Formula electronică completă a elementului.
Legea periodică Mendeleev
O înregistrare care reflectă distribuția electronilor într-un atom al unui element chimic față de nivelele energetice și subsolurile se numește configurația electronică a acestui atom. Toți electronii atomului formează carcasa electronică, care determină multe din proprietățile chimice ale elementului. Distribuția electronilor în atomi respectă trei principii de bază: principiul Pauli, principiul energiei minime și regula Hund.
Principiul Pauli. Nu pot exista doi electroni în atom, în care valorile tuturor numerelor cuantice (n, l, m, s) ar fi aceleași, adică pe fiecare orbital nu pot exista mai mult de doi electroni (cu rotiri opuse).
Regula Klechkovsky (principiul celei mai puțin energetice). În starea solului, fiecare electron este localizat astfel încât energia sa să fie minimă.
1S <2s <2p <3s <3p <4s <3d <4p <5s <4d <5p <6s <5d 4f <6p <7s.
Regula lui Hund. Un atom în starea solului trebuie să aibă un număr maxim posibil de electroni nepartiți într-o anumită subsol.
Structura electronică a atomilor elementelor este legată de poziția lor în sistemul periodic, care determină proprietățile. Frecvența modificărilor în grupuri și perioadele de proprietăți cheie este prezentată în diagrama:
O legătură chimică este setul de interacțiuni dintre electroni și nuclei care duc la îmbinarea atomilor într-o moleculă. Sunt distinse legăturile covalente, ionice și metalice.
Ionic legătură - legătura chimică puternică formată între atomii de carbon cu o diferență mare (> 1.7 pe scala Pauling) electronegativities, unde perechea de electroni totală trece complet la un atom cu o electronegativitate mai mare. Legătura ionică este un caz extrem de polarizare a legăturii polare covalente. Se formează între un metal tipic și nemetal. Legătura ionică, spre deosebire de legătura covalentă, se caracterizează prin: 1) non-directivitate, deoarece câmpul sferic din jurul ionilor în toate direcțiile este echivalent; 2) nesaturarea, deoarece interacțiunea ionică nu compensează complet câmpurile de forță; 3) numerele de coordonare în compușii ionici, care nu sunt determinate de structura electronică a atomilor, ci de raportul dintre razele ionilor interacțiunii.
Legătura covalentă - este formată din perechile electronice comune între atomii cu același EO sau între atomi cu o mică diferență în EO, nu mai mult de 1,5 unități. Se formează o legătură covalentă între atomii de metale.
Dacă atomii, care formează o legătură covalentă, sunt aceleași, atunci adevăratele acuzații ale atomilor în moleculă sunt, de asemenea, la fel ca și atomii care formează legătura, este la fel de competenți pereche de electroni socializat. O astfel de legătură este numită o legătură covalentă nepolară.
Dacă atomii sunt diferiți, atunci gradul de proprietate al perechii de electroni socializați este determinat de diferența dintre electronegativitățile atomilor. Un atom cu o mai mare electronegativitate atrage mai mult la sine o pereche de electroni de legare, iar încărcarea sa adevărată devine negativă. Un atom cu o electronegativitate mai mică dobândește, respectiv, o sarcină pozitivă de aceeași mărime. Dacă un compus este format între două nemetale diferite, atunci un astfel de compus este numit o legătură polară covalentă.
O legătură covalentă poate fi formată în două moduri: prin intermediul unor perechi electronice comune, un mecanism de schimb; prin mecanismul donor-acceptor.
Legătura covalentă este caracterizată de lungime, energie de legare, saturație și direcționalitate.
Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele atomilor legați.
Energia de legare este energia necesară pentru a rupe această conexiune.
Saturația este determinată de capacitățile de valență ale atomului, adică numărul de electroni nepartiți și perechi de electroni neparticipați la nivelul energiei externe.
Directivitatea este explicată prin dispunerea diferită a norii de electroni care se suprapun (forma și direcția lor în spațiu) în spațiu și determină geometria moleculei. Numele orbitalilor hibrizi este determinat de numărul și tipul orbitalilor participanți: sp-, sp 2 -, sp 3 - etc. (vezi tabelul).
Orbitale implicate în hibridizare
Legarea hidrogenului este un tip de interacțiune intermoleculară. Pentru formarea ei necesită o relativ labile atomi de hidrogen (adică, legat legătură covalentă puternic polar cu orice atom), pe de o parte, și atom puternic EO (adică, atomul metaloid) având cel puțin o singură pereche electroni, pe de altă parte. legături de hidrogen formate prin forțe electrostatice atractive molecule polare conținând atomi de elementul cel mai electronegativ, cum ar fi F, O, Legături de hidrogen poate fi N. imezhmolekulyarnymi intra. În proteine, acizi nucleici și alți compuși organici de mare importanță biologică, legătura de hidrogen asigură legarea în rețea a moleculelor de lanț.
