Електронна графична схема o2. Електронни формули и графични диаграми на структурата на електронните слоеве на атомите. Орбити: технически данни

Нека да разгледаме как е изграден атомът. Имайте предвид, че ще говорим изключително за модели. На практика атомите са много повече сложна структура. Но благодарение на съвременните разработки, ние сме в състояние да обясним и дори успешно да предвидим свойства (дори и не всички). И така, каква е структурата на атома? От какво е направено?

Планетарен модел на атома

За първи път е предложен от датския физик Н. Бор през 1913 г. Това е първата теория за структурата на атома, основана на научни факти. Освен това той постави основата на съвременната тематична терминология. При него електроните-частици произвеждат въртеливи движения около атома по същия принцип като планетите около Слънцето. Бор предполага, че те могат да съществуват изключително в орбити, разположени на строго определено разстояние от ядрото. Ученият не можа да обясни защо това е така от научна гледна точка, но такъв модел беше потвърден от много експерименти. Използвани са цели числа за означаване на орбити, като се започне с единица, която е номерирана най-близо до ядрото. Всички тези орбити се наричат ​​още нива. Водородният атом има само едно ниво, на което се върти един електрон. Но сложните атоми също имат нива. Те са разделени на компоненти, които комбинират електрони с подобен енергиен потенциал. И така, второто вече има две поднива - 2s и 2p. Третият вече има три - 3s, 3p и 3d. И така нататък. Първо се „заселват“ поднивата, които са по-близо до ядрото, а след това и далечните. Всеки от тях може да задържи само определен брой електрони. Но това не е краят. Всяко подниво е разделено на орбитали. Нека направим сравнение с обикновения живот. Електронният облак на атома е сравним с град. Нивата са улици. Подниво - частна къщаили апартамент. Орбитална - стая. Всеки от тях "живее" един или два електрона. Всички те имат конкретни адреси. Това беше първата схема на структурата на атома. И накрая, относно адресите на електроните: те се определят от набори от числа, които се наричат ​​„квантови“.

Вълнов модел на атома

Но с течение на времето планетарният модел беше ревизиран. Предложена е втора теория за структурата на атома. Той е по-напреднал и ви позволява да обяснявате резултатите от практически експерименти. Първият е заменен от вълновия модел на атома, предложен от Е. Шрьодингер. Тогава вече беше установено, че електронът може да се прояви не само като частица, но и като вълна. Какво направи Шрьодингер? Той прилага уравнение, което описва движението на вълна в. По този начин може да се намери не траекторията на електрона в атома, а вероятността за откриването му в определена точка. Това, което обединява двете теории е, че елементарните частици са разположени на определени нива, поднива и орбитали. Тук приликата между моделите свършва. Позволете ми да ви дам един пример: във вълновата теория орбитала е област, където електрон може да бъде открит с 95% вероятност. Останалата част от пространството представлява 5%, но в крайна сметка се оказа, че структурните особености на атомите са изобразени с помощта на вълновия модел, въпреки факта, че използваната терминология е обща.

Концепцията за вероятност в този случай

Защо е използван този термин? Хайзенберг формулира принципа на несигурността през 1927 г., който сега се използва за описание на движението на микрочастиците. Тя се основава на тяхната фундаментална разлика от обикновените физически тела. Какво е? Класическата механика приема, че човек може да наблюдава явления, без да им влияе (наблюдение на небесни тела). Въз основа на получените данни е възможно да се изчисли къде ще бъде обектът в определен момент от времето. Но в микрокосмоса нещата задължително са различни. Така например сега не е възможно да се наблюдава електрон без да му се повлияе поради факта, че енергиите на инструмента и частицата са несравними. Това води до промени в нейното местоположение на елементарната частица, състояние, посока, скорост на движение и други параметри. И няма смисъл да говорим за точни характеристики. Самият принцип на неопределеността ни казва, че е невъзможно да се изчисли точната траектория на електрона около ядрото. Можете само да посочите вероятността за намиране на частица в определена област от пространството. Това е особеността на структурата на атомите на химичните елементи. Но това трябва да се вземе предвид изключително от учените в практическите експерименти.

Атомен състав

Но нека се концентрираме върху цялата тема. И така, в допълнение към добре обмислената електронна обвивка, вторият компонент на атома е ядрото. Състои се от положително заредени протони и неутрални неутрони. Всички сме запознати с периодичната таблица. Броят на всеки елемент съответства на броя на протоните, които съдържа. Броят на неутроните е равен на разликата между масата на атома и неговия брой протони. Възможно е да има отклонения от това правило. Тогава казват, че има изотоп на елемента. Структурата на атома е такава, че е „заобиколен“ от електронна обвивка. обикновено е равен на броя на протоните. Масата на последния е приблизително 1840 пъти по-голяма от тази на първия и е приблизително равна на теглото на неутрона. Радиусът на ядрото е около 1/200 000 от диаметъра на атома. Самата тя има сферична форма. Това, най-общо, е структурата на атомите на химичните елементи. Въпреки разликата в масата и свойствата, те изглеждат приблизително еднакви.

