Circuito gráfico electrónico o2. Fórmulas electrónicas y diagramas gráficos de la estructura de capas electrónicas de átomos. Órbitas: datos técnicos

Veamos cómo se construye un átomo. Ten en cuenta que hablaremos exclusivamente de modelos. En la práctica, los átomos son mucho más Estructura compleja. Pero gracias a los avances modernos, podemos explicar e incluso predecir con éxito propiedades (aunque no todas). Entonces ¿cuál es la estructura de un átomo? ¿De qué está hecho?

Modelo planetario del átomo.

Fue propuesto por primera vez por el físico danés N. Bohr en 1913. Esta es la primera teoría de la estructura atómica basada en hechos científicos. Además, sentó las bases para la terminología temática moderna. En él, las partículas de electrones producen movimientos de rotación alrededor del átomo según el mismo principio que los planetas alrededor del Sol. Bohr sugirió que podrían existir exclusivamente en órbitas ubicadas a una distancia estrictamente definida del núcleo. El científico no pudo explicar por qué esto fue así, desde un punto de vista científico, pero este modelo fue confirmado por muchos experimentos. Se utilizaron números enteros para designar órbitas, comenzando con uno, que se numeraba más cerca del núcleo. Todas estas órbitas también se llaman niveles. El átomo de hidrógeno tiene un solo nivel, en el que gira un electrón. Pero los átomos complejos también tienen niveles. Se dividen en componentes que combinan electrones con potencial energético similar. Entonces, el segundo ya tiene dos subniveles: 2s y 2p. El tercero ya tiene tres: 3s, 3p y 3d. Etcétera. Primero, se “poblan” los subniveles más cercanos al núcleo y luego los distantes. Cada uno de ellos sólo puede contener una determinada cantidad de electrones. Pero, este no es el final. Cada subnivel se divide en orbitales. Hagamos una comparación con la vida ordinaria. La nube de electrones de un átomo es comparable a una ciudad. Los niveles son calles. Subnivel - una casa privada o un apartamento. Orbital - habitación. En cada uno de ellos “viven” uno o dos electrones. Todos tienen direcciones específicas. Este fue el primer diagrama de la estructura del átomo. Y, por último, sobre las direcciones de los electrones: están determinadas por conjuntos de números que se denominan “cuánticos”.

Modelo ondulatorio del átomo.

Pero con el tiempo, el modelo planetario fue revisado. Se propuso una segunda teoría de la estructura atómica. Es más avanzado y permite explicar los resultados de experimentos prácticos. El primero fue reemplazado por el modelo ondulatorio del átomo, propuesto por E. Schrödinger. Entonces ya quedó establecido que un electrón puede manifestarse no solo como partícula, sino también como onda. ¿Qué hizo Schrödinger? Aplicó una ecuación que describe el movimiento de una onda en Por lo tanto, no se puede encontrar la trayectoria de un electrón en un átomo, sino la probabilidad de su detección en un punto determinado. Lo que une a ambas teorías es que las partículas elementales se ubican en niveles, subniveles y orbitales específicos. Aquí termina la similitud entre los modelos. Déjame darte un ejemplo: en la teoría ondulatoria, un orbital es una región donde se puede encontrar un electrón con un 95% de probabilidad. El resto del espacio ocupa el 5%, pero al final resultó que las características estructurales de los átomos se representan mediante el modelo ondulatorio, a pesar de que la terminología utilizada es común.

El concepto de probabilidad en este caso.

¿Por qué se utilizó este término? Heisenberg formuló el principio de incertidumbre en 1927, que ahora se utiliza para describir el movimiento de las micropartículas. Se basa en su diferencia fundamental con los cuerpos físicos ordinarios. ¿Qué es? La mecánica clásica suponía que una persona podía observar los fenómenos sin influir en ellos (observación de los cuerpos celestes). A partir de los datos obtenidos, es posible calcular dónde estará el objeto en un momento determinado. Pero en el microcosmos las cosas son necesariamente diferentes. Así, por ejemplo, ahora no es posible observar un electrón sin influir en él debido a que las energías del instrumento y de la partícula son incomparables. Esto conduce a cambios en la ubicación de la partícula elemental, estado, dirección, velocidad de movimiento y otros parámetros. Y no tiene sentido hablar de características exactas. El propio principio de incertidumbre nos dice que es imposible calcular la trayectoria exacta de un electrón alrededor del núcleo. Sólo se puede indicar la probabilidad de encontrar una partícula en una determinada zona del espacio. Ésta es la peculiaridad de la estructura de los átomos de los elementos químicos. Pero esto debería ser tenido en cuenta exclusivamente por los científicos en experimentos prácticos.

