera hemijska reakcija pobuđeni atom oslobađa kvantum energije i vraća se u osnovno stanje – takav proces se naziva relaksacija.

Bor

Elektronske konfiguracije atoma elemenata trećeg perioda Periodnog sistema elemenata bit će u određenoj mjeri slične onima gore navedenim (atomski broj je označen indeksom):

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

Međutim, analogija nije potpuna, budući da je treći energetski nivo podeljen na tri podnivoa, a svi navedeni elementi imaju prazne d-orbitale, na koje elektroni mogu da prelaze tokom ekscitacije, povećavajući multiplicitet. Ovo je posebno važno za elemente kao što su fosfor, sumpor i hlor.

Maksimalan broj nesparenih elektrona u atomu fosfora može doseći pet:

Ovo objašnjava mogućnost postojanja spojeva u kojima je valencija fosfora 5. Atom dušika koji ima konfiguraciju valentnih elektrona u osnovnom stanju je isti kao atom fosfora, ne može formirati pet kovalentnih veza.

Slična situacija se javlja i prilikom poređenja valentne mogućnosti kiseonik i sumpor, fluor i hlor. Sparivanje elektrona u atomu sumpora dovodi do pojave šest nesparenih elektrona:

3s 2 3p 4 (osnovno stanje) → 3s 1 3p 3 3d 2 (pobuđeno stanje).

Ovo odgovara šest valentno stanješto je nedostižno za kiseonik. Maksimalna valencija dušika (4) i kisika (3) zahtijeva detaljnije objašnjenje, koje će biti dato kasnije.

Maksimalna valencija hlora je 7, što odgovara konfiguraciji pobuđenog stanja atoma 3s 1 3p 3 d 3 .

Prisustvo slobodnih 3d orbitala u svim elementima trećeg perioda objašnjava se činjenicom da, počevši od 3. energetskog nivoa, dolazi do delimičnog preklapanja podnivoa različitih nivoa kada su ispunjeni elektronima. Dakle, 3d podnivo počinje da se puni tek nakon što se popuni 4s podnivo. Energetska rezerva elektrona u atomskim orbitalama različitih podnivoa i, posljedično, redoslijed njihovog punjenja raste sljedećim redoslijedom:

Orbitale se popunjavaju ranije za koje je zbroj prva dva kvantna broja (n + l) manji; ako su ove sume jednake, prvo se popunjavaju orbitale sa manjim glavnim kvantnim brojem.

Ovu pravilnost je formulisao V. M. Klečkovski 1951. godine.

Elementi u čijim je atomima s-podnivo ispunjen elektronima nazivaju se s-elementi. To uključuje prva dva elementa svakog perioda: vodonik. Međutim, već u sljedećem d-elementu - hromu - postoji određeno "odstupanje" u rasporedu elektrona prema energetskim nivoima u osnovnom stanju: umjesto očekivana četiri nesparena elektrona na 3d podnivou u atomu hroma, postoji pet nesparenih elektrona u 3d podnivou i jedan nespareni elektron na s podnivou: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Fenomen prijelaza jednog s-elektrona na d-podnivo se često naziva "proboj" elektrona. Ovo se može objasniti činjenicom da se orbitale d-podnivoa ispunjene elektronima približavaju jezgri zbog povećanja elektrostatičke privlačnosti između elektrona i jezgre. Kao rezultat, stanje 4s 1 3d 5 postaje energetski povoljnije od 4s 2 3d 4 . Dakle, polupopunjeni d-podnivo (d 5) ima povećanu stabilnost u odnosu na druge moguće opcije distribucija elektrona. Elektronska konfiguracija koja odgovara postojanju maksimalnog mogućeg broja uparenih elektrona, koji se može postići u prethodnim d-elementima samo kao rezultat ekscitacije, karakteristična je za osnovno stanje atoma hroma. Elektronska konfiguracija d 5 je također karakteristična za atom mangana: 4s 2 3d 5 . Za sljedeće d-elemente, svaka energetska ćelija d-podnivoa je ispunjena drugim elektronom: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Kod atoma bakra, stanje potpuno ispunjenog d-podnivoa (d 10) postaje dostižno zbog prijelaza jednog elektrona sa 4s-podnivoa na 3d-podnivo: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Posljednji element prvog reda d-elemenata ima elektronsku konfiguraciju 30 Zn 4s 23 d 10 .

Opšti trend, što se manifestuje u stabilnosti konfiguracija d 5 i d 10, uočava se i za elemente nižih perioda. Molibden ima elektronsku konfiguraciju sličnu hromu: 42 Mo 5s 1 4d 5, a srebro - bakar: 47 Ag5s 0 d 10. Štaviše, konfiguracija d 10 je već postignuta u paladiju zbog prijelaza oba elektrona sa 5s orbitale na 4d orbitalu: 46Pd 5s 0 d 10 . Postoje i druga odstupanja od monotonog punjenja d- i f-orbitala.