Legarea metalului - se formează între atomii de metal prin intermediul electronilor, care se mișcă relativ liber între nucleele atomilor. În toate nodurile rețelei cristaline există ioni metalici pozitivi. Între ei, la întâmplare, ca și moleculele unui gaz, electronii de valență se mișcă, se desprind de atomi când se formează ioni. Acești electroni joacă rolul de ciment, ținând împreună ionii pozitivi; în caz contrar, zăbrelele s-ar descompune sub acțiunea forțelor repulsive dintre ioni. În același timp, electronii sunt de asemenea ținuți de ioni în interiorul cristalului și nu-l pot lăsa. Forțele de comunicare nu sunt localizate și nu sunt direcționate. Prin urmare, în majoritatea cazurilor, apar numere de coordonate mari (de exemplu, 12 sau 8). Pentru lipirea metalică, există o lipsă de direcționalitate, care determină ductilitatea metalelor.
Exemple de rezolvare a problemelor
Scrieți configurațiile electronice ale următoarelor elemente: N, Si, Fe, Kr, Te, W.
Energia orbitalilor atomici crește în următoarea ordine:
Fiecare s-shell (un orbital) poate fi nu mai mult de doi electroni p-shell (trei orbital) - nu mai mult de șase, în d-shell (cinci Orbitali) - nu mai mult de 10 și f-shell (șapte orbitali) - nu mai mult de 14. În starea de bază a atomului, electronii sunt ocupați de orbitali cu cea mai mică energie. Numărul de electroni este egal cu sarcina nucleului (atomul ca întreg este neutru) și numărul de ordine al elementului. De exemplu, la atomul de azot există 7 electroni, dintre care doi sunt pe orbitali 1s, doi pe orbitali 2s, iar ceilalți trei electroni sunt pe orbitali 2p. Configurația electronică a atomului de azot:
+7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Configurații electronice ale elementelor rămase:
+14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2,
+26 Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,
+36 Cr: 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.
Care gaz inert și ioni din care elementele au aceeași configurație electronică cu o particulă care rezultă din îndepărtarea tuturor electronilor de valență de la atomul de calciu?
Electron structura atom coajă de calciu are rotunde 1s 2s 2 2 2 2p 6 3s 3p 6 4s 2. Când îndepărtați doi electroni de valență este formată din Ca2 + ion cu configurația 1s 2s 2 2p 2 6 2 Zs Sp 6. Aceeași configurație electronică sunt atom Ar și S2-ioni. Cl -. K +. Sc 3+ și altele.
Poate electronii ionului Al3 + să fie pe următoarele orbite: a) 2p; b) 1p; c) 3d?
Configurația electronică a atomului de aluminiu: 1s 2s 2 2 2 2p 6 3s 3p 1. Al 3+ ion este format prin îndepărtarea trei electroni de valență ale atomilor de aluminiu și are un gurație electronic confi 1s 2s 2 2 2p 6.
A) electronii sunt deja în orbitalii 2p;
b) în conformitate cu restricțiile impuse asupra numărului l cuantic (l = 0, 1, ... n-1), cu n = 1 nu este posibilă decât valoarea l = 0, deci 1p orbital nu există;
c) în orbitele 3D, electronii pot fi localizați dacă ionul este în stare excitată.
Sarcini pentru soluții independente
1. În schemele de valență, legătura covalentă este reprezentată de o pereche de puncte și dacă o imagine este adăugată la aceasta de către punctele tuturor electronilor externi ai fiecărui atom, atunci ele sunt numite formule punct electron. Faceți astfel de scheme și formule pentru molecule: N2. CO2. PH3. H2S04.
2. Ce atomi sau ioni se numesc donori și acceptori de electroni? Dați exemple.
3. Folosind regula lui Gund, distribuiți electronii de-a lungul orbitalilor corespunzând celei mai scăzute stări de energie, pentru atomii de elemente cu numere atomice 21, 35, 37, 73, 58.
4. Scrieți toate numerele cuantice pentru electronii atomilor de litiu, beriliu, bor, carbon, azot, oxigen, fluor, neon.
5. Starea energetică a unui electron extern al unui atom este descrisă de următoarele valori ale numerelor cuantice: n = 3, l = 0, ml = 0. Atomii ale căror elemente au un astfel de electron? Scrieți formule electronice pentru atomii acestor elemente.
6. Cum se determină numărul # 963; - și π-link-uri în mai multe linkuri? Care este numărul lor în molecule formate prin: a) doar duble legături; b) legături simple și duble?
7. Arătați ce tip de hibridizare a orbitalilor atomici ai atomului central are loc atunci când se formează CO3 2-. NH3. BCI3. BeCl2.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: