kvantarvud
n- peamine kvantarv, see määrab elektronide energia ja elektronpilve suuruse, võtab täisarvulisi väärtusi. elektronid samaga n moodustavad energiataseme. (n = perioodi number perioodilisuse tabelis)
L– orbitaali kvantarv määrab orbitaali kuju ja võtab väärtuse vahemikus 0 kuni n-1
n= 1, L= 0 – S-orbitaal (kuul)
n = 2, L = 0; 1 – S ja P – orbitaal (hantel)
n = 3, L = 0; üks ; 2 - S, P ja d - orbitaal (keeruline kroonlehe kuju) (L = 0 - S orbitaal, L = 1 - P orbitaal, L = 2 - d orbitaal)
n = 4, L = 0; üks ; 2; 3 (F - orb. veelgi keerulisem)
m- magnetkvantarv, määrab orbitaali ruumilise orientatsiooni, võtab väärtuse - L kuni + L. L=0 m=0 1(üks) S-orbitaal L=1 m= -1;0;1 3 P-orbitaali L=2 m=-2,-1,0,1,2 5 d-orb. jne.
- spin-kvantarv, mis iseloomustab elektroni liikumist ümber oma telje ja sellel on 2 orientatsiooni: "paremale", "vasakule" = + või -
4 kvantarvu abil saab kirjeldada mis tahes elektroni olekut vaakumis, selleks moodustavad nad aatomite elektroonilised valemid.
Elementide aatomite elektrooniliste valemite koostamise reeglid
1. Väikseima energiatarbimise põhimõte: Elektronid asuvad aatomi nendel orbitaalidel, mida iseloomustab madalaim energia. (Kletškovski reegel) Väikseima kvantarvuga orbitaal ( n+L), kui ( n+L) orbitaalid on võrdsed, madalaima energiaga on vähem n.
2. Pauli põhimõte: aatomil ei saa olla 2 elektroni, millel on sama kogum kõigist 4 kvantarvust, mis tähendab, et ühele orbitaalile mahub ainult 2 antiparalleelsete spinnidega elektroni.
S alamtase - 1 orbitaal 2e
P alamtase - 3 orbitaali 6e
d alamtase - 5 orbitaali 10e
f alamtase - 7 orbitaali 14e
3. Hundi reegel: summaarne spinni arv alamtasandil peaks olema maksimaalne, st kui alamtase on täidetud, istub esmalt üks elektron igal orbitaalil ja kõigil on sama spinni suund (pöörlemise suund) ja kui alamtase on täidetud, asetatakse teine elektron iga orbitaal juba vastupidise spinniga.
4) Perioodiline süsteem (periooditabel)
Lihtainete omadused, aga ka elementide ühendite vormid ja omadused on perioodilises sõltuvuses tuuma laengust ja elemendi aatomite elektroonilisest konfiguratsioonist. Perioodiline süsteem on perioodilisuse seaduse graafiline esitus, see koosneb 7 perioodist (neist 3 on väikesed 1., 2. ja 3.) ja 8 rühmast.
Perioodilise seaduse füüsikaline tähendus seisneb elementide omaduste perioodilises muutumises, mis tuleneb aatomite sarnaste elektronkihtide perioodilisest uuendamisest koos peamise kvantarvu suurenemisega. n
(n = perioodi number)
Rühmad sisaldavad elemente, millel on perioodiliselt korduv välise energiataseme elektrooniline struktuur ja sarnased omadused.
Näiteks: I-gr, A-subgr. :
Na 3s - need on kõik leelismetallid,
K 4s on neil sama väline struktuur
Rb 5s Energet. tase s
Cs 6s Metalli aktiivsus suureneb
Fr 7s alla
Iga periood (v.a 1.) algab kahe s-elemendiga, lõpeb kuue elemendiga ja väikestel perioodidel muutuvad elementide omadused dramaatiliselt.
Tabeli järgi allapoole metallilised omadused suurenevad ehk elektronid eraldatakse tabeli järgi kergemini. paremal met. pühakuid väheneb.
IV perioodil esineb s- ja p-elementide vahel 10 d-elementi ning VI ja VII perioodil f-elemente.
Elementide aatomite elektrooniline struktuur ja nende asukoht perioodilises süsteemis on omavahel tihedalt seotud.
1) Selle tuuma elemendi seerianumber \u003d Z (laeng) ja elektronide arv aatomi elektroonilises struktuuris.
Näiteks: Z=30(Zn), 30e; 1s,2s,2p,3s,3p,3d,4s (d-element)
2) Iga periood algab uue energiataseme täitmisega, seega nr rada. = välise energiataseme peamine kvantarv aatomi elektronstruktuuris. 4s (Zn)-IV periood
3) nr gr. langeb kokku valentselektronide arvuga aatomites.
5) Elementide aatomite perioodiliselt muutuvad omadused:
1. Aatomite raadiused: aatomil ei ole laine liikumise tõttu selgeid piire. elektron. Aatomi orbitaalraadius )≈ teoreetiliselt arvutatud kaugus aatomituumast välise elektronpilve peamise maksimaalse tiheduseni. Sagedamini kasutatakse aatomite efektiivseid raadiusi ((need on tuumadevahelised kaugused molekulides).
Metallelementide ja mittemetalliliste (eriti gaaside) puhul erinevad need oluliselt.
Punktides (vasakult paremale) r aatomite arv väheneb nende tuumade laengu suurenemise tõttu ja rühmades (ülevalt alla) suurenevad nad elektronikihtide arvu suurenemise tõttu, kuid see sõltuvus on aatomite struktuuriliste iseärasuste tõttu mittemonotoonne.
St-in elementide muutuste mittemonotoonsust perioodi jooksul nimetatakse sisemiseks perioodilisuseks ja rühmas sekundaarseks perioodilisuseks.
2. Ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsus:
Ionisatsioonienergia on energia, mis on vajalik elektroni eraldamiseks neutraalsest, ergastamata aatomist.
- erutumatu energia. aatom< (при отрыве каждого последующего электрона нужно тратить все больше и больше энергии)
Ionisatsioonienergia iseloomustab elementide aatomite redutseerivaid omadusi: Mida väiksem on aatom, seda suuremad on elemendi redutseerivad omadused. sõltub elemendi tuuma aatomiraadiusest ja laengust ning elemendi aatomite elektroonilisest konfiguratsioonist. Mida väiksem on raadius ja suurem laeng, seda suurem on väärtus.