Raspored elektrona u energetskim nivoima i orbitalama naziva se elektronska konfiguracija. Konfiguracija se može prikazati u obliku takozvanih elektronskih formula, u kojima je ispred označen broj energetskog nivoa, zatim je podnivo označen slovom, a broj elektrona u ovom podnivou je označen na vrhu. desno od slova. Zbir posljednjih brojeva odgovara vrijednosti pozitivnog naboja atomskog jezgra. Na primjer, elektronske formule sumpora i kalcija izgledat će ovako: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Punjenje elektronskih nivoa vrši se po principu najmanje energije: najstabilnije stanje elektrona u atomu odgovara stanju sa minimalnom vrijednošću energije. Stoga, slojevi sa najmanjih vrednosti energije. Sovjetski naučnik V. Klečkovski je otkrio da energija elektrona raste sa povećanjem sume glavnog i orbitalnog kvantnog broja (n + /)>, pa se punjenje elektronskih slojeva dešava po redu porasta zbir glavnog i orbitalnog kvantnog broja. Ako su zbroji (n - f1) za dva podnivoa jednaki, tada se prvo popunjavaju podnivoi sa najmanjim n i najvećim l9, a zatim podnivoi sa najvećim n i najmanjim L. Neka je, na primjer, zbir ( n + /) « 5. Ovaj zbir odgovara sljedećim kombinacijama da li je I: n = 3; / 2; n *" 4; 1-1; l = / - 0. Na osnovu toga prvo treba popuniti d-podnivo trećeg energetskog nivoa, zatim 4p-podnivo, a tek nakon toga s-podnivo petog energetskog nivoa. Sve navedeno definira sljedeći redoslijed popunjavanja elektrona u atomima: Primjer 1 Nacrtajte elektronsku formulu atoma natrijuma. Rešenje Na osnovu položaja u periodnom sistemu, utvrđeno je da je natrijum element trećeg perioda. Ovo ukazuje da se elektroni u atomu natrijuma nalaze na tri energetska nivoa. Atomski broj elementa određuje ukupan broj elektrona na ova tri nivoa - jedanaest. Na prvom energetskom nivou (ls1, / = 0; s-podnivo), maksimalni broj elektrona je // « 2n2, N = 2. Raspodjela elektrona na s-podnivou I energetskog nivoa je prikazana pomoću zapis - Is2, Na II energetskom nivou n = 2, I « 0 (s-podnivo) i I = 1 (p-podnivo), maksimalni broj elektrona je osam. Pošto se maksimalno 2e nalazi na S-podnivou, biće 6e na p-podnivou. Raspodjela elektrona na II energetskom nivou je prikazana pisanjem - 2s22p6. Na trećem energetskom nivou mogući su S-, p- i d-podnivoi. Atom natrijuma ima samo jedan elektron na III energetskom nivou, koji će po principu najmanje energije zauzeti podnivo 3v. Kombinovanjem zapisa o raspodeli elektrona na svakom sloju u jedan, dobija se elektronska formula atoma natrijuma: ls22s22p63s1. Pozitivni naboj atoma natrijuma (+11) kompenzira se ukupnim brojem elektrona (11). Osim toga, struktura elektronskih ljuski prikazana je pomoću energije ili kvantnih ćelija (orbitala) - to su takozvane grafičke elektronske formule. Svaka takva ćelija je označena pravokutnikom Q, elektron t> smjer strelice karakterizira spin elektrona. Prema Paulijevom principu, jedan (nespareni) ili dva (uparena) elektrona se stavljaju u ćeliju (orbitu). Elektronska struktura atoma natrijuma može se predstaviti shemom: Prilikom punjenja kvantnih ćelija potrebno je poznavati Hundovo pravilo: stabilnom stanju atoma odgovara takva raspodjela elektrona unutar energetskog podnivoa (p, d, f ), pri kojoj je apsolutna vrijednost ukupnog spina atoma maksimalna. Dakle, ako dva elektrona zauzimaju jednu orbitalu\]j\\\, tada će njihov ukupni spin biti jednak nuli. Ispunjavanje dvije orbitale 1 m 111 I elektronima će dati ukupan spin jednak jedinici. Na osnovu Hundovog principa, distribucija elektrona u kvantnim ćelijama, na primjer, za atome 6S i 7N bit će sljedeća Pitanja i zadaci za samostalno rješenje 1. Navedite sve glavne teorijske odredbe neophodna za popunjavanje elektrona u atomima. 2. Pokazati valjanost principa najmanje energije na primjeru popunjavanja elektrona u atomima kalcijuma i skandijuma, stroncijuma, itrijuma i indija. 3. Koja je od grafičkih elektronskih formula atoma fosfora (nepobuđeno stanje) tačna? Obrazložite svoj odgovor Gundovim pravilom. 4. Zapišite sve kvantne brojeve za elektrone atoma: a) natrijum, silicijum; b) fosfor, hlor; c) sumpor, argon. 5. Sastaviti elektronske formule atoma s-elementa prvog i trećeg perioda. 6. Sastavite elektronsku formulu atoma p-elementa petog perioda, čiji je vanjski energetski nivo 5s25p5. Šta su njegove Hemijska svojstva? 7. Nacrtajte raspodjelu elektrona po orbitama u atomima silicijuma, fluora, kriptona. 8. Sastaviti elektronsku formulu elementa u kojoj je energetsko stanje dva elektrona vanjskog nivoa opisano sljedećim kvantnim brojevima: n - 5; 0; m1 = 0; ta = + 1/2; da je "-1/2. 9. Spoljni i pretposljednji energetski nivoi atoma imaju sljedeći oblik: a) 3d24s2; b) 4d105s1; c) 5s25p6. Sastavite elektronske formule atoma elemenata. Navedite p- i d-elemente. 10. Napravite elektronske formule atoma d-elemenata koji imaju 5 elektrona na d-podnivou. 11. Nacrtajte raspodjelu elektrona u kvantnim ćelijama u atomima kalija, hlora, neona. 12. Vanjski elektronski sloj elementa izražava se formulom 3s23p4. Odredite serijski broj i naziv elementa. 13. Napišite elektronske konfiguracije sljedećih jona: 14. Da li atomi O, Mg, Ti sadrže elektrone M-nivoa? 15. Koje čestice atoma su izoelektronske, tj. sadrže isti broj elektrona: 16. Koliko elektronskih nivoa imaju atomi u stanju S2", S4+, S6+? 17. Koliko slobodnih d-orbitala ima u Sc, Ti, V atomi? Napišite elektronske formule atoma ovih elemenata 18. Navedite redni broj elementa u kojem se: a) završava punjenje 4c1 podnivoa elektronima b) punjenje 4p podnivoa elektronima počinje 19. Navedite karakteristike elektronskih konfiguracija atoma bakra i hroma.Koji je broj 4b-elektrona koji sadrže atome ovih elemenata u stabilnom stanju?20.Koliko slobodnih 3p-orbitala ima atom silicijuma u stacionarnom stanju i uzbuđeno stanje?