composición atómica

Pero concentrémonos en todo el tema. Entonces, además de la bien formada capa de electrones, el segundo componente del átomo es el núcleo. Está formado por protones cargados positivamente y neutrones neutros. Todos conocemos la tabla periódica. El número de cada elemento corresponde al número de protones que contiene. El número de neutrones es igual a la diferencia entre la masa de un átomo y su número de protones. Puede haber desviaciones de esta regla. Luego dicen que está presente un isótopo del elemento. La estructura de un átomo es tal que está "rodeado" por una capa de electrones. normalmente es igual al número de protones. La masa de este último es aproximadamente 1840 veces mayor que la del primero y aproximadamente igual al peso del neutrón. El radio del núcleo es aproximadamente 1/200.000 del diámetro del átomo. Él mismo tiene una forma esférica. Ésta, en general, es la estructura de los átomos de los elementos químicos. A pesar de la diferencia en masa y propiedades, parecen aproximadamente iguales.

Órbitas

Cuando se habla de qué es un diagrama de estructura atómica, no se puede permanecer en silencio al respecto. Entonces, existen estos tipos:

1. s. Tienen forma esférica.
2. pag. Parecen ochos tridimensionales o un huso.
3. d y f. Tienen una forma compleja que es difícil de describir en lenguaje formal.

Un electrón de cada tipo se puede encontrar con un 95% de probabilidad en el orbital correspondiente. La información presentada debe ser tratada con calma, ya que se trata más de un modelo matemático abstracto que de una realidad física. Pero con todo esto, tiene un buen poder predictivo respecto a las propiedades químicas de los átomos e incluso de las moléculas. Cuanto más lejos esté un nivel del núcleo, más electrones se podrán colocar en él. Por tanto, el número de orbitales se puede calcular mediante una fórmula especial: x 2. Aquí x es igual al número de niveles. Y como en un orbital se pueden colocar hasta dos electrones, en última instancia la fórmula para su búsqueda numérica será la siguiente: 2x 2.

Órbitas: datos técnicos

Si hablamos de la estructura del átomo de flúor, este tendrá tres orbitales. Todos estarán llenos. La energía de los orbitales dentro de un subnivel es la misma. Para designarlos, agregue el número de capa: 2s, 4p, 6d. Volvamos a la conversación sobre la estructura del átomo de flúor. Tendrá dos subniveles s y uno p. Tiene nueve protones y la misma cantidad de electrones. El primero nivel s. Son dos electrones. Luego el segundo nivel s. Dos electrones más. Y 5 llena el nivel p. Esta es su estructura. Después de leer el siguiente subtítulo, puedes hacerlo tú mismo. acciones necesarias y asegúrate de ello. Si hablamos de a qué flúor pertenece también, cabe destacar que, aunque pertenecen al mismo grupo, son completamente diferentes en sus características. Así, su punto de ebullición oscila entre -188 y 309 grados centígrados. Entonces ¿por qué estaban unidos? Todo gracias propiedades químicas. Todos los halógenos, y en mayor medida el flúor, tienen la mayor capacidad oxidante. Reaccionan con los metales y pueden encenderse espontáneamente a temperatura ambiente sin problemas.

¿Cómo se llenan las órbitas?

¿Según qué reglas y principios se organizan los electrones? Le sugerimos que se familiarice con los tres principales, cuya redacción se ha simplificado para una mejor comprensión:

1. Principio de mínima energía. Los electrones tienden a llenar orbitales en orden creciente de energía.
2. El principio de Pauli. Un orbital no puede contener más de dos electrones.
3. La regla de Hund. Dentro de un subnivel, los electrones primero llenan orbitales vacíos y solo luego forman pares.

La estructura del átomo ayudará a completarlo y en este caso será más comprensible en términos de imagen. Por lo tanto, cuando trabajo practico Al construir diagramas de circuitos, es necesario tenerlos a mano.