Perioodi (vasakult paremale) väärtuses I kasvab, kuid mitte monotoonselt. Metallid I vähem kui mittemetallid.
Rühmades (ülevalt alla) väärtus üldiselt väheneb.
Elektronide afiinsuse F-energia on neutraalsele aatomile elektroni liitumise energeetiline efekt. F võib olla (+) või (-): СL+e→ (eemaldatud) He+e= = -0,22 eV (neeldunud)
F iseloomustab elementide aatomite oksüdeerivaid omadusi: mida suurem on F, seda kõrgemad on oksüdeerivad omadused. F oleneb r(aatomi raadius), Z (laeng) ja elemendi aatomite elektroonilise konfiguratsiooni kohta. Max F rühma VIIA p-elementide jaoks, Min F inertgaaside jaoks.
Elektronegatiivsus- elemendi aatomi võime tõmmata elektrone enda poole kemikaali tekkimisel. sidemed teiste elementide aatomitega. EO = 1/2 (1+F)
Perioodidel (vasakult paremale) EO üldiselt suureneb, põhialarühmades (ülevalt alla) väheneb, kuid sõltuvus ei ole monotoonne.
Keemiliste sidemete tüübid
kovalentne side– ühiste elektronpaaride moodustumise tõttu tekkiv side.
Kaheaatomilistes molekulides ( tekib mittepolaarne kovalentne side, kuna ühine elektronpaar kuulub võrdselt mõlemale aatomile. F + F → F F
Üksikkovalentne side- aatomeid ühendab üks ühine elektronpaar, kui kaks, siis side kahekordne, kui kolm siis kolmekordne. N + N → N N(paarimata elektronide arv 8-N=3, N-rühma arv)
Polaarne kovalentne side- side mittemetallide erinevate elementide (HCL, , N ) aatomite vahel
Jagatud elektronipaarid sellistes ühendites nihkuvad kõrgema elektronegatiivsusega aatomite poole.
Iooniline side- side, mis tekib ioonide vahel elektrostaatilise külgetõmbe tõttu.
Iooniline side tekib elektronegatiivsuse poolest järsult erinevate elementide aatomite vahel. Näiteks tüüpiliste vahel metallid ja tüüpilised mittemetallid (Na CL, Na, F)
Lisaks moodustub ioonside metalli- ja hapnikuaatomite vahel hapet sisaldavate hapete soolades ja leelistes.
metallist ühendus- side metallides aatomioonide vahel sotsialiseeritud elektronide abil.
Välistasandi metalliaatomid sisaldavad vähe elektrone. Need elektronid visatakse kergesti ära ja aatomid muudetakse positiivseteks ioonideks. Eraldunud elektronid liiguvad ühelt ioonilt teisele, sidudes need ühtseks tervikuks.
7) Elektrood- see on metall või muu juhtiv materjal, mis on sukeldatud selle soola (elektrolüüdi) lahusesse ja sellel toimuvat reaktsiooni nimetatakse elektroodi reaktsioon. Kui metall puutub kokku soolalahusega, liiguvad hüdraatunud ioonid metalli pinnalt lahusesse ja dehüdreeruvad tagasi lahusest metalli (meha jõudude toimel). kristallvõre). Kui nende protsesside kiirused muutuvad võrdseks, moodustub DEL (topeltelektriline kiht) ja tekib elektroodi potentsiaal.
Elektroodi potentsiaal (𝞿 ) on elektrolüüdi ja elektroodi elektrostaatilise potentsiaali erinevus.
Elektroodipotentsiaali väärtus sõltub ainete - elektroodiprotsessis osalejate - olemusest, nende ainete kontsentratsioonist, t-st ja määratakse Nernsti võrrandiga.
Nernsti võrrand: = + ox, Punased on oksüdeerivate ja redutseerivate vormide kontsentratsioonid
on protsessis osalevate elektronide arv.
– elektroodi standardpotentsiaal (tbl. väärtus)
Metallelektroodide Nernsti võrrand: +
redokselektroodide jaoks:
vesinikelektroodi jaoks:
(tingimisi aktsepteeritud) - see on NVE (tavaline vesinikelektrood), mida võetakse erinevate elektrokeemiliste ainete elektroodide potentsiaalide võrdlemise standardina. süsteemid.
Redoksreaktsiooni toimumise tingimus:
8) Galvaaniline element- seade, milles spontaanselt toimuva oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsiooni tõttu elektrit. See on 2 elektroodi süsteem, mis on ühendatud vedeliku silla või poolläbilaskva vaheseinaga. Kui ühendate elektroodid metalljuhiga, siis elektronid voolavad ühelt elektroodilt (redutseerija) teisele (oksüdeerija) ja saadakse elektrivool. Chem. energia muudetakse elektriks. Oksüdeerija - elektrood koos suurem väärtus potentsiaal (katood (+)), katoodil käivad taastumisprotsessid.
Redutseeriv aine - väiksema väärtusega elektrood. potentsiaal (anood (-)), anoodil toimuvad oksüdatsiooniprotsessid.
Aku on pöörduv keemiline vooluallikas, seda saab laadida ja korduvalt kasutada.
Näiteks pliiaku (happe)- koosneb elektroodidest (positiivsed ja negatiivsed) ja elektrolüüdist.
1. elektrood - plii, 2. elektrood - pliidioksiid, elektrolüüt 30% väävelhape.
Toimimispõhimõte põhineb plii ja pliidoksiidi elektrokeemilistel reaktsioonidel väävelhappe vesilahuses.
Üldine aku võrrand:
9) elektrolüüs - redoksprotsess, mis toimub elektroodidel, kui vool läbib elektrolüüti.
2 elektroodi lastakse elektrolüüdiga täidetud elektrolüütivanni ja ühendatakse vooluallikaga. Vooluallikas pumpab elektrone ühelt elektroodilt teisele. Elektrood, millelt elektronid eemaldatakse, omandab + laengu (anood), mis võtab vastu elektronide (-) laengu (katood).
Elektrolüüsi käigus toimuvad protsessid on määratud elektrolüüdi, lahusti ja elektroodi materjali omadustega. (Kui elektrolüüs toimub vesilahuses, saab H2O molekule redutseerida ja oksüdeerida katoodil ja anoodil.