Predavanje 2. Elektronska konfiguracija elementa

Na kraju poslednjeg predavanja, na osnovu pravila Klečkovskog, konstruisali smo redosled popunjavanja energetskih podnivoa elektronima

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

Raspodjela elektrona atoma po energetskim podnivoima naziva se elektronska konfiguracija. Prije svega, kada se gleda serija punjenja, upada u oči određena periodičnost-regularnost.

Punjenje energetskih orbitala elektronima u osnovnom stanju atoma pokorava se principu najmanje energije: prvo se popunjavaju povoljnije nisko ležeće orbitale, a zatim uzastopno više ležeće orbitale prema redosledu punjenja.

Hajde da analiziramo redosled punjenja.

Ako je u atomu prisutan tačno 1 elektron, on pada u najniže ležeći 1s-AO (AO je atomska orbitala). Stoga se elektronska konfiguracija u nastajanju može predstaviti notacijom 1s1 ili grafički (vidi dolje - strelica u polju).

Lako je shvatiti da ako postoji više od jednog elektrona u atomu, oni uzastopno zauzimaju prvo 1s, a zatim 2s, i, konačno, idu na 2p podnivo. Međutim, već za šest elektrona (atom ugljika u osnovnom stanju) javljaju se dvije mogućnosti: punjenje 2p podnivoa sa dva elektrona sa istim spinom ili sa suprotnim.

Hajde da damo jednostavnu analogiju: pretpostavimo da su atomske orbitale neka vrsta "soba" za "stanovnike", koji su elektroni. Iz prakse je poznato da stanari preferiraju, ako je moguće, da zauzmu svaku zasebnu sobu, a ne da se gomilaju u jednu.

Slično ponašanje je karakteristično i za elektrone, što se ogleda u Hundovom pravilu:

Hundovo pravilo: stabilno stanje atoma odgovara takvoj raspodjeli elektrona unutar energetskog podnivoa na kojem je ukupni spin maksimalan.

Stanje atoma sa minimalnom energijom naziva se osnovno stanje, a sva ostala se nazivaju pobuđena stanja atoma.