Ejemplo

Para resumir todo lo dicho en el marco del artículo, se puede hacer una muestra de cómo se distribuyen los electrones de un átomo entre sus niveles, subniveles y orbitales (es decir, cuál es la configuración de niveles). Puede representarse como una fórmula, un diagrama de energía o un diagrama de capas. Aquí hay muy buenas ilustraciones que, tras un examen cuidadoso, ayudan a comprender la estructura del átomo. Entonces, el primer nivel se completa primero. Tiene un solo subnivel, en el que solo hay un orbital. Todos los niveles se llenan secuencialmente, comenzando por el más pequeño. Primero, dentro de un subnivel, se coloca un electrón en cada orbital. Luego se crean parejas. Y si hay libres, se cambia a otro tema de llenado. Y ahora puedes descubrir por ti mismo cuál es la estructura del átomo de nitrógeno o flúor (que se consideró anteriormente). Puede que al principio te resulte un poco difícil, pero puedes utilizar las imágenes como guía. Para mayor claridad, veamos la estructura del átomo de nitrógeno. Tiene 7 protones (junto con los neutrones que forman el núcleo) y la misma cantidad de electrones (que forman la capa de electrones). El primer nivel s se completa primero. Tiene 2 electrones. Luego viene el segundo nivel s. También tiene 2 electrones. Y los otros tres se sitúan en el nivel p, donde cada uno de ellos ocupa un orbital.

Conclusión

Como puede ver, la estructura del átomo no es un tema tan difícil (si lo aborda desde la perspectiva de un curso escolar de química, por supuesto). Y entender este tema no es difícil. Finalmente, me gustaría hablarles sobre algunas características. Por ejemplo, hablando de la estructura del átomo de oxígeno, sabemos que tiene ocho protones y entre 8 y 10 neutrones. Y como en la naturaleza todo tiende a equilibrarse, dos átomos de oxígeno forman una molécula, donde dos electrones desapareados forman un enlace covalente. Otra molécula de oxígeno estable, el ozono (O3), se forma de forma similar. Conociendo la estructura del átomo de oxígeno, podrás componer fórmulas correctamente. reacciones oxidativas, que involucran la sustancia más común en la Tierra.

Para representar correctamente las configuraciones electrónicas de los átomos, es necesario responder las preguntas: 1. ¿Cómo determinar el número total de electrones en un átomo? 2. ¿Cuál es el número máximo de electrones en niveles y subniveles? 3. ¿Cuál es el orden de llenado de subniveles y orbitales? 3

Configuraciones electrónicas (usando el ejemplo del átomo de hidrógeno) 1. Esquema estructura electronica El diagrama de la estructura electrónica de los átomos muestra la distribución de electrones en los niveles de energía 2. Fórmula electrónica 1s 1, donde s es la designación del subnivel; 1 - número de electrones Fórmulas electrónicas Los átomos muestran la distribución de electrones en los subniveles de energía 3. Fórmula gráfica de electrones Las fórmulas gráficas de electrones de los átomos muestran la distribución de electrones entre orbitales y espines de electrones 4

2. Basándose en la muestra, componga la fórmula electrónica del aluminio: el orden de llenado de los niveles de energía en el átomo. 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 1 6 El aluminio tiene 13 electrones. El primer subnivel en un átomo a llenar es el subnivel 1s. Puede tener un máximo de 2 electrones, márcalos y restalos del número total de electrones. Quedan 11 electrones por colocar. El siguiente subnivel 2s está lleno; puede tener 2 electrones. Quedan 9 electrones por colocar. El siguiente subnivel 2p está lleno; puede tener 6 electrones. A continuación llenamos el subnivel 3s, llegamos al subnivel 3p, en él puede haber un máximo de 6 electrones, pero solo queda 1, así que lo colocamos. 1s = Al s2s2s 2p2p 3p - 2 = - 6 = - 2 = 9 3 1

3. Determine: ¿Están en orden los niveles de energía? Si los niveles están en orden, déjalos así. Si los niveles no están en orden, vuelva a escribirlos, organizándolos en orden ascendente. No. Los subniveles 4s y 3d están fuera de servicio. Necesitamos reescribirlos y organizarlos en orden ascendente. 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

Reglas para elaborar un diagrama gráfico de electrones. Cada subnivel tiene un cierto número de orbitales. Cada orbital no puede contener más de dos electrones. Si hay dos electrones en un orbital, entonces deben tener espines diferentes (las flechas apuntan hacia lados diferentes). 8 s p d f Empecemos a elaborar un diagrama gráfico electrónico.
5. Viaje geográfico Determine en qué grupos de la tabla periódica se encuentran los elementos químicos, cuyas fórmulas electrónicas de los átomos se dan en la primera columna de la tabla. Las letras correspondientes a las respuestas correctas darán el nombre del país. 10 JAMAICA Fórmulas electrónicas Grupos 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. Estructura de los núcleos y capas electrónicas de los átomos.