Орбити

Когато говорим за това какво представлява диаграмата на атомната структура, човек не може да остане мълчалив за тях. И така, има следните видове:

1. с. Имат сферична форма.
2. стр. Приличат на триизмерни осмици или вретено.
3. d и f. Те имат сложна форма, която е трудно да се опише на официален език.

Електрон от всеки тип може да бъде намерен с 95% вероятност в съответната орбитала. Представената информация трябва да се третира спокойно, тъй като тя е по-скоро абстрактен математически модел, отколкото физическа реалност. Но с всичко това той има добра предсказваща сила по отношение на химичните свойства на атомите и дори молекулите. Колкото по-далеч е разположено едно ниво от ядрото, толкова повече електрони могат да бъдат поставени върху него. По този начин броят на орбиталите може да се изчисли по специална формула: x 2. Тук x е равно на броя на нивата. И тъй като до два електрона могат да бъдат поставени в орбитала, в крайна сметка формулата за тяхното числено търсене ще изглежда така: 2x 2.

Орбити: технически данни

Ако говорим за структурата на флуорния атом, той ще има три орбитали. Всички те ще бъдат запълнени. Енергията на орбиталите в едно подниво е еднаква. За да ги обозначите, добавете номера на слоя: 2s, 4p, 6d. Да се ​​върнем към разговора за структурата на флуорния атом. Ще има две s- и едно p-подниво. Той има девет протона и същия брой електрони. Първо едно s-ниво. Това са два електрона. След това второто s-ниво. Още два електрона. А 5 запълва p-нивото. Това е неговата структура. След като прочетете следващото подзаглавие, можете да го направите сами необходими действияи се уверете в това. Ако говорим за това кой флуор също принадлежи, трябва да се отбележи, че те, макар и в една и съща група, са напълно различни по своите характеристики. Така тяхната точка на кипене варира от -188 до 309 градуса по Целзий. Тогава защо бяха обединени? всички благодаря химични свойства. Всички халогени и флуорът в най-голяма степен имат най-висока окислителна способност. Те реагират с метали и могат спонтанно да се запалят при стайна температура без никакви проблеми.

Как се запълват орбитите?

По какви правила и принципи са подредени електроните? Предлагаме ви да се запознаете с трите основни, чиято формулировка е опростена за по-добро разбиране:

1. Принцип на най-малко енергия. Електроните са склонни да запълват орбиталите в ред на увеличаване на енергията.
2. Принципът на Паули. Една орбитала не може да съдържа повече от два електрона.
3. Правилото на Хунд. В рамките на едно подниво електроните първо запълват празни орбитали и едва след това образуват двойки.

Структурата на атома ще помогне за попълването му и в този случай ще стане по-разбираемо по отношение на изображението. Следователно, когато практическа работаКогато конструирате електрически схеми, трябва да го държите под ръка.

Пример

За да обобщите всичко, което беше казано в рамките на статията, можете да съставите извадка за това как електроните на атома са разпределени между техните нива, поднива и орбитали (т.е. каква е конфигурацията на нивата). Тя може да бъде изобразена като формула, енергийна диаграма или диаграма на слоевете. Тук има много добри илюстрации, които при внимателно разглеждане помагат да се разбере структурата на атома. И така, първо се попълва първото ниво. Има само едно подниво, в което има само една орбитала. Всички нива се попълват последователно, като се започне от най-малкото. Първо, в рамките на едно подниво, един електрон е поставен във всяка орбитала. След това се създават двойки. И ако има свободни, се извършва преминаване към друг предмет за пълнене. И сега можете сами да разберете каква е структурата на азотния или флуорния атом (което беше разгледано по-рано). В началото може да е малко трудно, но можете да използвате снимките, за да ви насочат. За по-голяма яснота нека разгледаме структурата на азотния атом. Той има 7 протона (заедно с неутроните, които изграждат ядрото) и същия брой електрони (които изграждат електронната обвивка). Първо се попълва първото s-ниво. Има 2 електрона. След това идва второто s-ниво. Освен това има 2 електрона. А останалите три са поставени на p-ниво, където всеки от тях заема една орбитала.

Заключение

Както можете да видите, структурата на атома не е толкова трудна тема (ако я подхождате от гледна точка на училищен курс по химия, разбира се). И разбирането на тази тема не е трудно. И накрая, бих искал да ви разкажа за някои функции. Например, говорейки за структурата на кислородния атом, знаем, че той има осем протона и 8-10 неутрона. И тъй като всичко в природата има тенденция да се балансира, два кислородни атома образуват молекула, където два несдвоени електрона образуват ковалентна връзка. Друга стабилна кислородна молекула, озон (O3), се образува по подобен начин. Познавайки структурата на кислородния атом, можете правилно да съставяте формули окислителни реакции, които включват най-често срещаното вещество на Земята.