Predavanje 2. Elektronska konfiguracija

Atomi elemenata I i II perioda

1 elektron

2 elektrona

3 elektrona

4 elektrona

5 elektrona

6 elektrona

7 elektrona

8 elektrona

9 elektrona

10Ne

10 elektrona

Element cijelog e-

elektronska konfiguracija

distribucija elektrona

Zatim, na osnovu Hundovog pravila, za azot osnovno stanje pretpostavlja prisustvo tri nesparena p-elektrona (konfiguracija elektrona …2p3). U atomima kiseonika, fluora i neona dolazi do uzastopnog uparivanja elektrona i popunjava se 2p podnivo.

Imajte na umu da treći period periodnog sistema počinje atomom natrijuma,

čija je konfiguracija (11 Na ... 3s1 ) vrlo slična onoj litijuma (3 Li ... 2s1 )

osim što je glavni kvantni broj n tri umjesto dva.

Ispunjavanje energetskih podnivoa u atomima elemenata perioda III elektronima je potpuno isto kao ono uočeno za elemente perioda II: atom magnezijuma dovršava punjenje 3s podnivoa, zatim se, od aluminijuma do argona, elektroni uzastopno postavljaju na 3p podnivo prema Hundovom pravilu: prvo se pojedinačni elektroni postavljaju na AO (Al, Si, P), zatim dolazi do njihovog uparivanja.

Atomi elemenata III perioda

11Na

12Mg

13Al

14Si

17Cl

18Ar

skraćeno

e-distribucija

Predavanje 2. Elektronska konfiguracija

Četvrti period periodnog sistema počinje punjenjem 4s-podnivoa u atomima kalija i kalcija elektronima. Kako slijedi iz redoslijeda popunjavanja, onda dolazi red na 3d orbitale.

Dakle, možemo zaključiti da punjenje d-AO elektronima „kasni“ za 1 period: u IV periodu se popunjava 3 (!) d-podnivoa).

Dakle, od Sc do Zn, 3d podnivo (10 elektrona) je ispunjen elektronima, zatim od Ga do Kr, 4p podnivo je ispunjen.

Atomi elemenata perioda IV

20Ca

21sc

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

skraćeno

e-distribucija

Ispunjavanje energetskih podnivoa elektronima u atomima elemenata perioda V potpuno je isto kao ono uočeno za elemente perioda IV

(sami rastavite)

U šestom periodu, 6s podnivo je prvo ispunjen elektronima (55 atoma Cs i

56 Ba), a zatim se jedan elektron nalazi na 5d orbitali lantana (57 La 6s2 5d1).

Za sljedećih 14 elemenata (od 58 do 71) popunjava se 4f podnivo, tj. punjenje f-orbitala "kasni" za 2 perioda, dok je elektron na 5d podnivou očuvan. Na primjer, treba zapisati elektronsku konfiguraciju cerijuma

58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1

Počevši od elementa 72 (72 Hf) pa do elementa 80 (80 Hg), 5d podnivo je „popunjen“.

Dakle, elektronske konfiguracije hafnija i žive su

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

Predavanje 2. Elektronska konfiguracija

Slično, energetski podnivoi u atomima elemenata VII perioda ispunjeni su elektronima.

Određivanje kvantnih brojeva iz elektronske konfiguracije

Šta su kvantni brojevi, kako su se pojavili i zašto su potrebni - pogledajte 1. predavanje.

Dato: Elektronski konfiguracijski unos "3p 4"

Glavni kvantni broj n je prva cifra u unosu, tj. "3". n = 3 "3 p4", glavni kvantni broj;

Bočni (orbitalni, azimutalni) kvantni broj l je kodiran slovna oznaka podnivo. Slovo p odgovara broju l = 1.

oblik oblaka

l \u003d 1 "3p 4",

"bučica"

Raspodjela elektrona unutar podnivoa prema Paulijevom principu i Hundovom pravilu

m Ê [-1; +1] - orbitale su iste (degenerisane) u energiji n = 3, l = 1, m Ê [-1; +1] (m = -1); s = + ½

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

Valentni nivo i valentni elektroni

Valentni nivo naziva skup energetskih podnivoa koji su uključeni u formiranje hemijskih veza sa drugim atomima.

Valentni elektroni su oni koji se nalaze na valentnom nivou.

Elementi PSCE-a podijeljeni su u 4 grupe

s-elementi. Valentni elektroni ns x . Dva s-elementa su na početku svakog perioda.

p-elementi. Valentni elektroni ns 2 np x . Šest p-elemenata nalazi se na kraju svakog perioda (osim prvog i sedmog).

Predavanje 2. Elektronska konfiguracija

d-elementi. Valentni elektroni ns 2 (n-1)d x. Deset d-elemenata formiraju sekundarne podgrupe, počevši od perioda IV i nalaze se između s- i p-elemenata.

f-elementi. Valentni elektroni ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x. Četrnaest f-elemenata čine niz lantanida (4f) i aktinida (5f), koji se nalaze ispod tabele.

