Configuración electrónica de iones. Configuraciones electrónicas de átomos de elementos de períodos pequeños.

El llenado de orbitales en un átomo no excitado se realiza de tal forma que la energía del átomo sea mínima (el principio de energía mínima). Primero, se llenan los orbitales del primer nivel de energía, luego el segundo, y primero se llena el orbital del subnivel s y solo luego los orbitales del subnivel p. En 1925, el físico suizo W. Pauli estableció el principio de la mecánica cuántica fundamental de las ciencias naturales (el principio de Pauli, también llamado principio de exclusión o principio de exclusión). Según el principio de Pauli:

Un átomo no puede tener dos electrones que tengan el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos.

La configuración electrónica de un átomo se expresa mediante una fórmula en la que los orbitales llenos se indican mediante una combinación de un número igual al número cuántico principal y una letra correspondiente al número cuántico del orbital. El superíndice indica el número de electrones en estos orbitales.

Hidrógeno y helio

Configuración electrónica el átomo de hidrógeno es 1s 1 y el átomo de helio es 1s 2. Un átomo de hidrógeno tiene un electrón desapareado y un átomo de helio tiene dos electrones emparejados. Los electrones emparejados tienen los mismos valores de todos los números cuánticos excepto el de espín. Un átomo de hidrógeno puede ceder su electrón y convertirse en un ion cargado positivamente: el catión H + (protón), que no tiene electrones (configuración electrónica 1s 0). Un átomo de hidrógeno puede agregar un electrón y convertirse en un ion H - (ion hidruro) cargado negativamente con la configuración electrónica 1s 2.

Litio

Los tres electrones de un átomo de litio se distribuyen de la siguiente manera: 1s 2 1s 1. En la formación de un enlace químico sólo participan los electrones del nivel energético externo, llamados electrones de valencia. En un átomo de litio, el electrón de valencia es el electrón del subnivel 2s y los dos electrones del subnivel 1s son electrones internos. El átomo de litio pierde con bastante facilidad su electrón de valencia, transformándose en el ion Li+, que tiene la configuración 1s 2 2s 0. Tenga en cuenta que el ion hidruro, el átomo de helio y el catión de litio tienen mismo número electrones. Estas partículas se denominan isoelectrónicas. Tienen configuraciones electrónicas similares, pero cargo diferente granos. El átomo de helio es muy inerte químicamente, lo que se debe a la especial estabilidad de la configuración electrónica 1s 2. Los orbitales que no están llenos de electrones se llaman vacantes. En el átomo de litio, tres orbitales del subnivel 2p están vacíos.

Berilio

La configuración electrónica del átomo de berilio es 1s 2 2s 2. Cuando un átomo se excita, los electrones de un subnivel de energía inferior se mueven a orbitales vacantes de un subnivel de energía superior. El proceso de excitación de un átomo de berilio se puede representar mediante el siguiente diagrama:

1s 2 2s 2 (estado fundamental) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (estado excitado).

Una comparación de los estados fundamental y excitado del átomo de berilio muestra que difieren en el número de electrones desapareados. En el estado fundamental del átomo de berilio no hay electrones desapareados; en el estado excitado hay dos. A pesar de que cuando un átomo se excita, en principio, cualquier electrón de orbitales de menor energía puede moverse a orbitales más altos, para su consideración procesos quimicos Sólo las transiciones entre subniveles de energía con energías similares son significativas.

Esto se explica a continuación. Cuando se forma un enlace químico, siempre se libera energía, es decir, la combinación de dos átomos pasa a un estado energéticamente más favorable. El proceso de excitación requiere gasto de energía. Cuando se emparejan electrones dentro del mismo nivel de energía, los costos de excitación se compensan mediante la formación de un enlace químico. Al emparejar electrones dentro niveles diferentes Los costes de excitación son tan grandes que no pueden compensarse mediante la formación de un enlace químico. En ausencia de pareja, siempre que sea posible reacción química un átomo excitado libera un cuanto de energía y regresa al estado fundamental; este proceso se llama relajación.

Bor

Las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos del tercer período de la tabla periódica de elementos serán hasta cierto punto similares a las indicadas anteriormente (el subíndice indica el número atómico):

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

Sin embargo, la analogía no es completa, ya que el tercer nivel de energía se divide en tres subniveles y todos los elementos enumerados tienen orbitales d vacantes a los que los electrones pueden transferirse al ser excitados, aumentando la multiplicidad. Esto es especialmente importante para elementos como el fósforo, el azufre y el cloro.

El número máximo de electrones desapareados en un átomo de fósforo puede llegar a cinco:

Esto explica la posibilidad de la existencia de compuestos en los que la valencia del fósforo es 5. El átomo de nitrógeno, que tiene la misma configuración de electrones de valencia en el estado fundamental que el átomo de fósforo, no puede formar cinco enlaces covalentes.