За да изобразите правилно електронните конфигурации на атомите, трябва да отговорите на въпросите: 1. Как да определите общия брой електрони в атома? 2. Какъв е максималният брой електрони на нива и поднива? 3. Какъв е редът на запълване на поднива и орбитали? 3

Електронни конфигурации (на примера на водородния атом) 1. Схема електронна структураДиаграмата на електронната структура на атомите показва разпределението на електроните по енергийните нива 2. Електронна формула 1s 1, където s е обозначението на поднивото; 1 - брой електрони Електронни формулиатомите показват разпределението на електроните в енергийните поднива 3. Електронна графична формула Електронните графични формули на атомите показват разпределението на електроните между орбиталите и електронните завъртания 4

2. Въз основа на образеца съставете електронната формула на алуминия Редът на запълване на енергийните нива в атома. 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 1 6 Алуминият има 13 електрона. Първото подниво в атома, което трябва да бъде запълнено, е поднивото 1s. То може да има максимум 2 електрона, маркирайте ги и ги извадете от общ брой електрони. Остават 11 електрона за поставяне. Следващото подниво 2s е запълнено; то може да има 2 електрона. Остават 9 електрона за поставяне. Следващото подниво 2p е запълнено; то може да има 6 електрона. След това запълваме подниво 3s.Стигнахме подниво 3p, на него може да има максимум 6 електрона, но остава само 1, така че го поставяме. 1s = Al s2s2s 2p2p 3p - 2 = - 6 = - 2 = 9 3 1

3. Определете: В ред ли са енергийните нива? Ако нивата са наред, оставете ги така. Ако нивата не са подредени, препишете ги, като ги подредите във възходящ ред. Не. Поднивата 4s и 3d не са в ред. Трябва да ги пренапишем и подредим във възходящ ред. 7 Cr 24 1s 2 2p62p6 3s 2 4s 2 3p 6 3d 4 2s22s2 1s 2 2p62p6 3s 2 4s 2 3p 6 3d 4 2s22s2

Правила за изготвяне на електронна графична диаграма. Всяко подниво има определен брой орбитали. Всяка орбитала може да съдържа не повече от два електрона. Ако има два електрона в орбитала, тогава те трябва да имат различни завъртания (стрелките сочат в различни страни). 8 s p d f Нека започнем да изготвяме електронна графична диаграма
5. Географско пътешествие Определете в кои групи от периодичната система се намират химичните елементи, чиито електронни формули на атомите са дадени в първата колона на таблицата. Буквите, съответстващи на верните отговори, ще дадат името на държавата. 10 ЯМАЙКА Електронни формули Групи IIIIIIIVVVIVII 1s 2 2s 1 JAGLRKAO 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 VISNPDM 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 EFTZJAO 1s 2 2s 2 2p 4 GRISJK 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 KUERMIP 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ANDLOZHL

2. Строеж на ядрата и електронните обвивки на атомите

2.7. Разпределение на електроните в атома

Състоянието на електроните в атома се обозначава с помощта на специфична форма на нотация. Например за атома на хелия имаме:

Разпределението на електроните в атома се обозначава с помощта на:

а) електронни схеми, в който се отбелязва само броят на електроните във всеки слой. Например: Mg 2e, 8e, 2e; Cl 2e, 8e, 7e.

Често се използват графични електронни схеми, например за хлорния атом:

б) електронни конфигурации; в този случай се показва номерът на слоя (нивото), характерът на поднивата и броят на електроните върху тях. Например:
Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;

V) електронни графични схеми, в който орбиталите са изобразени, например, под формата на клетка, а електроните са представени със стрелки (фиг. 2.6).

Ориз. 2.6. Електронна графична диаграма за магнезиев атом

В допълнение към пълните формули за електронни конфигурации, широко се използват съкратени. В този случай частта от електронната конфигурация, съответстваща на благородния газ, е обозначена със символа на благороден газ в квадратни скоби. Например: 12 Mg3s 2, 19 K4s 1.

Има определени принципи и правила за запълване на енергийни нива и поднива с електрони:

1. Принципът на минималната обща енергия на атома, според който заселването на АД с електрони става по такъв начин, че общата енергия на атома е минимална. Експериментално е установена следната последователност на пълнене на АО:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p ... .

2. На един АО не може да има повече от два електрона, като спиновете им в този случай трябва да са антипаралелни.