Elektronski analozi su čestice koje karakterišu slične elektronske konfiguracije, tj. raspodjela elektrona po podnivoima.

Na primjer

H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1

Elektronski analozi imaju slične elektronske konfiguracije, pa su im hemijska svojstva slična - i nalaze se u Periodnom sistemu elemenata u istoj podgrupi.

Elektronski "kvar" (ili elektronski "prekoračivanje")

Kvantna mehanika predviđa da stanje čestice ima najnižu energiju kada su svi nivoi ispunjeni elektronima u potpunosti ili do pola.

Zbog toga za elemente podgrupe hroma(Cr, Mo, W, Sg) i elementi podgrupe bakra(Cu, Ag, Au) postoji pomak 1 elektrona sa s - na d- podnivo.

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

Ovaj fenomen se zove elektronski "kvar", treba ga zapamtiti.

Sličan fenomen je karakterističan i za f-elemente, ali njihova hemija je izvan okvira našeg predmeta.

Napomena: za p-elemente, elektronski pad se NE poštuje!

Sumirajući, treba zaključiti da je broj elektrona u atomu određen sastavom njegovog jezgra, a njihova raspodjela (elektronska konfiguracija) određena je skupovima

Predavanje 2. Elektronska konfiguracija

kvantni brojevi. Zauzvrat, elektronska konfiguracija određuje hemijska svojstva elementa.

Stoga je očigledno da Svojstva jednostavne supstance, kao i svojstva jedinjenja

elementi su u periodičnoj zavisnosti od veličine naboja jezgra

atom (serijski broj).

Periodični zakon

Osnovna svojstva atoma elemenata

1. Radijus atoma je udaljenost od centra jezgra do vanjskog energetskog nivoa. AT

period, kako se naboj jezgra povećava, radijus atoma se smanjuje; u grupi,

naprotiv, kako se broj energetskih nivoa povećava, radijus atoma se povećava.

Shodno tome, u nizu O2- , F- , Ne, Na+ , Mg2+ - radijus čestica se smanjuje, iako je njihova konfiguracija ista 1s2 2s2 2p6 .

Za nemetale govore o kovalentnom radijusu, za metale, o metalnom radijusu, za jone, o ionskom radijusu.

2. Jonizacijski potencijal je energija koja se mora potrošiti na odvajanje od atoma 1

elektron. Prema principu najmanje energije, prvi se odvajaju posljednji elektron u smislu punjenja (za s i p-elemente) i elektron vanjskog energetskog nivoa (za d i f-elemente).

U periodu, kako naelektrisanje jezgra raste, jonizacioni potencijal raste - na početku perioda postoji alkalni metal sa niskim potencijalom jonizacije, na kraju perioda - inertni gas. U grupi, potencijali jonizacije slabe.

Energija jonizacije, eV

3. Elektronski afinitet - energija koja se oslobađa kada je elektron vezan za atom, tj. u formiranju anjona. 4. Elektronegativnost (EO) je sposobnost atoma da privuče elektronsku gustoću prema sebi. Za razliku od jonizacionog potencijala, koji je praćen specifičnom mjerljivošću fizička količina, EO je neka vrijednost koja može bitisamo izračunato, ne može se izmjeriti. Drugim riječima, EO su izmislili ljudi kako bi ga koristili za objašnjenje određenih pojava. Za naše obrazovne svrhe, potrebno je zapamtiti kvalitativni red promjene elektronegativnost: F > O > N > Cl > ... > H > ... > metali. EO - sposobnost atoma da pomjeri svoju elektronsku gustinu prema sebi, - očigledno, povećava se u periodu (pošto se naboj jezgra povećava - sila privlačenja elektrona i radijus atoma se smanjuje) i, naprotiv, slabi u grupi. Lako je shvatiti da budući da period počinje sa elektropozitivnim metalom, i završava se tipičnim nemetalom VII grupe (inertni gasovi se ne uzimaju u obzir), tada je stepen promene EC u periodu veći nego u grupi. Predavanje 2. Elektronska konfiguracija 5. Oksidacijsko stanje je uslovni naboj atoma u hemijskom spoju, izračunato u aproksimaciji da sve veze formiraju joni. Minimalno stanje oksidacije određeno je koliko elektrona atom može prihvatiti po jednom predstavljaju sekvencu u kojoj su atomi međusobno povezani. Razmotrite odvojeno svaki par atoma i označite strelicom pomak elektrona do tog atoma iz para, čiji je EC veći od (b). Posljedično, elektroni su se pomjerili - i formirali su se naboji - pozitivni i negativni: na kraju svake strelice je naelektrisanje (-1), što odgovara dodavanju 1 elektrona; na bazi strelice je naboj (+1) koji odgovara uklanjanju 1 elektrona. Rezultirajući naboji su oksidacijsko stanje određenog atoma. H+1 H+1 To je sve za danas, hvala na pažnji. Književnost 1. S.G. Baram, M.A. Ilyin. Hemija u letnjoj školi. Proc. dodatak / Novosib. stanje un-t, Novosibirsk, 2012. 48 str. 2. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Osnovi hemije za djecu i odrasle. – M.: CJSC Izdavačka kuća Tsentrpoligraf, 2014. - 416 str. - vidi str. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/

Elektronska konfiguracija atoma je prikazuje distribuciju energije ē. nivoa i podnivoa.