Una situación similar surge al comparar posibilidades de valencia oxígeno y azufre, flúor y cloro. El apareamiento de electrones en un átomo de azufre da como resultado la aparición de seis electrones desapareados:

3s 2 3p 4 (estado fundamental) → 3s 1 3p 3 3d 2 (estado excitado).

Esto responde seis estado de valencia, que es inalcanzable para el oxígeno. La valencia máxima del nitrógeno (4) y del oxígeno (3) requiere una explicación más detallada, que se dará más adelante.

La valencia máxima del cloro es 7, que corresponde a la configuración del estado excitado del átomo 3s 1 3p 3 d 3.

La presencia de orbitales 3D vacantes en todos los elementos del tercer período se explica por el hecho de que, a partir del tercer nivel de energía, se produce una superposición parcial de subniveles de diferentes niveles cuando se llenan de electrones. Por lo tanto, el subnivel 3d comienza a llenarse sólo después de que se llena el subnivel 4s. La reserva de energía de los electrones en orbitales atómicos de diferentes subniveles y, en consecuencia, el orden de su llenado aumenta en el siguiente orden:

Los orbitales cuya suma de los dos primeros números cuánticos (n + l) es menor se llenan antes; si estas sumas son iguales, los orbitales con el número cuántico principal más bajo se llenan primero.

Este patrón fue formulado por V. M. Klechkovsky en 1951.

Los elementos en cuyos átomos el subnivel s está lleno de electrones se denominan elementos s. Estos incluyen los dos primeros elementos de cada período: el hidrógeno. Sin embargo, ya en el siguiente elemento d, el cromo, hay cierta "desviación" en la disposición de los electrones en los niveles de energía en el estado fundamental: en lugar de los cuatro electrones desapareados esperados. en el subnivel 3d, el átomo de cromo tiene cinco electrones desapareados en el subnivel 3d y un electrón desapareado en el subnivel s: 24 Cr 4s 1 3d 5.

El fenómeno de la transición de un electrón s al subnivel d a menudo se denomina "fuga" de un electrón. Esto puede explicarse por el hecho de que los orbitales del subnivel d llenos de electrones se acercan al núcleo debido a una mayor atracción electrostática entre los electrones y el núcleo. Como resultado, el estado 4s 1 3d 5 se vuelve energéticamente más favorable que 4s 2 3d 4. Por lo tanto, el subnivel d medio lleno (d 5) tiene una mayor estabilidad en comparación con otros opciones posibles distribución de electrones. La configuración electrónica correspondiente a la existencia del máximo número posible de pares de electrones, alcanzable en los elementos d anteriores sólo como resultado de la excitación, es característica del estado fundamental del átomo de cromo. La configuración electrónica d 5 también es característica del átomo de manganeso: 4s 2 3d 5. Para los siguientes elementos d, cada celda de energía del subnivel d está llena con un segundo electrón: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

En el átomo de cobre, el estado de un subnivel d completamente lleno (d 10) se puede lograr debido a la transición de un electrón del subnivel 4s al subnivel 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10. El último elemento de la primera fila de elementos d tiene la configuración electrónica 30 Zn 4s 23 d 10.

La tendencia general, manifestado en la estabilidad de las configuraciones d 5 y d 10, también se observa en elementos de períodos inferiores. El molibdeno tiene una configuración electrónica similar al cromo: 42 Mo 5s 1 4d 5, y la plata al cobre: ​​47 Ag5s 0 d 10. Además, la configuración d 10 ya se consigue en paladio debido a la transición de ambos electrones del orbital 5s al orbital 4d: 46Pd 5s 0 d 10. Existen otras desviaciones del llenado monótono de los orbitales d y f.