3. В рамките на дадено енергийно подниво електроните запълват АО постепенно, първо един по един (първо всички празни, а след това два наведнъж), като ориентацията на всички несдвоени електрони трябва да бъде една и съща, т.е. такива

но не така

Следователно в почти всеки атом само s- и p-AO са външни (фиг. 2.7). външният електронен слой на всеки атом не може да съдържа повече от осем електрона. Външният електронен слой, съдържащ осем електрона (в случай на хелий, два) се нарича пълен.

Ориз. 2.7. Електронни графични диаграми за атоми K (a) и S (b)

Енергийните стойности на различните енергийни поднива за различни атоми не са постоянни, а зависят от заряда на ядрото Z на атома на елемента: за атоми на елементи с Z = 1–20 E 3 d > E 4 s и E 3 d > E 4 p; за атоми на елементи с Z ≥ 21 обратно: E 3 d< E 4 s и Е 3 d < E 4 p (рис. 2.8). Кроме того, чем больше Z , тем меньше различаются подуровни по энергии, а кривые, выражающие зависимость энергии подуровней от Z , пересекаются.

Ориз. 2.8. Диаграма на енергийните поднива на атоми на елементи с Z = 1–20 (a), Z ≥ 21 (b)

Електронните конфигурации на атомите (основно състояние) на K и Ca са както следва (виж фиг. 2.8):

19 K: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1,

20 Ca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Започвайки от скандий (Z = 21), 3d поднивото се запълва и 4s електрони остават във външния слой. Общата електронна формула на атомите на елементи от Sc до Zn е 3d 1−10 4s 1−2. Например:

21 Sc: 3d 1 4s 2,

25 Mn: 3d 5 4s 2,

28 Ni: 3d 8 4s 2 .

30 Zn: 3d 10 4s 2 .

За хром и мед се наблюдава пробив (потапяне) на 4s електрона до 3d подниво: Cr - 3d 5 4s 1, Cu - 3d 10 4s 1. Такъв скок от ns - към (n − 1)d подниво се наблюдава и при атоми на други елементи (Mo, Ag, Au, Pt) и се обяснява с близостта на енергиите на ns - и (n − 1)d поднива, както и стабилността на наполовина и напълно запълнени d-поднива.

По-нататък в 4-ия период, след 10 d-елемента, p-елементите следват от Ga ( 3d 10 4s 2 4p 1) до Kr ( 3d 10 4s 2 4p 6).

Образуването на d-елементни катиони е свързано със загубата на първо външни ns -, след това (n − 1)d -електрони, например:

Ti: 3d 2 4s 2 → − 2 e − Ti 2+ : 3d 2 → − 1 e − Ti 3+ : 3d 1

Mn: 3d 5 4s 2 → − 2 e − Mn 2+ : 3d 5 → − 2 e − Mn 4+ : 3d 3

Имайте предвид, че във формулите за електронни конфигурации е обичайно първо да се записват всички електрони с по-ниска стойност на n и след това да се премине към посочване на електрони с по-висока стойност на главното квантово число. Следователно редът на запълване и редът на запис на енергийните поднива за 3d елементи не съвпадат. Например в електронната формула на скандиевия атом 3d орбиталата е посочена преди 4s орбиталата, въпреки че 4s орбиталата е запълнена първа.

Възниква логичен въпрос: защо поднивото 4s се запълва по-рано в атомите на 3d елементи, въпреки че неговата енергия е по-голяма от енергията на поднивото 3d? Защо, например, атомът Sc няма електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 в основното си състояние?

Това се случва, защото съотношението на енергиите на различните електронни състояния на атома не винаги съвпада с отношението на енергиите на отделните енергийни поднива. Енергията на подниво 4s за 3d елементи е по-голяма от енергията на подниво 3d, но енергията на състоянието
3d 1 4s 2 е по-малко от енергията на състоянието 3d 3.

Това се обяснява с факта, че междуелектронното отблъскване и съответно енергията на цялото състояние за конфигурацията...3d 3 (с три електрона на едно и също енергийно подниво) е по-голяма, отколкото за конфигурацията...3d 1 4s 2 (с три електрона, разположени на различни енергийни нива).

Алгоритъм за съставяне на електронна формула на елемент:

1. Определете броя на електроните в атома с помощта на периодичната таблица на химичните елементи D.I. Менделеев.

2. Използвайки номера на периода, в който се намира елементът, определете броя на енергийните нива; броят на електроните в последното електронно ниво съответства на номера на групата.

3. Разделете нивата на поднива и орбитали и ги запълнете с електрони в съответствие с правилата за запълване на орбитали:

Трябва да се помни, че първото ниво съдържа максимум 2 електрона 1s 2, на втория - максимум 8 (две си шест R: 2s 2 2p 6), на третия - максимум 18 (две с, шест стр, и десет d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Главно квантово число нтрябва да бъде минимален.
• Първо за пълнене с-подниво, тогава р-, d- b f-поднива.
• Електроните запълват орбиталите в ред на нарастване на енергията на орбиталите (правилото на Клечковски).
• В рамките на едно подниво електроните първо заемат свободни орбитали един по един и едва след това образуват двойки (правилото на Хунд).
• Не може да има повече от два електрона в една орбитала (принцип на Паули).