1s 1 ←broj ē sa datim oblikom oblaka

↖ oblik elektronskog oblaka

nivo energije

Grafičke elektronske formule (slike elektronske strukture atoma) -

prikazuje distribuciju energije ē. nivoa, podnivoa i orbitala.

I period:+1 N

Gdje je - ē, ↓ - ē sa antiparalelnim spinovima, orbitalno.

Prilikom pisanja grafičke elektronske formule treba se sjetiti Paulijevog pravila i Hundovo pravilo “Ako postoji nekoliko slobodnih orbitala unutar jednog podnivoa, onda se ē postavljaju svaka na zasebnu orbitalu i samo u nedostatku slobodnih orbitala se kombinuju u parove.”

(Rad sa elektronskim i grafičkim elektronskim formulama).

Na primjer, H +1 1s 1 ; On +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 period: vodonik i helijum – s-elementi, njihova s-orbitala je ispunjena elektronima.

II period: Li i Be su s-elementi

B, C, N, O, F, Ne - p-elementi

Ovisno o tome koji je podnivo atoma posljednji ispunjen elektronima, svi elementi se dijele u 4 elektronske porodice ili blokove:

1) s-elementi – imaju ē-mi s-podnivo vanjskog sloja atoma; to uključuje vodonik, helijum i e-you gl.p / gr. I i II grupe.

2) p-elementi - oni ispunjavaju elektronski svet-podnivo spoljašnjeg nivoa atoma; to uključuje elemente gl.p / gr. III - VIII grupe.

3) d-elementi - u njima je d-podnivo predspoljnog nivoa atoma ispunjen elektronima; to uključuje e-you poboch.p / gr. . I-VIII grupe, tj. el-you plug-in decenijama velikih perioda, koji se nalaze između s- i p-elemenata, nazivaju se i prijelaznim elementima.

4) f-elementi- f-podnivo trećeg nivoa atoma spolja ispunjen je elektronima; ovo uključuje lantanoide (4f-elementi) i aktinide (5f-elemente).

Atomi bakra i hroma imaju "neuspjeh" ē sa 4s- na 3d-podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću rezultirajućih elektronskih konfiguracija 3d 5 i 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

Eksperimentalno je dokazano da su stanja atoma u kojima su p-, d-, f-orbitale napola popunjene (p 3 , d 5 , f 7 ), potpuno (p 6 , d 10 , f 14 ) ili slobodne , imaju povećanu stabilnost. Ovo objašnjava prelaze - "padove" - ​​elektrona između blisko raspoređenih orbitala. Ista odstupanja uočena su i kod analoga hroma - molibdena, kao iu elementima podgrupe bakra - srebra i zlata. Jedinstven u ovom pogledu je paladijum, čiji atom uopšte nema 5s elektrona i koji ima trag. Konfiguracija: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10 .

Pitanja za samokontrolu

1. Šta je oblak elektrona?

2. Koja je razlika između 1s-orbitale i 2s-orbitale?

3. Koji je glavni kvantni broj? Kako se to odnosi na broj perioda?

4. Šta je podnivo i kako se ovaj koncept odnosi na broj perioda?

5. Sastaviti elektronske konfiguracije atoma elemenata 4-6 iz PSCE perioda.

6. Sastavite elektronsku konfiguraciju atoma magnezija i neona.

7. Odredi koji atom pripada elektronskoj konfiguraciji 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

PLAN ČASA #7

disciplina: hemija.

Tema:

Svrha lekcije: Proučiti mehanizme formiranja ionskih i kovalentnih veza, razmotriti ionske, atomske i molekularne kristalne rešetke.

Planirani rezultati

Predmet: posjedovanje fundamentalnih hemijski koncepti: hemijska veza, joni, kristalne rešetke, pouzdana upotreba hemijske terminologije i simbola; razvoj sposobnosti davanja kvantitativne procjene i napravi kalkulacije hemijske formule i jednačine;

metasubjekt: upotreba razne vrste kognitivna aktivnost i osnovne intelektualne operacije: pravljenje elektronskih konfiguracija atoma hemijski elementi.