2.7. Distribución de electrones en un átomo.

El estado de los electrones en un átomo se indica mediante una forma específica de notación. Por ejemplo, para el átomo de helio tenemos:

La distribución de electrones en un átomo se indica mediante:

A) circuitos electrónicos, en el que sólo se anota el número de electrones en cada capa. Por ejemplo: Mg 2e, 8e, 2e; Cl 2e, 8e, 7e.

A menudo se utilizan circuitos electrónicos gráficos, por ejemplo, para el átomo de cloro:

b) configuraciones electrónicas; en este caso, se muestra el número de capa (nivel), la naturaleza de los subniveles y el número de electrones en ellos. Por ejemplo:
mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;

V) circuitos gráficos electrónicos, en el que los orbitales se representan, por ejemplo, en forma de jaula y los electrones, mediante flechas (figura 2.6).

Arroz. 2.6. Diagrama gráfico electrónico de un átomo de magnesio.

Además de las fórmulas completas para configuraciones electrónicas, se utilizan ampliamente fórmulas abreviadas. En este caso, la porción de la configuración electrónica correspondiente al gas noble se indica mediante el símbolo del gas noble entre corchetes. Por ejemplo: 12 Mg3s 2, 19 K4s 1.

Existen ciertos principios y reglas para llenar niveles y subniveles de energía con electrones:

1. El principio de la energía total mínima de un átomo, según el cual la población del JSC con electrones se produce de tal manera que la energía total del átomo es mínima. Se estableció experimentalmente la siguiente secuencia de llenado del AO:

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

2. No puede haber más de dos electrones en un AO y sus espines en este caso deben ser antiparalelos.

3. Dentro de un subnivel de energía determinado, los electrones llenan el AO gradualmente, primero uno a la vez (primero todos los vacíos y luego dos a la vez), y la orientación de todos los electrones desapareados debe ser la misma, es decir, semejante

pero no así

En casi cualquier átomo, solo los s- y p-AO son externos (figura 2.7), por lo tanto La capa electrónica externa de cualquier átomo no puede contener más de ocho electrones.. La capa electrónica externa, que contiene ocho electrones (en el caso del helio, dos), se llama completa.

Arroz. 2.7. Diagramas gráficos electrónicos para los átomos K (a) y S (b)

Los valores de energía de diferentes subniveles de energía para diferentes átomos no son constantes, sino que dependen de la carga del núcleo Z del átomo del elemento: para átomos de elementos con Z = 1–20 E 3 d > E 4 s y E 3 d > E4p; para átomos de elementos con Z ≥ 21 viceversa: 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.

Arroz. 2.8. Diagrama de subniveles de energía de átomos de elementos con Z = 1–20 (a), Z ≥ 21 (b)

Las configuraciones electrónicas de los átomos (estado fundamental) de K y Ca son las siguientes (ver figura 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 .

A partir del escandio (Z = 21), el subnivel 3d se llena y quedan 4s electrones en la capa exterior. La fórmula electrónica general de los átomos de elementos desde Sc hasta Zn es 3d 1−10 4s 1−2. Por ejemplo:

21 Pb: 3d 1 4s 2,

25 minutos: 3d 5 4s 2,

28 Ni: 3d 8 4s 2 .

30 Zn: 3d 10 4s 2 .

Para el cromo y el cobre, se observa una ruptura (caída) del electrón 4s al subnivel 3d: Cr - 3d 5 4s 1, Cu - 3d 10 4s 1. Este salto del subnivel ns - al (n − 1)d también se observa en átomos de otros elementos (Mo, Ag, Au, Pt) y se explica por la proximidad de las energías de ns - y (n − 1)d subniveles, así como la estabilidad de los subniveles d medio llenos y completamente llenos.