Katood: 2H2O + 2e = 2 OH
Anood: A2H2O - 4e \u003d O2 + 4H
Kui võimalik on mitu reaktsiooni, siis see, mis nõuab minimaalne kulu energiat.
inertne nimetatakse elektroodiks, mille materjal elektrolüüsi käigus ei oksüdeeru.
Anoodi enda materjali saab anoodil oksüdeerida, näiteks kui anood on valmistatud Ni-st, Cu-st, Cd-st, Pb-st jne. Selliseid anoode nimetatakse lahustuvateks.
Metallide rafineerimiseks kasutatakse lahustuva anoodi meetodit. Anood on valmistatud mustast metallist.
10) Elektrokeemiline polarisatsioon- elektroodi reaktsiooni potentsiaali tasakaalust kõrvalekaldumise nähtus. ülepinge- väärtus, mille võrra hälve on ɳ (see).
Polarisatsiooni tekkimine on seotud elektrokeemilise protsessi üksikute etappide aeglusega. Polarisatsioon on eriti suur gaaside O2, H2 eraldumise ajal. Elektroodi polarisatsioon sõltub elektroodi materjalist, seda suurem on voolutihedus i=I/S (I on elektroodi läbiv vool, S on elektroodi pindala). Polarisatsioonikõver on elektroodi potentsiaali sõltuvus voolutihedusest.
– Polarisatsiooni hulk.
11) Faraday seadused: 1. seadus: Elektrolüüsi käigus moodustunud aine mass on võrdeline elektrolüüti läbinud elektrihulgaga. = K*Q kus: Q- elektrienergia kogus, Q=I*t, kus: I-vool, t-aeg.
K = kus: E on ekvivalentmass E = kus: M on mool (aine molaarmass), n on oksüdatsiooni või redutseerimise käigus liikunud elektronide arv, F on Faraday arv = 26,8 A või 96500 K / mol .
2. seadus: Kui sama kogus elektrit läbib erinevaid elektrolüüte, on samanimelistele elektroodidele eralduvate ainete massid võrdelised nende ekvivalentmassidega.
Kasutamine elektrokeemilistes protsessides: 1) G.E põhimõtet kasutatakse autonoomsetes toiteallikates. On primaarne ja sekundaarne. Esmane- on pöördumatud, ei saa pärast aktiivse aine (patareide) tarbimist tööseisundisse naasta. Sekundaarne– saab regenereerida, suunates voolu vastupidises suunas (patareid).
Elektrolüüsi kasutatakse tööstuses: leeliste ja muude ainete tootmiseks., paljude metallide tootmiseks - AL, Mg, Na, Cd., Me puhastamiseks (rafineerimiseks) kasutatakse saastunud Me, anoodina (Cu, Ni, Pb) , seda kasutatakse galvaniseerimisel.
galvaniseerimine- muude metallide kihtide metalltoodete pinnale kandmise protsess, seda tehakse korrosiooni eest kaitsmiseks ja ilu huvides.
Elektrotüüp- saada trükiseid, toodete koopiaid, näiteks tüpograafiliste klišeede jaoks.
13) Metallide füüsikalised omadused. Metalliline läige, kõrge elektrijuhtivus, soojusjuhtivus, plastilisus, elastsus. Need omadused on määratud liikuvate elektronide ja metallide sidemete olemasoluga metallides.
Metallide olemuse, nende struktuuri erinevus toob kaasa mõningate füüsikaliste omaduste erinevuse. Leeliselised (Li, Na, K, Rb, Cs) madala tihendustihedusega ja väikese laenguga on pehmed ja d-metallid (Cr) on väga kõvad. Sulamistemperatuuri erinevus on suur, alates 28 °C (Cs) kuni 3370 °C (W).
12) Metallide asend perioodilisuse süsteemis.
Metalli klassifikatsioon
passiivne (Cu-Au jne...)
Metallkristallide omadused: metalliaatomid reastuvad kristallvõredesse
Kristallvõrede tüübid: Kerekeskne (kuubik), näo keskel (kuubik), kõige tihedam kuusnurkne.
Aatomite struktuuri tunnused: välisenergia tasemel väike hulk elektrone.
Metallide saamise meetodid: 1. Metalthermy- maakide taaskasutamine alumiiniumi, magneesiumi ja muude metallide abil
2.Pürometallurgia– maakide redutseerimine kivisöe, CO abil, kõrge t juures:
+ → 2 Fe + 3 (temperatuuril)
3.Elektrolüüs: a) Cu (Cu - katood, CL - anood)
b) 2NaCL → 2Na + (2Na on katood,
4.Hüdrometallurgiline meetod- hõlmab sageli ka metallide saamise etappi elektrokeemilise redutseerimise teel.
2ZnS + 3 (sulfiidmaakide töötlemisel esimesed sulfiidid
kõrge t juures muudetakse oksiidideks.)
2Zn + 2 (2Zn on katood, )
Kaasaegsed tehnoloogiad mille eesmärk on saada kõrge puhtusastmega metalle (tsoonisulatus, elektronkiirte sulatamine jne)
14) Metallide keemilised omadused. Vastavalt chem. Saint-you metallid on redutseerivad ained ja reageerivad oksüdeerivate ainetega.
Perioodil. Enamik süsteemi elemente on metallid. Metallid hõlmavad kõiki s,d,f-elemente (v.a He) ja ka p-elemente. P-elementide hulka kuuluvad elemendid III A gr - AL, Ga, In, IV A gr - Ge, Sn, Pb, V A gr Sb, Bi ja VI A - Po (poloonium).
Metalli klassifikatsioon: 1. Elektroonilise struktuuri järgi: s, p, d ja f - metallid.
2. Vähendades aktiivsust: aktiivne (Li-AL) (vastavalt mitmele pingele), keskmine (AL-H),
passiivne (Cu-Au jne...)
Vabade metalliaatomite redutseerivat aktiivsust iseloomustab ionisatsioonienergia (). Mida väiksem, seda suurem on taastamisvara. metallist. In gr. A, (s- ja p-metallide puhul) vähendav vara. kasvab ülalt alla ja gr. B (d-metallide puhul) - väheneb.
lahendustes metalliaatomite redutseerivat aktiivsust iseloomustab elektroodipotentsiaali väärtus (). Mida negatiivsem, seda suurem on taastumine. aktiivsed .. Kõige aktiivsemad redutseerijad on leelismetallid.