La disposición de los electrones a través de niveles de energía y orbitales se llama configuración electrónica. La configuración se puede representar en forma de las llamadas fórmulas electrónicas, en las que el número delante indica el número del nivel de energía, luego la letra indica el subnivel y, en la parte superior derecha de la letra, el número de electrones en este. subnivel. La suma de los últimos números corresponde a la carga positiva del núcleo atómico. Por ejemplo, las fórmulas electrónicas del azufre y del calcio tendrán la siguiente forma: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. El llenado de niveles electrónicos se realiza de acuerdo con el principio de mínima energía: el estado más estable de un electrón en un átomo corresponde al estado con el valor mínimo de energía. Por lo tanto, las capas con valores más bajos energía. El científico soviético V. Klechkovsky estableció que la energía de un electrón aumenta a medida que aumenta la suma de los números cuánticos principal y orbital (n + /)> por lo tanto, el llenado de las capas electrónicas se produce en el orden en que aumenta la suma de los principales. y números cuánticos orbitales. Si para dos subniveles las sumas (n -f1) son iguales, primero se llenan los subniveles con el n más pequeño y el l9 más grande, y luego los subniveles con n mayor y L más pequeño. Sea, por ejemplo, la suma (n + /) « 5. Esta suma corresponde a las siguientes combinaciones I: n = 3; / 2; norte *» 4; 1-1; l = / - 0. En base a esto, primero se debe llenar el subnivel d del tercer nivel de energía, luego se debe llenar el subnivel 4p, y solo después el subnivel s del quinto nivel de energía. Todo lo anterior determina el siguiente orden de llenado de electrones en los átomos: Ejemplo 1 Dibuja la fórmula electrónica del átomo de sodio. Solución Con base en la posición en la tabla periódica, se establece que el sodio es un elemento del tercer período. Esto indica que los electrones del átomo de sodio se encuentran en tres niveles de energía. Por el número de serie del elemento se determina el número total de electrones en estos tres niveles: once. En el primer nivel de energía (ls1, / = 0; subnivel s) el número máximo de electrones es // « 2n2, N = 2. La distribución de electrones en el subnivel s del primer nivel de energía está representada por la notación - Is2, en el segundo nivel de energía n = 2, I « 0 (subnivel s) e I = 1 (subnivel p), el número máximo de electrones es ocho. Dado que el máximo 2е se encuentra en el subnivel S, habrá 6е en el subnivel p. La distribución de electrones en el segundo nivel de energía está representada por la notación - 2s22p6. En el tercer nivel de energía, son posibles los subniveles S, p y d. El átomo de sodio tiene un solo electrón en el tercer nivel de energía, que, según el principio de mínima energía, ocupará el subnivel Sv. Combinando los registros de distribución de electrones en cada capa en uno, obtenemos la fórmula electrónica del átomo de sodio: ls22s22p63s1. La carga positiva del átomo de sodio (+11) se compensa con el número total de electrones (11). Además, la estructura de las capas electrónicas se representa mediante células de energía o cuánticas (orbitales); estas son las llamadas fórmulas electrónicas gráficas. Cada una de estas celdas está designada por un rectángulo Q, el electrón t> la dirección de la flecha caracteriza el espín del electrón. Según el principio de Pauli, en una celda (órbita) se colocan uno (no apareado) o dos electrones (emparejados). La estructura electrónica de un átomo de sodio se puede representar mediante el diagrama: Al llenar células cuánticas, es necesario conocer la regla de Hund: el estado estable del átomo corresponde a tal distribución de electrones dentro del subnivel de energía (p, d, f ), en el que el valor absoluto del espín total del átomo es máximo. Entonces, si dos electrones ocupan un orbital\]j\ \ \, entonces su espín total será cero. Llenar dos orbitales de 1 t 111 I con electrones dará un espín total igual a la unidad. Según el principio de Hund, la distribución de electrones en células cuánticas, por ejemplo, para los átomos 6C y 7N, será la siguiente Preguntas y tareas para una solución independiente 1. Enumere todos los principales principios teóricos, necesario para llenar los electrones en los átomos. 2. Muestre la validez del principio de mínima energía usando el ejemplo del llenado de electrones en átomos de calcio y escandio, estroncio, itrio e indio. 3. ¿Cuál de las fórmulas electrónicas gráficas del átomo de fósforo (estado no excitado) es correcta? Motiva tu respuesta usando la regla de Hund. 4. Escribe todos los números cuánticos de los electrones de los átomos: a) sodio, silicio; b) fósforo, cloro; c) azufre, argón. 5. Inventar fórmulas electrónicas para los átomos del elemento s del primer y tercer período. 6. Cree una fórmula electrónica para el átomo del elemento p del quinto período, cuyo nivel de energía exterior es 5s25p5. cuales son sus Propiedades químicas? 7. Dibuje la distribución de electrones en orbitales en los átomos de silicio, flúor y criptón. 8. Inventa una fórmula electrónica para un elemento de un átomo cuyo estado energético de dos electrones del nivel exterior se describe mediante los siguientes números cuánticos: n - 5; 0; t1 = 0; ta = + 1/2; ta« -1/2. 9. Los niveles de energía exterior y penúltimo de los átomos tienen la siguiente forma: a) 3d24s2; b) 4d105s1; c) 5s25p6. Escribir fórmulas electrónicas para átomos de elementos. Especifique los elementos p y d. 10. Inventa fórmulas electrónicas para átomos del elemento d que tienen 5 electrones en el subnivel d. 11. Dibuja la distribución de electrones sobre células cuánticas en los átomos de potasio, cloro y neón. 12. La capa electrónica exterior de un elemento se expresa mediante la fórmula 3s23p4. Determine el número de serie y el nombre del elemento. 13. Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes iones: 14. ¿Los átomos de O, Mg y Ti contienen electrones de nivel M? 15. ¿Qué partículas de átomos son isoelectrónicas, es decir, contienen el mismo número de electrones? 16. ¿Cuántos niveles electrónicos tienen los átomos en el estado S2", S4+, S6+? 17. ¿Cuántos orbitales d libres hay en Sc, Ti? , V átomos? Escribe las fórmulas electrónicas de los átomos de estos elementos 18. Indique el número de serie del elemento para el cual: a) comienza el llenado del subnivel 4c1 con electrones. ¿Los átomos de estos elementos contienen electrones 4b en a? estado estable 20. ¿Cuántos orbitales 3p vacantes tiene un átomo de silicio en estado estacionario y excitado?