Примери.

1. Нека създадем електронната формула на азота. Азотът е номер 7 в периодичната таблица.

2. Нека създадем електронната формула за аргон. Аргонът е номер 18 в периодичната таблица.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Нека създадем електронната формула на хрома. Хромът е номер 24 в периодичната таблица.

1s 2 2s 2 2т 6 3s 2 3т 6 4s 1 3г 5

Енергийна диаграма на цинка.

4. Да създадем електронната формула на цинка. Цинкът е номер 30 в периодичната таблица.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Моля, обърнете внимание, че част от електронната формула, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, е електронната формула на аргона.

Електронната формула на цинка може да бъде представена като:

Електронни конфигурации на атомите

Общият брой електрони в атома се определя от заряда на неговото ядро, т.е. протонното число. Той е равен на атомния номер на елемента. Електроните, в зависимост от тяхната енергия, се разпределят в атома на енергийни нива и поднива, всяко от които се състои от определен брой орбитали.

Разпределението на електроните се изразява с помощта на електронните формули (или електронни конфигурации) на атома. Например водородът, елемент с атомен номер 1, има електронна формула: 1H 1s1. В тази формула номерът на енергийното ниво се изписва с число, последвано от буква, указваща вида на поднивото, и накрая числото в горния десен ъгъл показва броя на електроните в това подниво.

Схематично електронната структура на атома се изобразява с помощта на електронна графична диаграма, в която орбиталите са представени като клетки, а електроните като стрелки.

Електронната графична диаграма на водородния атом е написана по следния начин:

За да изобразите правилно електронните формули, трябва да следвате няколко основни правила.

1-во правило: Разпределението на електроните в атома в основно (най-стабилно) състояние се определя от принципа на минималната енергия: основното състояние на атома съответства на възможно най-ниските енергийни нива и поднива.

Следователно електроните (в атомите на елементи от първите три периода) запълват орбиталите по реда на увеличаване на тяхната енергия:

1s→2s→2p→3s→3p

2-ро правило: Всяка орбитала може да съдържа максимум два електрона с противоположни спинове.

Така хелият 2He, до водорода, има електронна формула:

2 Не 1s2,

Тъй като първият електронен слой може да съдържа само два електрона, този слой в хелиевия атом е пълен и следователно много стабилен.

За атомите на елементи от втория период се запълва второто енергийно ниво, което може да съдържа не повече от 8 електрона. Първо, електроните запълват 2s орбиталата (за литиеви и берилиеви атоми):

Тъй като 2s орбиталата е запълнена, петият електрон на борния атом B заема една от трите 2p орбитали. Електронна формула на борния атом:

и електронната графична диаграма:

Обърнете внимание, че поднивото 2p е изобразено близо до поднивото 2s, но малко по-високо. Това подчертава неговата принадлежност към същото ниво (второ) и в същото време по-голям запас от енергия.

3-то правило. Задава реда, в който се запълват орбиталите на едно подниво. Електроните от едно подниво първо запълват орбиталите един по един (т.е. всички са празни), а ако броят на електроните е по-голям от броя на орбиталите, тогава два наведнъж. Следователно електронните формули на въглеродните и азотните атоми са:

6C 1s22s22p2 и 7N 1s22s22p3

и електронни графични схеми:

За атомите на кислород, флуор и неон броят на електроните се увеличава и те са принудени да бъдат поставени в две p-орбитали на второто енергийно ниво:

6O 1s22s22p4; 6F 1s22s22p5; 6Ne 1s22s22p6

Електронни графични диаграми на атомите на тези елементи:

Електронната конфигурация на външния слой 2s22p6 съответства на пълното му запълване и следователно е стабилна.

Третият електронен слой започва да се образува в атомите на елементи от третия период. Първо, s-поднивото на натрия и магнезия е изпълнено с електрони:

11Na 1s22s22p63s1 12Mg 1s22s22p63s2

и след това p-поднивото за алуминий, силиций, хлор и аргон:

18Ar 1s22s22p63s23p6

Електронна графична диаграма за атома на аргона:

Аргоновият атом има 8 електрона във външния си електронен слой. Следователно, той е пълен, тъй като в един атом на всеки елемент на външно енергийно ниво може да има максимум не повече от 8 електрона.