1) Metallid reageerivad intensiivselt lihtsate ainetega, halogeenid (fluor, kloor, broom, jood), väävel, vesinik.
Hapnikuga: Enamik metalle oksüdeeruvad õhus, muutudes kaetud oksiidkilega, kui kile on tihe, kaitseb see metalli korrosiooni eest. kõik leelismetallid: Li, Na, K jne. reageerivad aktiivselt hapnikuga, Rb, Cs - süttivad iseeneslikult.
Klooriga: reageerige jõuliselt (Mg+ =Mg)
Halliga: vähem jõuline (kuumutamisel) (Fe+S→FeS raudsulfiid)
Vesinikuga: reageerivad ainult leelis- ja leelismuldmetallid. (2Li+ =2LiH) (Ca+)
2) Reaktsioonid veega: Me + metallid reageerivad, kui nende elektroodi potentsiaal on madalam kui vesinikul (alla 0), nad reageerivad nihutades . Näiteks: -2,714v, seega 2Na+
Kui metalli pinnal on oksiidkile, toimub koostoime veega kuumutamisel.
3) Reaktsioonid soolalahustega: metallid reageerivad soolalahustega, tõrjudes neist välja vähemaktiivse metalli:
() Cu\u003d 0,337 V, () / Ni \u003d - 0,25 V
4)Reaktsioonid leelistega: reaktsioonid kulgevad evolutsiooni käigus, elektroodi potentsiaal peab olema, metallil peab olema oksiidide ja hüdroksiidide amfoteersus (need on AL, Zn, Cr, Be jne)
5) Reaktsioonid hapetega: metallide vastastikmõju hapetega sõltub metalli aktiivsusest, to-you kontsentratsioonist ja t.
HCL interakteerub ainult metallidega, milles vesiniku vabanemisel peab metallkloriid olema vees lahustuv.
(lahjendatud väävelhape reageerib metallidega samamoodi nagu vesinikkloriidhape: Zn +
Kontsentreeritud väävelhape oksüdeerib metalle tänu sulfaadioonidele () redutseerimisproduktid sõltuvad metalli aktiivsusest. kuni Mg + (aktiivne taastamine , keskmine kuni , passiivne .
Väävelhape passiveerib metalle: Fe, Co, Ni, Cr, AL, Be. (nende metallidega toimub reaktsioon ainult kuumutamisel).
Vask reageerib kontsentreeritud väävelhappega
Reaktsioon lahjendatud lämmastikhappega. Lahjendatud lämmastik. See on tugevam oksüdeerija kui väävel, oksüdeerib toatemperatuuril enamiku metalle. Seda redutseeritakse aktiivsete metallidega kuni , keskmise aktiivsusega metallidega kuni või , mitteaktiivsete kuni -NO-ni.
Kontsentreeritud lämmastikhape redutseeritakse enamiku metallidega pruuniks gaasiks -NO ja samuti passiveerib samu metalle normaalse t juures. (Fe, Ni, Co, Cr, AL, Be)
Mitteaktiivseid d-metalle lämmastikhape ei oksüdeeri, neid saab oksüdeerida "aqua regia" + abil.
Metallide reaktsioonides mis tahes kontsentratsiooniga lämmastikhappe ja kontsentreeritud väävelhappega vesinikku ei eraldu.
Uurime, kuidas kirjutada keemilise elemendi elektroonilist valemit. See küsimus on oluline ja asjakohane, kuna annab aimu mitte ainult struktuurist, vaid ka väidetavast füüsilisest ja keemilised omadused kõnealune aatom.
Koostamise reeglid
Keemilise elemendi graafilise ja elektroonilise valemi koostamiseks on vaja ettekujutust aatomi ehituse teooriast. Alustuseks on aatomi kaks põhikomponenti: tuum ja negatiivsed elektronid. Tuum sisaldab nii neutroneid, millel pole laengut, kui ka prootoneid, millel on positiivne laeng.
Vaieldes keemilise elemendi elektroonilise valemi koostamise ja määramise üle, märgime, et prootonite arvu leidmiseks tuumas on vaja Mendelejevi perioodilist süsteemi.
Elemendi arv järjekorras vastab prootonite arvule selle tuumas. Perioodi arv, milles aatom paikneb, iseloomustab energiakihtide arvu, millel elektronid paiknevad.
Elektrilaenguta neutronite arvu määramiseks on vaja elemendi aatomi suhtelisest massist lahutada selle seerianumber (prootonite arv).
Juhend
Et mõista, kuidas keemilise elemendi elektroonilist valemit koostada, kaaluge Klechkovsky sõnastatud reeglit alamtasandite täitmiseks negatiivsete osakestega.
Olenevalt vabade orbitaalide vaba energia hulgast koostatakse seeria, mis iseloomustab nivoode elektronidega täitmise järjestust.
Iga orbitaal sisaldab ainult kahte elektroni, mis on paigutatud antiparalleelsete spinnidena.
Elektronkestade struktuuri väljendamiseks kasutatakse graafilisi valemeid. Kuidas näevad välja keemiliste elementide aatomite elektroonilised valemid? Kuidas teha graafilisi valikuid? Need küsimused sisalduvad kooli keemiakursuses, seega peatume neil lähemalt.
Graafiliste valemite koostamisel kasutatakse teatud maatriksit (baas). S-orbitaali iseloomustab ainult üks kvantrakk, milles kaks elektroni asuvad üksteise vastas. nad sisse graafiline vorm on tähistatud nooltega. P-orbitaali jaoks on kujutatud kolm rakku, millest igaüks sisaldab ka kahte elektroni, kümme elektroni asuvad orbitaalil d ja f on täidetud neljateistkümne elektroniga.
Näiteid elektrooniliste valemite koostamise kohta
Jätkame vestlust keemilise elemendi elektroonilise valemi koostamise kohta. Näiteks peate elemendi mangaani jaoks koostama graafilise ja elektroonilise valemi. Esiteks määrame selle elemendi asukoha perioodilises süsteemis. Selle aatomnumber on 25, seega on aatomis 25 elektroni. Mangaan on neljanda perioodi element, seetõttu on sellel neli energiataset.