Tema 2. Configuración electrónica de un elemento.

Al final de la última conferencia, basándonos en las reglas de Klechkovsky, construimos el orden de llenado de los subniveles de energía con electrones.

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

La distribución de los electrones de un átomo a través de subniveles de energía se llama Configuración electrónica. En primer lugar, al observar la fila de llenado, llama la atención un cierto patrón de periodicidad.

El llenado de orbitales de energía con electrones en el estado fundamental de un átomo sigue el principio de mínima energía: primero se llenan los orbitales inferiores más favorables y luego sucesivamente los orbitales superiores según el orden de llenado.

Analicemos la secuencia de llenado.

Si un átomo contiene exactamente 1 electrón, cae en el 1s-AO más bajo (AO – orbital atómico). En consecuencia, la configuración electrónica resultante se puede representar mediante la notación 1s1 o gráficamente (ver más abajo: flecha en un cuadrado).

No es difícil entender que si hay más de un electrón en un átomo, ocupan secuencialmente primero 1, luego 2 y finalmente pasan al subnivel 2p. Sin embargo, ya para seis electrones (un átomo de carbono en estado fundamental), surgen dos posibilidades: llenar el subnivel 2p con dos electrones del mismo espín o con el opuesto.

Pongamos una analogía simple: supongamos que los orbitales atómicos son una especie de "habitación" para los "inquilinos", en los que juegan los electrones. Es bien sabido por la práctica que los residentes prefieren, si es posible, ocupar cada habitación por separado, en lugar de estar hacinados en una sola.

Un comportamiento similar es típico de los electrones, lo que se refleja en la regla de Hund:

Regla de Hund: el estado estable del átomo corresponde a tal distribución de electrones dentro del subnivel de energía en el que el espín total es máximo.

El estado del átomo con la energía mínima se llama estado fundamental, y el resto se denominan estados excitados del átomo.

Tema 2. Configuración electrónica

Átomos de elementos de los períodos I y II.

1 electrón

2 electrones

3 electrones

4 electrones

5 electrones

6 electrones

7 electrones

8 electrones

9 electrones

10Ne

10 electrones

Elemento de todos los e-

Configuración electrónica

distribución de electrones

Luego, según la regla de Hund, para el nitrógeno el estado fundamental supone la presencia de tres electrones p desapareados (configuración electrónica...2p3). En los átomos de oxígeno, flúor y neón, los electrones están emparejados secuencialmente y el subnivel 2p está lleno.

Tenga en cuenta que el tercer período de la tabla periódica comienza con el átomo de sodio,

cuya configuración (11 Na... 3s1) es muy similar a la configuración del litio (3 Li... 2s1)

excepto que el número cuántico principal n es tres, no dos.

El llenado de los subniveles de energía con electrones en los átomos de los elementos del período III es exactamente similar al observado en los elementos del período II: el átomo de magnesio completa el llenado del subnivel 3s, luego, desde el aluminio hasta el argón, los electrones se colocan sucesivamente en el subnivel 3p. según la regla de Hund: primero, los electrones individuales se colocan en el AO ( Al, Si, P), luego se emparejan.

Átomos de elementos del III período.

11Na

12mg

13Al

14Si

17Cl

18ar

abreviado

distribución electrónica

Tema 2. Configuración electrónica

El cuarto período de la Tabla Periódica comienza con el llenado de electrones del subnivel 4s en los átomos de potasio y calcio. Como se desprende del orden de llenado, luego llega el turno de los orbitales 3d.

Por lo tanto, podemos concluir que el llenado de d-AO con electrones se “retrasa” en 1 período: en el período IV, se llenan 3(!) subniveles d).

Entonces, de Sc a Zn el subnivel 3d se llena con electrones (10 electrones), luego de Ga a Kr se llena el subnivel 4p.

Átomos de elementos del IV período.

20Ca

21pb

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

abreviado

distribución electrónica

El llenado de subniveles de energía en los átomos de los elementos del período V con electrones es exactamente similar al observado para los elementos del período IV.

(desmóntalo tú mismo)

En el sexto período, el subnivel 6s se llena primero con electrones (átomos 55 Cs y

56 Ba), y luego un electrón se ubica en el orbital 5d del lantano (57 La 6s2 5d1).

Para los siguientes 14 elementos (de 58 a 71), se llena el subnivel 4f, es decir el llenado de los orbitales f se retrasa 2 períodos, mientras que el electrón en el subnivel 5d se retiene. Por ejemplo, debes anotar la configuración electrónica del cerio.

58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1

A partir del elemento 72 (72 Hf) y hasta el 80 (80 Hg), el subnivel 5d se “rellena”.