Изграждането на третия електронен слой не свършва дотук. В съответствие с формулата 2n2 той може да съдържа 18 електрона: 8 в s- и p-поднивото и 10 в d-поднивото. Това подниво ще се формира сред елементите на четвъртия период. Но първо, първите два елемента от четвъртия период - калий и калций - имат четвърти електронен слой, който се отваря с s-подниво (енергията на 4s подниво е малко по-малка от тази на 3d подниво:

19K 1s22s22p63s23p64s1 и 19Са 1s22s22p63s23p64s2

Едва след това d-поднивото на третото, вече предвъншно, енергийно ниво ще започне да се запълва с електрони. Електронна конфигурация на скандиевия атом:

21Sc 1s22s22p63s23p64s23d1,

титанов атом:

21Ti 1s22s22p63s23p64s23d2,

и т.н., до цинк. Електронната конфигурация на неговия атом е:

21Zn 1s22s22p63s23p64s23d10,

и електронната графична диаграма:

Тъй като само орбиталите на третото и четвъртото енергийно ниво на елементите от четвъртия период са запълнени с електрони, напълно запълнените нива (в този случай първото и второто) обикновено не са посочени на електронни графични диаграми. Вместо това в електронните формули се записва символът на най-близкия елемент от VIII A-група с напълно запълнени енергийни s- и p-поднива: например електронната формула на хлора е 3s23p5, цинка е 3d104s2, а антимона е 51Sb -4d105s25p3

В допълнение към електронните формули и електронните графични диаграми понякога се използват електронни диаграми на атоми, в които се посочва само броят на електроните на всяко енергийно ниво (електронен слой):

Електронната структура на атома се определя от заряда на ядрото му, който е равен на атомния номер на елемента в периодичната таблица.

Разпределението на електроните по енергийни нива, поднива и орбитали се показва с помощта на електронни формули и електронни графични диаграми, както и електронни диаграми на атоми.

Външният електронен слой на атом на всеки елемент може да съдържа не повече от 8 електрона. 3.2. Видове химични връзки

Ковалентна връзка– най-общият тип химична връзка, която възниква поради социализацията на електронна двойка чрез обменен механизъм, когато всеки от взаимодействащите атоми доставя един електрон, или донорно-акцепторен механизъм, ако една електронна двойка се прехвърля за обща употреба от един атом (донор) към друг атом (акцептор) (фиг. 3.2).

Класически пример за неполярна ковалентна връзка (разликата в електроотрицателността е нула) се наблюдава в хомонуклеарни молекули: H–H, F–F. Енергията на двуелектронна връзка с два центъра е в диапазона 200–2000 kJ∙mol –1.

Когато се образува хетероатомна ковалентна връзка, електронна двойка се измества към по-електроотрицателен атом, което прави връзката полярна. Йонността на полярна връзка като процент се изчислява чрез емпиричната зависимост 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2, където χ A и χ B са електроотрицателността на атомите A и B на АВ молекула. С изключение поляризуемостковалентната връзка има свойството насищане– способността на атома да образува толкова ковалентни връзки, колкото има енергийно достъпни атомни орбитали. За третото свойство на ковалентната връзка - фокус- ще бъдат обсъдени по-долу (вж. метод на валентната връзка).

Йонна връзка– специален случай на ковалентен, когато получената електронна двойка изцяло принадлежи на по-електроотрицателен атом, който се превръща в анион. Основата за идентифицирането на тази връзка като отделен тип е фактът, че съединения с такава връзка могат да бъдат описани в електростатично приближение, като се има предвид, че йонната връзка се дължи на привличането на положителни и отрицателни йони. Взаимодействието на йони с противоположен знак не зависи от посоката, а силите на Кулон нямат свойството на насищане. Следователно всеки йон в йонно съединение привлича такъв брой йони с противоположен знак, че се образува кристална решетка от йонен тип. В йонния кристал няма молекули. Всеки йон е заобиколен от определен брой йони с различен знак (координационното число на йона). Йонните двойки могат да съществуват в газообразно състояние като полярни молекули. В газообразно състояние NaCl има диполен момент от ~3∙10 –29 C∙m, което съответства на изместване от 0,8 електронен заряд на дължина на връзката от 0,236 nm от Na към Cl, т.е. Na 0,8+ Cl 0,8– .

Металната връзка възниква в резултат на частична делокализация на валентни електрони, които се движат доста свободно в металната решетка, електростатично взаимодействайки с положително заредени йони. Силите на свързване не са локализирани или насочени, а делокализираните електрони причиняват висока топлинна и електрическа проводимост.

Водородна връзка. Образуването му се дължи на факта, че в резултат на силно изместване на електронна двойка към електроотрицателен атом, водороден атом, който има ефективен положителен заряд, може да взаимодейства с друг електроотрицателен атом (F, O, N, по-малко често Cl, Br, S). Енергията на такова електростатично взаимодействие е 20–100 kJ∙mol –1. Водородните връзки могат да бъдат вътрешно- и междумолекулни. Интрамолекулна водородна връзка се образува, например, в ацетилацетон и е придружена от затваряне на пръстена (фиг. 3.3).