Lični: sposobnost korišćenja dostignuća moderne hemijske nauke i hemijske tehnologije za poboljšanje sopstvenog intelektualni razvoj u odabranom profesionalna aktivnost;

Vremenska norma: 2 sata

Vrsta razreda: Predavanje.

Plan lekcije:

1. Kationi, njihovo nastajanje iz atoma kao rezultat procesa oksidacije. Anioni, njihovo stvaranje iz atoma kao rezultat procesa redukcije. Jonska veza, kao veza između kationa i aniona zbog elektrostatičke privlačnosti.

2. Klasifikacija jona: po sastavu, znaku naelektrisanja, prisustvu hidratne ljuske.

3. Jonske kristalne rešetke. Svojstva supstanci sa jonskim tipom kristalne rešetke.

4. Mehanizam stvaranja kovalentne veze (razmjenska i donor-akceptor).

5. Elektronegativnost. Kovalentne polarne i nepolarne veze. Višestrukost kovalentne veze.

6. Molekularne i atomske kristalne rešetke. Svojstva tvari s molekularnom i atomskom kristalnom rešetkom.

Oprema: Modeli kristalnih rešetki, udžbenik, periodični sistem hemijski elementi DIMendeleeva.

književnost:

1. Hemija 11. razred: udžbenik. za opšte obrazovanje organizacije G.E. Rudžitis, F.G. Feldman. - M.: Prosvjeta, 2014. -208 str.: Il..

2. Hemija za struke i specijalnosti tehničkog profila: udžbenik za studente. srednje institucije. prof. obrazovanje / O.S.Gabrielyan, I.G. Ostroumov. - 5. izdanje, izbrisano. - M .: Izdavački centar "Akademija", 2017. - 272 str., s bojom. ill.

Predavač: Tubaltseva Yu.N.

Tema 7. Jonska i kovalentna hemijska veza.

1) Kationi, njihovo stvaranje iz atoma kao rezultat procesa oksidacije. Anioni, njihovo stvaranje iz atoma kao rezultat procesa redukcije. Jonska veza, kao veza između kationa i aniona zbog elektrostatičke privlačnosti.

2) Klasifikacija jona: po sastavu, znaku naelektrisanja, prisustvu hidratizovane ljuske.

3) Jonske kristalne rešetke. Svojstva supstanci sa jonskim tipom kristalne rešetke.

4) Mehanizam stvaranja kovalentne veze (razmjenska i donor-akceptor).

5) Elektronegativnost. Kovalentne polarne i nepolarne veze. Višestrukost kovalentne veze.

6) Molekularne i atomske kristalne rešetke. Svojstva tvari s molekularnom i atomskom kristalnom rešetkom.

Kationi, njihovo stvaranje iz atoma kao rezultat procesa oksidacije. Anioni, njihovo stvaranje iz atoma kao rezultat procesa redukcije. Jonska veza, kao veza između kationa i aniona zbog elektrostatičke privlačnosti.

Hemijska veza je interakcija atoma koja određuje stabilnost kemijske čestice ili kristala u cjelini. Hemijska veza nastaje zbog elektrostatičke interakcije između nabijenih čestica: kationa i aniona, jezgara i elektrona. Kada se atomi približavaju jedan drugom, između jezgra jednog atoma i elektrona drugog atoma počinju djelovati privlačne sile, kao i sile odbijanja između jezgara i između elektrona. Na određenoj udaljenosti, ove sile uravnotežuju jedna drugu i formira se stabilna hemijska čestica.

Kada se formira hemijska veza, može doći do značajne preraspodjele elektronske gustine atoma u spoju u odnosu na slobodne atome. U graničnom slučaju, to dovodi do stvaranja nabijenih čestica - jona (od grčkog "ion" - ide).

Interakcija jona:

Ako atom izgubi jedan ili više elektrona, onda se pretvara u pozitivan ion - katjon (u prijevodu s grčkog - "spuštanje). Tako nastaju katjoni vodonika H +, litij Li +, barij Ba 2+. Sticanje elektrona , atomi se pretvaraju u negativne jone - anione (od grčkog "anion" - ide gore) Primjeri anjona su fluoridni jon F - , sulfidni ion S 2 - .

Kationi i anioni su u stanju da privlače jedni druge. U ovom slučaju se formira hemijska veza, i hemijska jedinjenja. Ova vrsta hemijske veze naziva se jonska veza:

Jonska veza, u pravilu, nastaje između atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala. karakteristično svojstvo atomi metala su u tome što lako doniraju svoje valentne elektrone, dok su nemetalni atomi u stanju da ih lako pridruže.

Razmotrite pojavu ionske veze, na primjer, između atoma natrija i atoma klora u natrijevom kloridu NaCl.

Odvajanje elektrona od atoma natrija dovodi do stvaranja pozitivno nabijenog jona - natrijevog kationa Na +.