Más adelante en el cuarto período, después de 10 elementos d, los elementos p siguen desde Ga ( 3d 10 4s 2 4p 1) hasta Kr ( 3d 10 4s 2 4p 6).

La formación de cationes del elemento d está asociada con la pérdida de los primeros electrones ns - externos y luego (n − 1)d -, por ejemplo:

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

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

Tenga en cuenta que en las fórmulas para configuraciones electrónicas se acostumbra escribir primero todos los electrones con un valor más bajo de n y luego pasar a indicar los electrones con un valor más alto del número cuántico principal. Por lo tanto, el orden de llenado y el orden de registro de los subniveles de energía para elementos 3D no coinciden. Por ejemplo, en la fórmula electrónica del átomo de escandio, el orbital 3d se indica antes que el orbital 4s, aunque el orbital 4s se llena primero.

Surge una pregunta lógica: ¿por qué el subnivel 4s se llena antes en los átomos de los elementos 3d, aunque su energía es mayor que la energía del subnivel 3d? ¿Por qué, por ejemplo, el átomo de Sc no tiene la configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 en su estado fundamental?

Esto sucede porque la proporción de energías de varios estados electrónicos de un átomo no siempre coincide con la proporción de energías de los subniveles de energía individuales. La energía del subnivel 4s para elementos 3d es mayor que la energía del subnivel 3d, pero la energía del estado
3d 1 4s 2 es menor que la energía del estado 3d 3.

Esto se explica por el hecho de que la repulsión entre electrones y, en consecuencia, la energía de todo el estado para la configuración...3d 3 (con tres electrones en el mismo subnivel de energía) es mayor que para la configuración...3d 1 4s 2 (con tres electrones, ubicados en diferentes niveles de energía).

Algoritmo para componer la fórmula electrónica de un elemento:

1. Determine la cantidad de electrones en un átomo usando la Tabla periódica de elementos químicos D.I. Mendeleev.

2. Utilizando el número del período en el que se encuentra el elemento, determine el número de niveles de energía; el número de electrones en el último nivel electrónico corresponde al número del grupo.

3. Divida los niveles en subniveles y orbitales y llénelos con electrones de acuerdo con las reglas para llenar orbitales:

Hay que recordar que el primer nivel contiene un máximo de 2 electrones. 1s 2, en el segundo - un máximo de 8 (dos s y seis R: 2s 2 2p 6), en el tercero - un máximo de 18 (dos s, seis pag y diez d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Número cuántico principal norte debe ser mínimo.
• primero en llenar s- subnivel, entonces р-, re- segundo f- subniveles.
• Los electrones llenan los orbitales en orden creciente de energía de los orbitales (regla de Klechkovsky).
• Dentro de un subnivel, los electrones primero ocupan orbitales libres uno por uno y sólo después forman pares (regla de Hund).
• No puede haber más de dos electrones en un orbital (principio de Pauli).

Ejemplos.

1. Creemos la fórmula electrónica del nitrógeno. El nitrógeno es el número 7 en la tabla periódica.

2. Creemos la fórmula electrónica del argón. El argón es el número 18 en la tabla periódica.

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

3. Creemos la fórmula electrónica del cromo. El cromo es el número 24 en la tabla periódica.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Diagrama energético del zinc.

4. Creemos la fórmula electrónica del zinc. El zinc es el número 30 en la tabla periódica.

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

Tenga en cuenta que parte de la fórmula electrónica, a saber, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, es la fórmula electrónica del argón.

La fórmula electrónica del zinc se puede representar como:

Configuraciones electrónicas de átomos.

El número total de electrones en un átomo está determinado por la carga de su núcleo, es decir, el número de protones. Es igual al número atómico del elemento. Los electrones, dependiendo de su energía, se distribuyen en el átomo en niveles y subniveles de energía, cada uno de los cuales consta de un cierto número de orbitales.

La distribución de electrones se expresa utilizando las fórmulas electrónicas (o configuraciones electrónicas) del átomo. Por ejemplo, el hidrógeno, elemento con número atómico 1, tiene una fórmula electrónica: 1H 1s1. En esta fórmula, el número del nivel de energía se escribe con un número, seguido de una letra que indica el tipo de subnivel, y finalmente, el número en la parte superior derecha indica la cantidad de electrones que hay en ese subnivel.