Молекули карбоксилни киселинив неполярни разтворители те се димеризират поради две междумолекулни водородни връзки (фиг. 3.4).

Водородната връзка играе изключително важна роля в биологичните макромолекули, като неорганични съединения като H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Поради водородните връзки водата се характеризира с толкова високи температури на топене и кипене в сравнение с H 2 E (E = S, Se, Te). Ако нямаше водородни връзки, тогава водата щеше да се стопи при –100 °C и да кипи при –80 °C.

Ван дер Ваалсово (междумолекулно) свързване– най-универсалният вид междумолекулна връзка, поради дисперсионни сили(индуциран дипол – индуциран дипол), индукциявзаимодействие (постоянен дипол – индуциран дипол) и ориентационенвзаимодействие (постоянен дипол – постоянен дипол). Енергията на ван дер Ваалсовата връзка е по-малка от тази на водородната връзка и възлиза на 2–20 kJ∙mol –1.

Химично свързване в твърди вещества. Свойствата на твърдите тела се определят от природата на частиците, заемащи местата на кристалната решетка и вида на взаимодействието между тях.

Твърдите аргон и метан образуват съответно атомни и молекулярни кристали. Тъй като силите между атомите и молекулите в тези решетки са от слаб ван дер ваалсов тип, такива вещества се топят при сравнително ниски температури. Повечето вещества, които са в течно и газообразно състояние при стайна температура, образуват молекулни кристали при ниски температури.

Точките на топене на йонните кристали са по-високи от тези на атомните и молекулярните кристали, тъй като електростатичните сили, действащи между йони, далеч надвишават слабите сили на Ван дер Ваалс. Йонните съединения са по-твърди и по-крехки. Такива кристали се образуват от елементи с много различна електроотрицателност (например халогениди на алкални метали). Йонните кристали, съдържащи многоатомни йони, имат по-ниски точки на топене; така че за NaCl t pl. = 801 °C, и за NaNO 3 t pl = 306.5 °C.

В ковалентните кристали решетката е изградена от атоми, свързани с ковалентна връзка, така че тези кристали имат висока твърдост, точка на топене и ниска топлинна и електрическа проводимост.

Кристалните решетки, образувани от метали, се наричат ​​метални. Местата на такива решетки съдържат положителни метални йони, а междинните пространства съдържат валентни електрони (електронен газ).

Сред металите d-елементите имат най-висока точка на топене, което се обяснява с наличието в кристалите на тези елементи на ковалентна връзка, образувана от несдвоени d-електрони, в допълнение към металната връзка, образувана от s-електрони.

Метод на валентната връзка(MVS)иначе наречена теория на локализираните електронни двойки, тъй като методът се основава на предположението, че химическата връзка между два атома се осъществява с помощта на една или повече електронни двойки, които са локализирани предимно между тях. За разлика от MMO, в която най-простата химична връзка може да бъде дву- или многоцентрова, в MBC тя винаги е двуелектронна и задължително двуцентрова. Броят на елементарните химични връзки, които един атом или йон може да образува, е равен на неговата валентност. Точно както при MMO, валентните електрони участват в образуването на химична връзка. Вълновата функция, която описва състоянието на електроните, образуващи връзка, се нарича локализирана орбитала (LO).

Имайте предвид, че електроните, описани от LO, в съответствие с принципа Паулитрябва да има противоположно насочени спинове, тоест в MBC всички спинове са сдвоени и всички молекули трябва да са диамагнитни. Следователно, MMS фундаментално не може да обясни магнитните свойства на молекулите.

Принципът на локализираните връзки обаче има редица важни предимства, едно от които е неговата изключителна видимост. MBC прогнозира доста добре, например, валентните способности на атомите и геометрията на получената молекула. Последното обстоятелство е свързано с така наречената хибридизация на АО. Той беше въведен, за да обясни факта, че двуелектронните двуцентрови химични връзки, образувани от АО в различни енергийни състояния, имат една и съща енергия. Така Be*(2s 1 1p 1), B*(2s 1 2p 2), C*(2s 1 2p 3) образуват две, три и четири връзки, съответно, поради s- и p-орбиталите, и следователно един от тях трябва да е по-силен от другите. Опитът обаче показва, че в BeH 2, BCl 3, CH 4 всички връзки са еквивалентни. За BeH 2 ъгълът на свързване е 180°, за BCl 3 е 120°, а за CH 4 е 109°28".

Според концепцията за хибридизацията химичните връзки се образуват от смесени - хибридни орбитали (HO), които са линейна комбинация от AO на даден атом (s- и p-AO Be, B, C), имат еднаква енергия и форма, определена ориентация в пространството (симетрия). Така s- и p-орбиталите пораждат два sp-GO, разположени под ъгъл от 180° един спрямо друг.