Dodavanje elektrona atomu hlora dovodi do stvaranja negativno nabijenog jona - anjona hlora Cl-.

Između formiranih Na + i Cl - iona, koji imaju suprotan naboj, nastaje elektrostatička privlačnost, zbog čega nastaje spoj - natrijev klorid s ionskom vrstom kemijske veze.

Jonska veza - Ovo je hemijska veza, koja se ostvaruje usled elektrostatičke interakcije suprotno naelektrisanih jona.

Dakle, proces formiranja jonske veze svodi se na prijelaz elektrona s atoma natrija u atome klora uz stvaranje suprotno nabijenih iona s potpunim elektronskim konfiguracijama vanjskih slojeva.

1. Atomi metala, odustajući od vanjskih elektrona, pretvaraju se u pozitivne jone:

gdje je n broj elektrona u vanjskom sloju atoma, koji odgovara broju grupe kemijskog elementa.

2. Atomi nemetala, prihvataju elektrone koji nedostaju prije završetka vanjskog elektronskog sloja, pretvaraju se u negativne jone:

3. Između suprotno nabijenih jona nastaje veza, koja se naziva jonski.

2. Klasifikacija jona: po sastavu, znaku naelektrisanja, prisustvu hidratne ljuske.

Klasifikacija jona:

1. Prema predznaku naelektrisanja: kationi (pozitivni, K+, Ca2+, H+) i anjoni (negativni, S2-, Cl-, I-).
2. Po sastavu: složeni ( , ) i prosti (Na +, F-)

©2015-2019 stranica
Sva prava pripadaju njihovim autorima. Ova stranica ne tvrdi autorstvo, ali omogućava besplatno korištenje.
Datum kreiranja stranice: 2017-12-12

Zadatak 1. Napišite elektronske konfiguracije sljedećih elemenata: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Rješenje. Energija atomskih orbitala raste sljedećim redoslijedom:

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

Na svakoj s-ljusci (jedna orbitala) ne može biti više od dva elektrona, na p-ljusci (tri orbitale) - ne više od šest, na d-ljusci (pet orbitala) - ne više od 10 i na f-ljuska (sedam orbitala) - ne više od 14.

U osnovnom stanju atoma, elektroni zauzimaju orbitale s najnižom energijom. Broj elektrona jednak je naboju jezgra (atom je u cjelini neutralan) i atomskom broju elementa. Na primjer, atom dušika ima 7 elektrona, od kojih su dva u 1s orbitalama, dva u 2s orbitalama, a preostala tri elektrona su u 2p orbitalama. Elektronska konfiguracija atoma dušika:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Elektronske konfiguracije ostalih elemenata:

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

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

74 Oni : 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 .

Zadatak 2. Koji inertni plin i ioni kojih elemenata imaju istu elektronsku konfiguraciju kao i čestica koja nastaje uklanjanjem svih valentnih elektrona iz atoma kalcija?

Rješenje. Elektronska ljuska atoma kalcija ima strukturu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Kada se uklone dva valentna elektrona, formira se ion Ca 2+ sa konfiguracijom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Atom ima istu elektronsku konfiguraciju Ar i joni S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, itd.

Zadatak 3. Mogu li elektroni jona Al 3+ biti na sljedećim orbitalama: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Rješenje. Elektronska konfiguracija atoma aluminija: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Al 3+ jon nastaje uklanjanjem tri valentna elektrona iz atoma aluminijuma i ima elektronsku konfiguraciju 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektroni su već u 2p orbitali;

b) u skladu sa ograničenjima nametnutim kvantnom broju l (l = 0, 1, ... n -1), pri n = 1 moguća je samo vrijednost l = 0, dakle, 1p orbitala ne postoji ;

c) elektroni mogu biti u 3d orbitali ako je jon u pobuđenom stanju.

Zadatak 4. Napišite elektronsku konfiguraciju atoma neona u prvom pobuđenom stanju.

Rješenje. Elektronska konfiguracija atoma neona u osnovnom stanju je 1s 2 2s 2 2p 6 . Prvo pobuđeno stanje se dobija prelaskom jednog elektrona sa najviše zauzete orbitale (2p) na najnižu slobodnu orbitu (3s). Elektronska konfiguracija atoma neona u prvom pobuđenom stanju je 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Zadatak 5. Kakav je sastav jezgara izotopa 12 C i 13 C , 14 N i 15 N ?

Rješenje. Broj protona u jezgru jednak je atomskom broju elementa i isti je za sve izotope ovog elementa. Broj neutrona jednak je masenom broju (označenom gore lijevo od broja elementa) umanjenom za broj protona. Različiti izotopi istog elementa imaju različit broj neutrona.

Sastav ovih jezgara:

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