Esquemáticamente, la estructura electrónica de un átomo se representa mediante un diagrama gráfico de electrones, en el que los orbitales se representan como células y los electrones como flechas.

El diagrama gráfico electrónico del átomo de hidrógeno se escribe de la siguiente manera:

Para representar correctamente fórmulas electrónicas, se deben seguir varias reglas básicas.

Primera regla: La distribución de electrones en un átomo en el estado fundamental (más estable) está determinada por el principio de energía mínima: el estado fundamental del átomo corresponde a los niveles y subniveles de energía más bajos posibles.

Por tanto, los electrones (en átomos de elementos de los tres primeros períodos) llenan los orbitales en orden de aumento de energía:

1s→2s→2p→3s→3p

Segunda regla: Cada orbital puede contener un máximo de dos electrones, con espines opuestos.

Así, el helio 2He, junto al hidrógeno, tiene la fórmula electrónica:

2No 1s2,

Dado que la primera capa de electrones sólo puede contener dos electrones, esta capa en el átomo de helio está completa y, por lo tanto, es muy estable.

Para los átomos de los elementos del segundo período, se llena el segundo nivel de energía, que no puede contener más de 8 electrones. Primero, los electrones llenan el orbital 2s (para los átomos de litio y berilio):

Como el orbital 2s está lleno, el quinto electrón del átomo de boro B ocupa uno de los tres orbitales 2p. Fórmula electrónica del átomo de boro:

y el diagrama gráfico electrónico:

Tenga en cuenta que el subnivel 2p se representa cerca del subnivel 2s, pero ligeramente más alto. Esto enfatiza su pertenencia al mismo nivel (segundo) y al mismo tiempo un mayor aporte de energía.

3ra regla. Establece el orden en que se llenan los orbitales de un subnivel. Los electrones de un subnivel primero llenan los orbitales uno por uno (es decir, todos vacíos), y si el número de electrones es mayor que el número de orbitales, entonces dos a la vez. Por tanto, las fórmulas electrónicas de los átomos de carbono y nitrógeno son:

6C 1s22s22p2 y 7N 1s22s22p3

y circuitos gráficos electrónicos:

Para los átomos de oxígeno, flúor y neón, el número de electrones aumenta y se ven obligados a ubicarse en dos orbitales p del segundo nivel de energía:

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

Diagramas gráficos electrónicos de los átomos de estos elementos:

La configuración electrónica de la capa exterior 2s22p6 corresponde a su llenado completo y, por tanto, es estable.

La tercera capa de electrones comienza a formarse en los átomos de los elementos del tercer período. Primero, el subnivel s de sodio y magnesio se llena de electrones:

11Na 1s22s22p63s1 12Mg 1s22s22p63s2

y luego el subnivel p para aluminio, silicio, cloro y argón:

18Ar 1s22s22p63s23p6

Diagrama gráfico electrónico del átomo de argón:

Un átomo de argón tiene 8 electrones en su capa electrónica externa. En consecuencia, es completo, ya que en un átomo de cualquier elemento en el nivel de energía exterior no puede haber más de 8 electrones.

La construcción de la tercera capa electrónica no termina ahí. Según la fórmula 2n2, puede contener 18 electrones: 8 en los subniveles s y p y 10 en el subnivel d. Este subnivel se formará entre los elementos del cuarto período. Pero primero, los dos primeros elementos del cuarto período, potasio y calcio, tienen una cuarta capa electrónica, que se abre con el subnivel s (la energía del subnivel 4s es ligeramente menor que la del subnivel 3d:

19K 1s22s22p63s23p64s1 y 19Са 1s22s22p63s23p64s2

Sólo después de esto el subnivel d del tercer nivel de energía, ahora preexterno, comenzará a llenarse de electrones. Configuración electrónica del átomo de escandio:

21Sc 1s22s22p63s23p64s23d1,

átomo de titanio:

21Ti 1s22s22p63s23p64s23d2,

etc., hasta el zinc. La configuración electrónica de su átomo es:

21Zn 1s22s22p63s23p64s23d10,

y el diagrama gráfico electrónico:

Dado que solo los orbitales del tercer y cuarto nivel de energía de los elementos del cuarto período están llenos de electrones, los niveles completamente llenos (en este caso, el primero y el segundo) generalmente no se indican en los diagramas gráficos de electrones. En cambio, en las fórmulas electrónicas se escribe el símbolo del grupo A del elemento VIII más cercano con los subniveles s y p de energía completamente llenos: por ejemplo, la fórmula electrónica del cloro es 3s23p5, el zinc es 3d104s2 y el antimonio es 51Sb -4d105s25p3.