En consecuencia, las configuraciones electrónicas del hafnio y el mercurio tienen la forma

72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 o la entrada 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 o 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10 es aceptable

Tema 2. Configuración electrónica

De manera similar, los electrones llenan subniveles de energía en los átomos de los elementos del período VII.

Determinación de números cuánticos a partir de la configuración electrónica

¿Qué son los números cuánticos, cómo aparecieron y por qué son necesarios? Consulte la Conferencia 1.

Dado: registro de configuración electrónica “3p 4”

El número cuántico principal n es el primer dígito de la notación, es decir "3". n = 3 "3 p4", número cuántico principal;

El número cuántico secundario (orbital, azimutal) l está codificado designación de letra subnivel. La letra p corresponde al número l = 1.

forma de nube

l = 1 "3p 4",

"pesa"

Distribución de electrones dentro de un subnivel según el principio de Pauli y la regla de Hund

m Є [-1;+1] – los orbitales son idénticos (degenerados) en energían = 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

Nivel de valencia y electrones de valencia.

nivel de valencia Es un conjunto de subniveles de energía que participan en la formación de enlaces químicos con otros átomos.

Los electrones ubicados en el nivel de valencia se llaman electrones de valencia.

Los elementos PSHE se dividen en 4 grupos.

elementos s. Electrones de valencia ns x. Se encuentran dos elementos s al comienzo de cada período.

elementos p. Electrones de valencia ns 2 np x . Seis elementos p se ubican al final de cada período (excepto el primero y el séptimo).

Tema 2. Configuración electrónica

elementos d. Electrones de valencia ns 2 (n-1)d x. Diez elementos d forman subgrupos secundarios, a partir del período IV y están ubicados entre los elementos s y p.

f -elementos. Electrones de valencia ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x . Catorce elementos f forman las series de lantánidos (4f) y actínidos (5f), que se encuentran debajo de la tabla.

Análogos electrónicos- Se trata de partículas que se caracterizan por tener configuraciones electrónicas similares, es decir. Distribución de electrones entre subniveles.

Por ejemplo

H 1s1 Li… 2s1 Na… 3s1 K… 4s1

Los análogos electrónicos tienen configuraciones electrónicas similares, por lo que sus propiedades químicas son similares y están ubicados en el mismo subgrupo de la tabla periódica de elementos.

"Falla" electrónica (o "deslizamiento" electrónico)

La mecánica cuántica predice que el estado de una partícula tiene la energía más baja cuando todos los niveles están completamente llenos o medio llenos de electrones.

Es por eso para elementos del subgrupo de cromo(Cr, Mo, W, Sg) y elementos del subgrupo de cobre(Cu, Ag, Au) hay un movimiento de 1 electrón cs - al subnivel d.

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

Este fenómeno se denomina "falla" electrónica y conviene recordarlo.

Un fenómeno similar también es típico de los elementos f, pero su química está fuera del alcance de nuestro curso.

Tenga en cuenta: para los elementos p, ¡NO se observa caída de electrones!

En resumen, se debe concluir que el número de electrones en un átomo está determinado por la composición de su núcleo, y su distribución (configuración electrónica) está determinada por conjuntos.

Tema 2. Configuración electrónica

números cuánticos. A su vez, la configuración electrónica determina las propiedades químicas del elemento.

Por tanto, es obvio que Propiedades sustancias simples, así como las propiedades de los compuestos.

Los elementos dependen periódicamente de la magnitud de la carga nuclear.

átomo (número de serie).

Ley periódica

Propiedades básicas de los átomos de los elementos.

1. Radio atómico: la distancia desde el centro del núcleo hasta el nivel de energía exterior. EN

período, a medida que aumenta la carga del núcleo, el radio del átomo disminuye; en grupo,

por el contrario, a medida que aumenta el número de niveles de energía, aumenta el radio del átomo.

En consecuencia, en la serie O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+ - el radio de la partícula disminuye, aunque su configuración es la misma 1s2 2s2 2p6.

Para los no metales hablamos de radio covalente, para los metales, del radio metálico, para los iones, del radio iónico.

2. El potencial de ionización es la energía que se debe gastar para separarse del átomo 1.

electrón. Según el principio de mínima energía, el electrón que está último en ocupación (para los elementos s y p) y el electrón del nivel de energía externo (para los elementos d y f) se eliminan primero.

En un período, a medida que aumenta la carga del núcleo, aumenta el potencial de ionización; al comienzo del período es metal alcalino con bajo potencial de ionización, al final del período - un gas inerte. En el grupo, los potenciales de ionización se debilitan.