Kuidas kirjutada keemilise elemendi elektroonilist valemit? Kirjutame üles elemendi märgi ja selle järjekorranumbri. Kletškovski reeglit kasutades jaotame elektronid energiatasemete ja alamtasandite vahel. Järjestame need järjestikku esimesele, teisele ja kolmandale tasemele, kirjutades igasse lahtrisse kaks elektroni.
Seejärel võtame need kokku, saades 20 tükki. Kolm taset on täielikult elektronidega täidetud ja neljandale jääb ainult viis elektroni. Arvestades, et igal orbitaalitüübil on oma energiavaru, jagame ülejäänud elektronid 4s ja 3d alamtasanditele. Selle tulemusena on mangaani aatomi valmis elektrongraafiline valem järgmine:
1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3
Praktiline väärtus
Elektrongraafiliste valemite abil saate selgelt näha vabade (paarimata) elektronide arvu, mis määravad antud keemilise elemendi valentsi.
Pakume üldistatud toimingute algoritmi, mille abil saate koostada perioodilisustabelis asuvate mis tahes aatomite elektroonilisi graafilisi valemeid.
Esimene samm on elektronide arvu määramine perioodilisuse tabeli abil. Perioodi number näitab energiatasemete arvu.
Teatud rühma kuulumine on seotud elektronide arvuga, mis on välisel energiatasemel. Tasemed on jaotatud alamtasanditeks, mis täidetakse Klechkovsky reegli järgi.
Järeldus
Perioodilises tabelis paikneva mis tahes keemilise elemendi valentsusvõime määramiseks on vaja koostada selle aatomi elektrongraafiline valem. Ülaltoodud algoritm võimaldab teil ülesandega toime tulla, määrata võimalikud keemilised ja füüsikalised omadused aatom.
Aatomi elektroonilist struktuuri saab näidata elektroonilise valemi ja elektroonilise graafilise diagrammi abil. Elektroonilistes valemites kirjutatakse energiatasemed ja alamtasemed järjestikku nende täitumise ja alamtaseme elektronide koguarvu järjekorras. Sellisel juhul ei kajastu elektroonilises valemis üksiku elektroni olek, eriti selle magnet- ja spinn-kvantarvud. Elektroonilistes graafilistes skeemides on iga elektron täielikult “nähtav”, s.t. seda saab iseloomustada kõigi nelja kvantarvuga. Elektroonilised graafilised diagrammid on tavaliselt antud väliste elektronide jaoks.
Näide 1 Kirjutage fluori elektrooniline valem, väljendage väliselektronide olekut elektroonilise graafilise diagrammiga. Mitu paaritu elektroni on selle elemendi aatomis?
Lahendus. Fluori aatomarv on üheksa, seega on selle aatomis üheksa elektroni. Vastavalt vähima energia põhimõttele, kasutades joonist fig. 7 ja võttes arvesse Pauli printsiibi tagajärgi, paneme kirja fluori elektroonilise valemi: 1s 2 2s 2 2p 5 . Väliste elektronide jaoks (teine energiatase) koostame elektroonilise graafilise diagrammi (joonis 8), millest järeldub, et fluoriaatomis on üks paaritu elektron.
Riis. 8. Fluori aatomi valentselektronide elektrongraafiline skeem
Näide 2 Koostage lämmastikuaatomi võimalike olekute elektrongraafilised diagrammid. Milline neist peegeldab normaalset olekut ja milline - põnevil?
Lahendus. Lämmastiku elektrooniline valem on 1s 2 s 2 2p 3, väliselektronide valem on 2s 2 2p 3 . Alamtase 2p on puudulik, sest elektronide arv sellel on alla kuue. Kolme elektroni jaotuse võimalikud variandid 2p alamtasandil on näidatud joonistel fig. 9.
Riis. 9. 2p alamtaseme võimalike olekute elektrongraafilised diagrammid lämmastikuaatomis.
Spinni maksimaalne (absoluutväärtuses) väärtus (3/2) vastab olekutele 1 ja 2, seetõttu on need maandatud ja ülejäänud ergastatud.
Näide 3 Määrake kvantarvud, mis määravad vanaadiumi aatomi viimase elektroni oleku?
Lahendus. Vanaadiumi aatomarv on Z = 23, seetõttu on elemendi elektrooniline täisvalem: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3. Väliste elektronide elektrooniline graafiline skeem (4s 2 3d 3) on järgmine (joonis 10):
Riis. 10. Vanaadiumi aatomi valentselektronide elektrongraafiline skeem
Viimase elektroni peakvantarv n = 3 (kolmas energiatase), orbitaal l= 2 (alamtase d). Kõigi kolme d-elektroni magnetiline kvantarv on erinev: esimese jaoks on see -2, teise jaoks -1, kolmanda jaoks - 0. Kõigi kolme elektroni spinnide kvantarv on sama: m s \u003d + 1/2. Seega iseloomustatakse vanaadiumi aatomi viimase elektroni olekut kvantarvudega: n = 3; l= 2; m = 0; m s = + 1/2.
7. Paaritud ja paarimata elektronid
Elektrone, mis täidavad orbitaale paarikaupa, nimetatakse paaris, ja üksikuid elektrone nimetatakse paaritu. Paarimata elektronid loovad aatomi keemilise sideme teiste aatomitega. Paaritute elektronide olemasolu tehakse kindlaks eksperimentaalselt, uurides magnetilisi omadusi. Paaritute elektronidega ained paramagnetiline(nad tõmbuvad magnetvälja elektronide spinnide vastasmõjul nagu elementaarmagnetid välise magnetväljaga). Ained, millel on ainult paaris elektronid diamagnetiline(väline magnetväli neile ei mõju). Paarimata elektronid asuvad ainult aatomi välisel energiatasandil ja nende arvu saab määrata selle elektroonilise graafilise skeemi järgi.
Näide 4 Määrake paaritute elektronide arv väävliaatomis.
Lahendus. Väävli aatomarv on Z = 16, seetõttu on elemendi täielik elektrooniline valem: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Väliste elektronide elektrooniline graafiline skeem on järgmine (joonis 11).
Riis. 11. Väävliaatomi valentselektronide elektrongraafiline skeem
Elektrongraafilisest skeemist järeldub, et väävliaatomis on kaks paaristamata elektroni.