Además de las fórmulas electrónicas y los diagramas gráficos electrónicos, a veces se utilizan diagramas electrónicos de átomos, en los que solo se indica el número de electrones en cada nivel de energía (capa electrónica):

La estructura electrónica de un átomo está determinada por la carga de su núcleo, que es igual al número atómico del elemento en la tabla periódica.

La distribución de electrones en niveles, subniveles y orbitales de energía se muestra mediante fórmulas electrónicas y diagramas gráficos de electrones, así como diagramas electrónicos de átomos.

La capa electrónica externa de un átomo de cualquier elemento no puede contener más de 8 electrones. 3.2. Tipos de enlaces químicos

Enlace covalente– el tipo más general de enlace químico que surge debido a la socialización de un par de electrones a través de mecanismo de intercambio, cuando cada uno de los átomos que interactúan suministra un electrón, o mecanismo donante-aceptor, si un átomo (donante) transfiere un par de electrones para uso común a otro átomo (aceptor) (figura 3.2).

Un ejemplo clásico de enlace covalente no polar (la diferencia de electronegatividad es cero) se observa en moléculas homonucleares: H – H, F – F. La energía de un enlace de dos electrones y dos centros se encuentra en el rango de 200 a 2000 kJ∙mol –1.

Cuando se forma un enlace covalente heteroatómico, un par de electrones se desplaza hacia un átomo más electronegativo, lo que hace que el enlace sea polar. La ionicidad de un enlace polar como porcentaje se calcula mediante la relación empírica 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2, donde χ A y χ B son la electronegatividad de los átomos A y B del Molécula AB. Excepto polarizabilidad El enlace covalente tiene la propiedad. saturación– la capacidad de un átomo de formar tantos enlaces covalentes como orbitales atómicos energéticamente accesibles. Acerca de la tercera propiedad de un enlace covalente: enfocar- se discutirá a continuación (ver. método del enlace de valencia).

Enlace iónico– un caso especial de covalente, cuando el par de electrones resultante pertenece completamente a un átomo más electronegativo, que se convierte en un anión. La base para identificar este enlace como un tipo separado es el hecho de que los compuestos con dicho enlace se pueden describir en una aproximación electrostática, considerando que el enlace iónico se debe a la atracción de iones positivos y negativos. La interacción de iones de signo opuesto no depende de la dirección y las fuerzas de Coulomb no tienen la propiedad de saturación. Por lo tanto, cada ion en un compuesto iónico atrae tal número de iones de signo opuesto que se forma una red cristalina de tipo iónico. No hay moléculas en un cristal iónico. Cada ion está rodeado por un cierto número de iones de diferente signo (el número de coordinación del ion). Los pares de iones pueden existir en estado gaseoso como moléculas polares. En estado gaseoso, el NaCl tiene un momento dipolar de ~3∙10 –29 C∙m, lo que corresponde a un desplazamiento de 0,8 cargas de electrones por longitud de enlace de 0,236 nm de Na a Cl, es decir, Na 0,8+ Cl 0,8–.

El enlace metálico surge como resultado de la deslocalización parcial de los electrones de valencia, que se mueven con bastante libertad en la red metálica, interactuando electrostáticamente con iones cargados positivamente. Las fuerzas de unión no están localizadas ni dirigidas, y los electrones deslocalizados provocan una alta conductividad térmica y eléctrica.

Enlace de hidrógeno. Su formación se debe a que, como resultado de un fuerte desplazamiento de un par de electrones hacia un átomo electronegativo, un átomo de hidrógeno, que tiene una carga positiva efectiva, puede interactuar con otro átomo electronegativo (F, O, N, menos a menudo Cl, Br, S). La energía de dicha interacción electrostática es de 20 a 100 kJ∙mol –1. Los enlaces de hidrógeno pueden ser intra e intermoleculares. Un enlace de hidrógeno intramolecular se forma, por ejemplo, en la acetilacetona y va acompañado del cierre del anillo (fig. 3.3).

Moléculas ácidos carboxílicos en disolventes no polares se dimerizan debido a dos enlaces de hidrógeno intermoleculares (fig. 3.4).