Energía de ionización, eV

3. La afinidad electrónica es la energía liberada cuando se agrega un electrón a un átomo, es decir. durante la formación de un anión. 4. La electronegatividad (EO) es la capacidad de los átomos para atraer hacia sí la densidad de electrones. A diferencia del potencial de ionización, detrás del cual hay un potencial mensurable específico cantidad física, EO es una cierta cantidad que puede sersolo calculado, no se puede medir. En otras palabras, la gente inventó el OE para utilizarlo para explicar ciertos fenómenos. Para nuestros propósitos educativos, debemos recordar el orden cualitativo del cambio. electronegatividad: F > O > N > Cl > … > H > … > metales. EO es la capacidad de un átomo de desplazar la densidad electrónica hacia sí mismo, obviamente aumenta en el período (a medida que aumenta la carga del núcleo, la fuerza de atracción del electrón y el radio del átomo disminuye) y, por el contrario, se debilita en el grupo. No es difícil entender que dado que el período comienza con un metal electropositivo, y termina con un no metal típico del grupo VII (no tomamos en cuenta los gases inertes), entonces el grado de cambio en EO en el período es mayor que en el grupo. Tema 2. Configuración electrónica 5. El estado de oxidación es la carga condicional de un átomo en un compuesto químico, calculado en la aproximación de que todos los enlaces están formados por iones. El estado de oxidación mínimo está determinado por cuántos electrones puede aceptar un átomo por Mostrar la secuencia de conexiones de átomos entre sí. Consideremos cada par de átomos por separado y denotemos con una flecha el desplazamiento de electrones hacia el átomo del par cuyo EO es mayor (b). En consecuencia, los electrones se desplazaron y se formaron cargas positivas y negativas: al final de cada flecha hay una carga (-1), correspondiente a la adición de 1 electrón; en la base de la flecha hay una carga (+1) correspondiente a la eliminación de 1 electrón. Las cargas resultantes son el estado de oxidación de un átomo en particular. H+1 H+1 Eso es todo por hoy, gracias por su atención. Literatura 1. S.G. Baram, MA. Ilyin. Química en la Escuela de Verano. Libro de texto subsidio / Novosibirsk. estado Universidad, Novosibirsk, 2012. 48 p. 2. AV. Manuilov, V.I. Rodiónov. Conceptos básicos de química para niños y adultos. – M.: Editorial ZAO Tsentrpoligraf, 2014. – 416 p. – ver pág. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/

Configuración electrónica de un átomo. muestra la distribución de ē por energía. niveles y subniveles.

1s 1 ←número ē con una forma de nube determinada

↖ forma de nube de electrones

nivel de energía

Fórmulas electrónicas gráficas (imágenes de la estructura electrónica de un átomo) –

muestra la distribución de ē por energía. niveles, subniveles y orbitales.

Yo punto:+1 norte

Donde - ē, ↓ - ē con espines antiparalelos, orbital.

Al escribir una fórmula electrónica gráfica, debes recordar la regla de Pauli y La regla de Hundd "Si dentro de un subnivel hay varios orbitales libres, entonces los ē se colocan cada uno en un orbital separado y sólo en ausencia de orbitales libres se combinan en pares".

(Trabajar con fórmulas electrónicas electrónicas y gráficas).

Por ejemplo, H +1 1s 1 ; Él +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 ;

Yo punto: hidrógeno y helio – elementos s, su orbital s está lleno de electrones.

II período: Li y Be son elementos s

B, C, N, O, F, Ne – elementos p

Dependiendo de qué subnivel del átomo esté lleno de electrones en último lugar, todos los elementos se dividen en 4 familias o bloques de electrones:

1) elementos s – su subnivel s de la capa exterior del átomo está lleno de ē; estos incluyen hidrógeno, helio y el-you gl.p/gr. Grupos I y II.

2) elementos p - su mundo electrónico, el subnivel del nivel exterior del átomo, está lleno; estos incluyen elementos del grupo principal. III - VIII grupos.

3) elementos d - en ellos, el subnivel d del nivel más externo del átomo está lleno de electrones; estos incluyen el-you side.p/gr. . Grupos I-VIII, es decir. Los elementos de décadas enchufables de períodos largos, ubicados entre los elementos s y p, también se denominan elementos de transición.

4) elementos f- su subnivel f del tercer nivel exterior del átomo está lleno de electrones; estos incluyen lantánidos (elementos 4f) y actínidos (elementos 5f).

Los átomos de cobre y cromo tienen "fracaso" ē del subnivel 4s al 3d, lo que se explica por la mayor estabilidad energética de las configuraciones electrónicas resultantes 3d 5 y 3d 10:

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

Se ha demostrado experimentalmente que los estados de los átomos en los que los orbitales p-, d-, f están medio llenos (p 3, d 5, f 7), completamente (p 6, d 10, f 14) o libres, tienen mayor estabilidad. Esto explica las transiciones ("caídas") de electrones entre orbitales muy cercanos. Las mismas desviaciones se observan en el análogo del cromo, el molibdeno, así como en elementos del subgrupo del cobre, la plata y el oro. El paladio es único en este sentido, cuyo átomo no tiene ningún electrón 5s y tiene trazas. Configuración: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10.

Preguntas para el autocontrol

1. ¿Qué es una nube de electrones?

2. ¿Cuál es la diferencia entre un orbital 1s y un orbital 2s?

3. ¿Cuál es el número cuántico principal? ¿Cómo se relaciona con el número del período?

4. ¿Qué es un subnivel y cómo se relaciona este concepto con el número de período?

5. Crear configuraciones electrónicas de átomos de elementos del período 4-6 del PSCE.

6. Crear la configuración electrónica de los átomos de magnesio y neón.

7. Determine qué átomo tiene la configuración electrónica 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 DE LECCIÓN No. 7

Disciplina: Química.

Sujeto:

Propósito de la lección: Estudiar los mecanismos de formación de enlaces iónicos y covalentes, considerar redes cristalinas iónicas, atómicas y moleculares.

Resultados planificados

Sujeto: dominio de los fundamentos conceptos químicos: enlace químico, iones, redes cristalinas, uso seguro de terminología y símbolos químicos; desarrollo de la capacidad de dar estimaciones cuantitativas y hacer cálculos según fórmulas químicas y ecuaciones;

Metasujeto: uso varios tipos Actividad cognitiva y operaciones intelectuales básicas: compilación de configuraciones electrónicas de átomos. elementos químicos.

Personal: la capacidad de utilizar los logros de la ciencia química y las tecnologías químicas modernas para mejorar la propia desarrollo intelectual en el seleccionado actividad profesional;

Tiempo estándar: 2 horas

Tipo de lección: Conferencia.

Plan de estudios:

1. Cationes, su formación a partir de átomos como resultado del proceso de oxidación. Aniones, su formación a partir de átomos como resultado del proceso de reducción. El enlace iónico es un enlace entre cationes y aniones debido a la atracción electrostática.

2. Clasificación de iones: por composición, signo de carga, presencia de capa de hidratación.

3. Redes cristalinas iónicas. Propiedades de sustancias con red cristalina de tipo iónico.

4. Mecanismo de formación de enlaces covalentes (intercambio y donante-aceptor).

5. Electronegatividad. Enlaces covalentes polares y apolares. Multiplicidad del enlace covalente.

6. Redes cristalinas moleculares y atómicas. Propiedades de sustancias con redes cristalinas moleculares y atómicas.

Equipo: Modelos de redes cristalinas, libro de texto, tabla periódica Elementos químicos de D.I.

Literatura:

1. Química 11º grado: libro de texto. para educación general organizaciones G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. – M.: Educación, 2014. -208 p.: ill..

2. Química para profesiones y especialidades técnicas: un libro de texto para estudiantes. instituciones del medio ambiente profe. educación / O.S. Gabrielyan, I.G. Ostroumov. – 5ª ed., borrada. – M.: Centro Editorial “Academia”, 2017. – 272 págs., con colores. enfermo.

Profesor: Tubaltseva Yu.N.

Tema 7. Enlace químico iónico y covalente.

1) Cationes, su formación a partir de átomos como resultado del proceso de oxidación. Aniones, su formación a partir de átomos como resultado del proceso de reducción. El enlace iónico es un enlace entre cationes y aniones debido a la atracción electrostática.

2) Clasificación de iones: por composición, signo de carga, presencia de capa de hidratación.

3) Redes cristalinas iónicas. Propiedades de sustancias con red cristalina de tipo iónico.

4) El mecanismo de formación de enlaces covalentes (intercambio y donante-aceptor).

5) Electronegatividad. Enlaces covalentes polares y apolares. Multiplicidad del enlace covalente.

6) Redes cristalinas moleculares y atómicas. Propiedades de sustancias con redes cristalinas moleculares y atómicas.

Cationes, su formación a partir de átomos como resultado del proceso de oxidación. Aniones, su formación a partir de átomos como resultado del proceso de reducción. El enlace iónico es un enlace entre cationes y aniones debido a la atracción electrostática.

Un enlace químico es la interacción de átomos, que determina la estabilidad de una partícula química o cristal en su conjunto. Un enlace químico se forma debido a la interacción electrostática entre partículas cargadas: cationes y aniones, núcleos y electrones. Cuando los átomos se juntan, comienzan a actuar fuerzas de atracción entre el núcleo de un átomo y los electrones de otro, así como fuerzas de repulsión entre núcleos y entre electrones. A cierta distancia, estas fuerzas se equilibran entre sí y se forma una partícula química estable.

Cuando se forma un enlace químico, puede producirse una redistribución significativa de la densidad electrónica de los átomos del compuesto en comparación con los átomos libres. En el caso extremo, esto conduce a la formación de partículas cargadas: iones (del griego "ion" - ir).

Interacción de iones:

Si un átomo pierde uno o más electrones, se convierte en un ion positivo, un catión (traducido del griego, "bajando") Así es como se forman los cationes de hidrógeno H +, litio Li + y bario Ba 2+. Al adquirir electrones, los átomos se convierten en iones negativos: aniones (del griego "anión", subiendo. Ejemplos de aniones son el ion fluoruro F −, el ion sulfuro S 2−).