Aatom on elektriliselt neutraalne süsteem, mis koosneb positiivselt laetud tuumast ja negatiivselt laetud elektronidest. Elektronid paiknevad aatomis, moodustades energiatasemed ja alamtasandid.
Aatomi elektrooniline valem on elektronide jaotus aatomis energiatasemete ja alamtasandite vahel vastavalt vähima energia printsiibile (Klechkovsky), Pauli printsiibile, Hundi reeglile.
Elektroni olekut aatomis kirjeldatakse kvantmehaanilise mudeli abil – elektronpilve, mille vastavate lõikude tihedus on võrdeline elektroni leidmise tõenäosusega. Tavaliselt mõistetakse elektronipilve all tuumaruumi piirkonda, mis katab ligikaudu 90% elektronpilvest. Seda ruumipiirkonda nimetatakse ka orbitaaliks.
Aatomiorbitaalid moodustavad energia alamtasandi. Orbitaalidele ja alamtasanditele on määratud tähetähised. Igal alamtasandil on teatud arv aatomiorbitaale. Kui aatomiorbitaali kujutatakse magnet-kvantrakuna, saab alamtasanditel paiknevaid aatomiorbitaale kujutada järgmiselt:
Iga aatomiorbitaal ei tohi sisaldada korraga rohkem kui kahte elektroni, mis erinevad spinni poolest (Pauli põhimõte). Seda erinevust tähistavad nooled ¯. Teades seda s- alatase esimene s-orbitaal, sees R-kolmas alamtase R-orbitaalid, sisse d- alamtase viis d-orbitaalid, sisse f- alamtase seitse f- orbitaalid, leiate igal alamtasemel ja tasemel maksimaalse elektronide arvu. Jah, edasi s-alamtase, alates esimesest energiatasemest, 2 elektroni; peal R-alamtase, alates teisest energiatasemest, 6 elektroni; peal d-alamtase, alates kolmandast energiatasemest, 10 elektroni; peal f-alamtase, alates neljandast energiatasemest, 14 elektroni. Elektronid sisse s-, p-, d-, f- alamtasandid on vastavalt nimetatud s-, p-, d-, f-elektronid.
Vastavalt vähima energia põhimõte, toimub energia alamtasandite järjestikune täitmine elektronidega nii, et iga elektron aatomis hõivab madalaima energiaga alamtaseme, mis vastab tema tugevale sidemele tuumaga. Alamtasandite energia muutust võib esitada Klechkovsky seeria või energiaskaalana:
1s<2s<2lk<3s<3lk<4s<3d<4lk<5s<4d<5lk<6s<4f<5d<6lk<7s<5f<6d<7lk...
Hundi reegli kohaselt täidetakse energia alamtasandi iga kvantrakk (orbitaal) esmalt üksikute sama spinniga elektronidega ja seejärel teise vastupidise spinniga elektroniga. Kaht elektroni, mille spinnid on vastassuunalised samal aatomiorbitaalil, nimetatakse paaritud elektronideks. Üksikud elektronid on paaritumata.
Näide 1 Asetage peale 7 elektroni d-alamtase, arvestades Hundi reeglit.
Lahendus.
peal d alamtasand – viis aatomiorbitaali. Samal alamtasandil olevate orbitaalide energia on sama. Siis d alamtasandit saab esitada järgmiselt: d 
. Pärast aatomiorbitaalide täitmist elektronidega, võttes arvesse Hundi reeglit d- alamtase näeb välja selline 
.
Kasutades nüüd vähima energia ja Pauli põhimõtteid, jaotame elektronid aatomites energiatasemete järgi (tabel 1).
Tabel 1
Elektronide jaotus aatomite energiatasemete vahel
Selle skeemi abil on võimalik selgitada perioodilise süsteemi elementide aatomite elektrooniliste struktuuride moodustumist, mis on kirjutatud elektrooniliste valemite kujul. Elektronide koguarvu aatomis määrab elemendi aatomnumber.
Niisiis, esimese perioodi elementide aatomites üks s-esimese energiataseme orbitaal (tabel 1). Kuna sellel tasemel on kaks elektroni, siis esimesel perioodil on ainult kaks elementi (1 H ja 2 He), mille elektroonilised valemid on järgmised: 1 H 1 s 1 ja 2 mitte 1 s 2 .
Teise perioodi elementide aatomites on esimene energiatase täielikult elektronidega täidetud. täidetakse järjest elektronidega s- ja R-teise energiataseme alamtasandid. Summa s- ja R-elektrone, mis selle taseme täitsid, on kaheksa, seega on teises perioodis 8 elementi (3 Li ... 10 ne).
Kolmanda perioodi elementide aatomites on esimene ja teine energiatase täielikult elektronidega täidetud. täidetakse järjest s- ja R-kolmanda energiataseme alamtasandid. Summa s- ja R-elektronid, mis täitsid kolmanda energiataseme, on kaheksa. Seetõttu on kolmandal perioodil 8 elementi (11 Na ... 18 Ar).
Neljanda perioodi elementide aatomites on esimene, teine ja kolmas täidetud 3 s 2 3R 6 energiataset. Kolmandal energiatasandil jääb vaba alles d- alamtase (3 d). Selle alamtaseme täitmine elektronidega ühest kuni kümneni algab pärast seda, kui see on täidetud maksimaalsete elektronidega 4 s- alamtase. Lisaks toimub elektronide paigutus 4 R- alamtase. Summa 4 s-, 3d- ja 4p-elektronid võrdub kaheksateistkümnega, mis vastab 18 neljanda perioodi elemendile (19 K ... 36 Kr).
Samamoodi toimub viienda perioodi elementide aatomite elektrooniliste struktuuride moodustumine selle ainsa erinevusega s- ja R- alamtasandid on viiendal ja d- alamtasand neljandal energiatasandil. Kuna summa on 5 s-, 4d- ja 5 R-elektronid on kaheksateist, siis viiendal perioodil on 18 elementi (37 Rb ... 54 Xe).
Ülisuures kuuendas perioodis on 32 elementi (55 Cs ... 86 Rn). See arv vastab elektronide summale 6 võrra s-, 4f-, 5d- ja 6 R- alamtasandid. Alamtasandite elektronidega täitmise järjekord on järgmine. Esmalt täidetud elektronidega 6 s- alamtase. Siis, vastupidiselt Klechkovsky seeriale, täidetakse see ühe elektroniga 5 d- alamtase. Pärast seda täidetakse 4 maksimaalselt. f- alamtase. Järgmisena täidetakse 5 d- ja 6 R- alamtasandid. Eelmised energiatasemed on täidetud elektronidega.
Sarnast nähtust täheldatakse seitsmenda perioodi elementide aatomite elektrooniliste struktuuride moodustamisel.
Seega, elemendi aatomi elektroonilise valemi kirjutamiseks peate teadma järgmist.
1. Elemendi järjekorranumber elementide perioodilises süsteemis D.I. Mendelejev, mis vastab elektronide koguarvule aatomis.
2. Perioodi arv, mis määrab aatomi energiatasemete koguarvu. Sel juhul vastab aatomi viimase energiataseme number perioodi numbrile, milles element paikneb. Teise ja kolmanda perioodi elementide aatomites toimub viimase energiataseme täitmine elektronidega järgmises järjestuses: ns 1–2 …np 1–6. Kolmanda ja neljanda perioodi elementide aatomites täidetakse viimase ja eelviimase energiataseme alamtasemed elektronidega järgmiselt: ns 1–2 …(n–1)d 1–10 …np 1–6. Kuuenda ja seitsmenda perioodi elementide aatomites on alamtasandite elektronidega täitmise järjekord järgmine: ns 1–2 …(n–1)d 1 …(n-2)f 1–14 …(n–1)d 2–10 …np 1–6 .
3. Põhialarühmade elementide aatomites summa s- ja R-elektronid viimasel energiatasemel on võrdne rühma numbriga.
4. Sekundaarsete alamrühmade elementide aatomites summa d-elektronid eelviimasel ja s-elektronid viimastel energiatasemetel on võrdne rühmaarvuga, välja arvatud koobalti, nikli, vase ja tsingi alamrühmade elementide aatomid.
Elektronide paiknemine sama energia alamtasandi aatomiorbitaalidel toimub vastavalt Gundi reegel: samal alamtasandil paiknevate elektronide spinni koguväärtus peaks olema maksimaalne, s.o. antud alamtase orbitaali kohta võtab esmalt vastu ühe paralleelsete spinnidega elektroni ja seejärel teise vastupidise spinniga elektroni.
Näide 2 . Kirjutage elementide aatomite elektroonilised valemid, mille seerianumbrid on 4, 13, 22.
Lahendus. Aatomnumbriga 4 element on berüllium. Seetõttu on berülliumi aatomis 4 elektroni. Berüllium on teises perioodis, põhialagrupi teises rühmas. Perioodi number vastab energiatasemete arvule, st. kaks. Need energiatasemed peavad mahutama nelja elektroni. Esimesel energiatasemel on kaks elektroni (1 s 2) ja teisel on samuti kaks elektroni (2 s 2) (vt tabel 1). Seega on elektroonilisel valemil järgmine vorm: 4 Ole 1 s 2 2s 2. Viimase energiataseme elektronide arv vastab selle rühma arvule, milles see asub.
Element alumiinium vastab perioodilises süsteemis elemendile 13. Alumiinium on kolmandas perioodis, kolmandas rühmas, põhialagrupis. Seetõttu peab kolmandal energiatasemel olema kolm elektroni, mis paigutatakse järgmiselt: 3 s 2 3R 1 (summa s- ja R-elektronid on võrdne rühmaarvuga). Kümme elektroni on esimesel ja teisel energiatasemel: 1 s 2 2s 2 2lk 6 (vt tabel 1). Üldiselt on alumiiniumi elektrooniline valem järgmine: 13 Al 1 s 2 2s 2 2lk 6 3s 2 3lk 1 .
Perioodilises süsteemis on elemendiks aatomnumbriga 22 titaan. Titaani aatomis on kakskümmend kaks elektroni. Need on paigutatud neljale energiatasemele, kuna element on neljandas perioodis. Elektronide paigutamisel alamtasanditesse tuleb arvestada, et tegemist on kõrvalalarühma neljanda rühma elemendiga. Seetõttu neljandal energiatasandil s-alamtasandil on kaks elektroni: 4 s 2. Esimene, teine, kolmas tase s- ja R- alamtasandid on täielikult täidetud elektronidega 1 s 2 2s 2 2lk 6 3s 2 3lk 6 (vt tabel 1). Ülejäänud kaks elektroni asuvad peal d- kolmanda energiataseme alamtase: 3 d 2. Üldiselt on titaani elektrooniline valem: 22 Ti 1 s 2 2s 2 2lk 6 3s 2 3lk 6 3d 2 4s 2 .
Elektronide "libisemine".
Elektrooniliste valemite kirjutamisel tuleks arvestada elektronide "lekkimisega". s- välise energiataseme alamtase ns peal d- välise-eelse tasandi alamtase ( n – 1)d. Eeldatakse, et selline seisund on energeetiliselt kõige soodsam. Mõne aatomis toimub elektroni "libisemine". d-elemendid, näiteks 24 Cr, 29 Cu, 42 Mo, 47 Ag, 79 Au, 41 Nb, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd.
Näide 3. Kirjutage kroomi aatomi elektrooniline valem, võttes arvesse ühe elektroni "läbimurret".
Lahendus. Kroomi elektrooniline valem peaks minimaalse energia põhimõtte kohaselt olema: 24 Cr 1 s 2 2s 2 2lk 6 3s 2 3lk 6 3d 4 4s 2. Selle elemendi aatomis on aga ühe "libisemine". s-elektron väliselt 4 s- alamtasemest alamtasemeni 3 d. Seetõttu on elektronide paigutus kroomi aatomis: 24 Cr 1 s 2 2s 2 2lk 6 3s 2 3lk 6 3d 5 4s 1 .
- Esiteks kirjutame üles keemiamärgi. element, kus märgist allpool märgime selle seerianumbri.
- Edasi, perioodi numbriga (millest element) määrame energiatasemete arvu ja joonistame keemilise elemendi märgi kõrvale sellise arvu kaare.
- Seejärel kirjutatakse kaare alla vastavalt rühma numbrile välistasandi elektronide arv.
- Esimesel tasemel on maksimaalne võimalik 2e, teisel on see juba 8, kolmandal - koguni 18. Hakkame numbreid vastavate kaare alla panema.