В молекулата CH 4 хибридни орбитали на четири въглеродни AO (един s и три p) се наричат ​​sp 3 орбитали; те са напълно еквивалентни по енергия и пространствено насочени към върховете на тетраедъра.

По този начин, когато един атом образува няколко връзки и неговите валентни електрони принадлежат към различни орбитали (s и p; s, p и d), за да се обясни геометрията на молекулите в MBC, е необходимо да се позове на теорията за хибридизацията на атомните орбитали . Основните положения на теорията са както следва:

Въвеждането на хибридни орбитали служи за описание на насочени локализирани връзки. Хибридните орбитали осигуряват максимално припокриване на АО в посока на локализирани σ връзки.

Броят на хибридните орбитали е равен на броя на АО, участващи в хибридизацията.

Валентните АО, които са близки по енергия, се хибридизират, независимо дали са напълно запълнени, наполовина запълнени или празни в атома.

АО, които имат общи характеристики на симетрия, участват в хибридизацията.

Според табл. 3.3 хибридни орбитали дават молекули с ъгли от 180°, 120°, 109°28", 90°. Това са правилни геометрични фигури. Такива молекули се образуват, когато всички периферни атоми в многоелектронна молекула (или йон) са еднакви и техният брой съвпада с броя на хибридните орбитали. Въпреки това, ако броят на хибридните орбитали е по-голям от броя на свързаните атоми, тогава някои от хибридните орбитали са заети от електронни двойки, които не участват в образуването на връзка - необвързващиили несподеленелектронни двойки.

H–Be–H, HC≡CH

H2C=CH2, C6H6, BCI3

CH 4, CCl 4, H 3 C–CH 3

д 2 sp 3 или sp 3 д 2

Като пример, разгледайте молекулите NH 3 и H 2 O. Азотните и кислородните атоми са склонни към sp 3 хибридизация. В азота на sp 3 -GO, в допълнение към три свързващи двойки електрони, образуващи връзка с три водородни атома, остава една несвързваща двойка. Това е, което, заемайки един sp 3 -GO, изкривява ъгъла на връзката H–N–H до 107,3°. В молекулата на H 2 O има две такива несвързани двойки, а ъгълът H–O–H е 104,5 ° (фиг. 3.17).

Електроните на свързващите и несвързващите двойки взаимодействат помежду си по различен начин. Колкото по-силно е междуелектронното отблъскване, толкова по-голяма е условната повърхност на сферата, заета от електронната двойка. За качествено обяснение на експериментални факти обикновено се смята, че несвързващите двойки заемат по-голям обем от свързващите, а обемът на свързващите двойки е по-малък, колкото по-голяма е електроотрицателността на периферните атоми (метод Гилеспи).

Физични свойства на металите.

Плътност.Това е една от най-важните характеристики на металите и сплавите. Според тяхната плътност металите се делят на следните групи:

бели дробове(плътност не повече от 5 g/cm 3) - магнезий, алуминий, титан и др.:

тежък- (плътност от 5 до 10 g/cm 3) - желязо, никел, мед, цинк, калай и др. (това е най-обширната група);

много тежко(плътност над 10 g/cm3) - молибден, волфрам, злато, олово и др.

Таблица 2 показва стойностите на плътността на металите. (Тази и следващите таблици характеризират свойствата на онези метали, които формират основата на сплавите за художествено леене).

Таблица 2. Плътност на метала.

Температура на топене.В зависимост от точката на топене металът се разделя на следните групи:

стопим(точка на топене не надвишава 600 o C) - цинк, калай, олово, бисмут и др.;

средно топим(от 600 o C до 1600 o C) - те включват почти половината от металите, включително магнезий, алуминий, желязо, никел, мед, злато;

огнеупорен(повече от 1600 o C) - волфрам, молибден, титан, хром и др.

Живакът е течност.

При изработката на художествени отливки температурата на топене на метала или сплавта определя избора на топилна единица и огнеупорен формовъчен материал. Когато добавките се въвеждат в метал, точката на топене, като правило, намалява.

Таблица 3. Точки на топене и кипене на метали.

Специфична топлина. Това е количеството енергия, необходимо за повишаване на температурата на единица маса с един градус. Специфичният топлинен капацитет намалява с увеличаване на атомния номер на даден елемент в периодичната таблица. Зависимостта на специфичния топлинен капацитет на елемент в твърдо състояние от атомната маса се описва приблизително от закона на Дюлонг и Пети:

м а ° С м = 6.

Където, м а- атомна маса; ° С м- специфичен топлинен капацитет (J/kg * o C).

Таблица 4 показва специфичния топлинен капацитет на някои метали.

Таблица 4. Специфичен топлинен капацитет на металите.

У дома » Инвестиции » Електронна графична схема o2. Електронни формули и графични диаграми на структурата на електронните слоеве на атомите. Орбити: технически данни