Los cationes y aniones pueden atraerse entre sí. En este caso se produce un enlace químico y compuestos químicos. Este tipo de enlace químico se llama enlace iónico:

Los enlaces iónicos suelen ocurrir entre átomos de metales típicos y no metales típicos. Propiedad característica Los átomos metálicos es que ceden fácilmente sus electrones de valencia, mientras que los átomos no metálicos pueden unirlos fácilmente.

Considere la formación de un enlace iónico, por ejemplo, entre átomos de sodio y átomos de cloro en cloruro de sodio NaCl.

La eliminación de un electrón de un átomo de sodio conduce a la formación de un ion cargado positivamente: el catión sodio Na +.

La adición de un electrón a un átomo de cloro da como resultado la formación de un ion cargado negativamente, el anión cloro Cl -.

Entre los iones Na + y Cl resultantes, que tienen cargas opuestas, se produce una atracción electrostática, como resultado de lo cual se forma un compuesto: cloruro de sodio con un enlace químico de tipo iónico.

Enlace iónico Es un enlace químico que se produce mediante la interacción electrostática de iones con cargas opuestas.

Así, el proceso de formación de un enlace iónico se reduce a la transición de electrones de átomos de sodio a átomos de cloro con la formación de iones con carga opuesta que tienen configuraciones electrónicas completas de las capas externas.

1. Los átomos metálicos, al ceder electrones externos, se convierten en iones positivos:

donde n es el número de electrones en la capa exterior del átomo, correspondiente al número de grupo del elemento químico.

2. Átomos no metálicos, que absorben los electrones que faltan antes de completar la capa electrónica externa., se convierten en iones negativos:

3. Se produce un enlace entre iones con carga opuesta, que se llama iónico.

2. Clasificación de iones: por composición, signo de carga, presencia de capa de hidratación.

Clasificación de iones:

1. Según el signo de carga: cationes (positivos, K+, Ca2+, H+) y aniones (negativos, S2-, Cl-, I-).
2. Por composición: compleja ( , ) y simple (Na+, F-)

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Problema 1. Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos: N, Si, F e, Kr, Te, W.

Solución. La energía de los orbitales atómicos aumenta en el siguiente orden:

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

Cada capa s (un orbital) no puede contener más de dos electrones, la capa p (tres orbitales), no más de seis, la capa d (cinco orbitales), no más de 10, y la capa f ( siete orbitales) - no más de 14.

En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbitales con la energía más baja. El número de electrones es igual a la carga del núcleo (el átomo en su conjunto es neutro) y al número atómico del elemento. Por ejemplo, un átomo de nitrógeno tiene 7 electrones, dos de los cuales están en el orbital 1s, dos en el orbital 2s y los tres electrones restantes en el orbital 2p. Configuración electrónica del átomo de nitrógeno:

7N: 1s 2 2s 2 2p 3. Configuraciones electrónicas del resto de elementos:

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

26 de febrero : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

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

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

74 Te : 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 .

Problema 2. ¿Qué gas inerte y qué iones elementales tienen la misma configuración electrónica que la partícula resultante de la eliminación de todos los electrones de valencia de un átomo de calcio?

Solución. La capa electrónica del átomo de calcio tiene la estructura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Cuando se eliminan dos electrones de valencia, se forma un ion Ca 2+ con la configuración 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. El átomo tiene la misma configuración electrónica. Arkansas e iones S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, etc.

Problema 3. ¿Pueden los electrones del ion Al 3+ estar en los siguientes orbitales: a) 2p; b) 1p; c) 3d?

Solución. La configuración electrónica del átomo de aluminio es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. El ion Al 3+ se forma mediante la eliminación de tres electrones de valencia de un átomo de aluminio y tiene la configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) los electrones ya están en el orbital 2p;

b) de acuerdo con las restricciones impuestas al número cuántico l (l = 0, 1,…n -1), con n = 1 sólo es posible el valor l = 0, por lo tanto, el orbital 1p no existe;

c) los electrones pueden estar en el orbital 3d si el ion está en estado excitado.

Tarea 4. Escriba la configuración electrónica del átomo de neón en el primer estado excitado.

Solución. La configuración electrónica del átomo de neón en el estado fundamental es 1s 2 2s 2 2p 6. El primer estado excitado se obtiene mediante la transición de un electrón del orbital ocupado más alto (2p) al orbital desocupado más bajo (3s). La configuración electrónica del átomo de neón en el primer estado excitado es 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Problema 5. ¿Cuál es la composición de los núcleos de los isótopos 12 C y 13 C, 14 N y 15 N?

Solución. El número de protones en el núcleo es igual al número atómico del elemento y es el mismo para todos los isótopos de un elemento determinado. El número de neutrones es igual al número de masa (indicado en la parte superior izquierda del número del elemento) menos el número de protones. Diferentes isótopos de un mismo elemento tienen diferente número de neutrones.

Composición de los granos indicados:

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