- Eelviimasel tasemel olevate elektronide arv tuleb arvutada järgmiselt: elemendi seerianumbrist lahutatakse juba kinnitunud elektronide arv.
- Jääb üle muuta meie vooluahel elektrooniliseks valemiks:
- Kirjutame keemilise elemendi ja selle seerianumbri.Arv näitab elektronide arvu aatomis.
- Valmistame valemi. Selleks tuleb välja selgitada energiatasemete arv, võetakse aluseks elemendi perioodi arvu määramine.
- Jagame tasemed alamtasanditeks.
Allpool näete näidet, kuidas õigesti koostada keemiliste elementide elektroonilisi valemeid.
- esmalt täidame s-alamtaseme ja seejärel p-, d-b f-alamtasemed;
- Kletškovski reegli järgi täidavad elektronid orbitaale nende orbitaalide energia suurenemise järjekorras;
- Hundi reegli kohaselt hõivavad ühe alamtasandi elektronid ükshaaval vabad orbitaalid ja moodustavad seejärel paare;
- Pauli põhimõtte kohaselt ei ole ühel orbitaalil rohkem kui 2 elektroni.
Keemilise elemendi elektrooniline valem näitab, mitu elektronkihti ja mitu elektroni aatomis sisaldub ning kuidas need kihtide vahel jagunevad.
Keemilise elemendi elektroonilise valemi koostamiseks peate vaatama perioodilisustabelit ja kasutama selle elemendi kohta saadud teavet. Elemendi seerianumber perioodilisustabelis vastab elektronide arvule aatomis. Elektronikihtide arv vastab perioodi numbrile, elektronide arv viimases elektronikihis vastab rühma numbrile.
Tuleb meeles pidada, et esimeses kihis on maksimaalselt 2 1s2 elektroni, teises - maksimaalselt 8 (kaks s ja kuus p: 2s2 2p6), kolmandas - maksimaalselt 18 (kaks s, kuus p ja kümme d: 3s2 3p6 3d10).
Näiteks süsiniku elektrooniline valem: C 1s2 2s2 2p2 (järjekorranumber 6, perioodi number 2, rühma number 4).
Naatriumi elektrooniline valem: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (järjekorranumber 11, perioodi number 3, rühma number 1).
Elektroonilise valemi kirjutamise õigsuse kontrollimiseks võite vaadata saiti www.alhimikov.net.
Keemiliste elementide elektroonilise valemi koostamine võib esmapilgul tunduda üsna keeruline ülesanne, kuid kõik saab selgeks, kui järgite järgmist skeemi:
- kirjuta kõigepealt orbitaalid
- sisestame orbitaalide ette numbrid, mis näitavad energiataseme numbrit. Ärge unustage elektronide maksimaalse arvu määramise valemit energiatasemel: N=2n2
Ja kuidas saada teada energiatasemete arv? Vaadake lihtsalt perioodilisustabelit: see arv võrdub perioodi numbriga, milles see element asub.
- orbitaaliikooni kohale kirjutame numbri, mis näitab sellel orbitaalil olevate elektronide arvu.
Näiteks skandiumi elektrooniline valem näeks välja selline.
Keemilise elemendi elektroonilise valemi koostamise ülesanne pole just kõige lihtsam.
Niisiis, elementide elektrooniliste valemite koostamise algoritm on järgmine:
Siin on mõnede keemiliste elementide elektroonilised valemid:
Keemiliste elementide elektroonilised valemid tuleb koostada nii: peate vaatama elemendi arvu perioodilisustabelis, saades seeläbi teada, kui palju elektrone sellel on. Seejärel peate välja selgitama tasemete arvu, mis on võrdne perioodiga. Seejärel kirjutatakse ja täidetakse alamtasandid:
Kõigepealt peate perioodilisuse tabeli järgi määrama aatomite arvu.
Elektroonilise valemi koostamiseks vajate Mendelejevi perioodilist süsteemi. Leidke sealt oma keemiline element ja vaadake perioodi – see võrdub energiatasemete arvuga. Rühma number vastab numbriliselt viimasel tasemel elektronide arvule. Elemendi arv on kvantitatiivselt võrdne selle elektronide arvuga. Samuti peate selgelt teadma, et esimesel tasemel on maksimaalselt 2 elektroni, teisel 8 ja kolmandal 18.
Need on esiletõstmised. Lisaks leiate Internetist (sh meie veebisaidilt) teavet iga elemendi jaoks valmis elektroonilise valemiga, et saaksite ise kontrollida.
Keemiliste elementide elektrooniliste valemite koostamine on väga keeruline protsess, ilma spetsiaalsete tabeliteta ei saa hakkama ja peate kasutama tervet hulka valemeid. Kokkuvõtteks peate läbima järgmised sammud:
On vaja koostada orbitaaldiagramm, milles on mõiste elektronide erinevusest üksteisest. Orbitaalid ja elektronid on diagrammil esile tõstetud.
Elektronid täidetakse tasemetega, alt üles ja neil on mitu alamtasandit.
Nii et kõigepealt selgitame välja antud aatomi elektronide koguarvu.
Täidame valemi teatud skeemi järgi ja kirjutame selle üles - see on elektrooniline valem.
Näiteks lämmastiku puhul näeb see valem välja selline, kõigepealt käsitleme elektrone:
Ja kirjutage valem üles:
Aru saama keemilise elemendi elektroonilise valemi koostamise põhimõte, peate esmalt määrama perioodilisuse tabeli numbri järgi elektronide koguarvu aatomis. Pärast seda peate määrama energiatasemete arvu, võttes aluseks perioodi numbri, mille jooksul element asub.
Pärast seda jaotatakse tasemed alamtasanditeks, mis täidetakse elektronidega, lähtudes vähima energia printsiibist.
Oma arutluskäigu õigsust saad kontrollida näiteks siit.
Keemilise elemendi elektroonilise valemi koostamisel saate teada, kui palju elektrone ja elektronkihte on konkreetses aatomis, samuti nende kihtide vahel jaotumise järjekorda.
Alustuseks määrame perioodilisuse tabeli järgi elemendi seerianumbri, see vastab elektronide arvule. Elektronikihtide arv näitab perioodi numbrit ja elektronide arv aatomi viimases kihis vastab rühma numbrile.