El enlace de hidrógeno juega un papel extremadamente importante en macromoléculas biológicas, compuestos inorgánicos como H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Debido a los enlaces de hidrógeno, el agua se caracteriza por temperaturas de fusión y ebullición tan altas en comparación con el H 2 E (E = S, Se, Te). Si no hubiera enlaces de hidrógeno, el agua se derretiría a –100 °C y herviría a –80 °C.

Enlace de Van der Waals (intermolecular)– el tipo más universal de enlace intermolecular, debido a Fuerzas de dispersion(dipolo inducido – dipolo inducido), inducción interacción (dipolo permanente – dipolo inducido) y orientativo interacción (dipolo permanente – dipolo permanente). La energía del enlace de van der Waals es menor que la del enlace de hidrógeno y asciende a 2–20 kJ∙mol –1.

Enlace químico en sólidos. Las propiedades de los sólidos están determinadas por la naturaleza de las partículas que ocupan los sitios de la red cristalina y el tipo de interacción entre ellas.

El argón y el metano sólidos forman cristales atómicos y moleculares, respectivamente. Dado que las fuerzas entre átomos y moléculas en estas redes son del tipo débil de Van der Waals, dichas sustancias se funden a temperaturas bastante bajas. La mayoría de las sustancias que se encuentran en estado líquido y gaseoso a temperatura ambiente forman cristales moleculares a bajas temperaturas.

Los puntos de fusión de los cristales iónicos son más altos que los de los cristales atómicos y moleculares porque las fuerzas electrostáticas que actúan entre los iones superan con creces las fuerzas débiles de Van der Waals. Los compuestos iónicos son más duros y quebradizos. Estos cristales están formados por elementos con electronegatividades muy diferentes (por ejemplo, haluros de metales alcalinos). Los cristales iónicos que contienen iones poliatómicos tienen puntos de fusión más bajos; entonces para NaCl t pl. = 801 °C, y para NaNO 3 t pl = 306,5 °C.

En los cristales covalentes, la red se construye a partir de átomos conectados por un enlace covalente, por lo que estos cristales tienen alta dureza, punto de fusión y baja conductividad térmica y eléctrica.

Las redes cristalinas formadas por metales se denominan metálicas. Los sitios de tales redes contienen iones metálicos positivos y los intersticios contienen electrones de valencia (gas de electrones).

Entre los metales, los elementos d tienen el punto de fusión más alto, lo que se explica por la presencia en los cristales de estos elementos de un enlace covalente formado por electrones d desapareados, además del enlace metálico formado por electrones s.

Método del enlace de valencia(MVS) también llamada teoría de los pares de electrones localizados, ya que el método se basa en el supuesto de que el enlace químico entre dos átomos se realiza utilizando uno o más pares de electrones que se localizan principalmente entre ellos. A diferencia de MMO, en el que el enlace químico más simple puede ser bicéntrico o multicéntrico, en MBC siempre es de dos electrones y necesariamente de dos centros. El número de enlaces químicos elementales que puede formar un átomo o ion es igual a su valencia. Al igual que en MMO, los electrones de valencia participan en la formación de un enlace químico. La función de onda que describe el estado de los electrones que forman un enlace se llama orbital localizado (LO).

Tenga en cuenta que los electrones descritos por LO, de acuerdo con el principio pauli debe tener espines dirigidos de manera opuesta, es decir, en el MBC todos los espines están emparejados y todas las moléculas deben ser diamagnéticas. En consecuencia, el MMS fundamentalmente no puede explicar las propiedades magnéticas de las moléculas.

Sin embargo, el principio de conexiones localizadas tiene una serie de ventajas importantes, una de las cuales es su extrema visibilidad. MBC predice bastante bien, por ejemplo, las capacidades de valencia de los átomos y la geometría de la molécula resultante. La última circunstancia está asociada a la llamada hibridación de AO. Se introdujo para explicar el hecho de que los enlaces químicos de dos electrones y dos centros formados por AO en diferentes estados de energía tienen la misma energía. Así, Be*(2s 1 1p 1), B*(2s 1 2p 2), C*(2s 1 2p 3) forman dos, tres y cuatro enlaces, respectivamente, debido a los orbitales s y p, y por lo tanto uno de ellos debería ser más fuerte que otros. Sin embargo, la experiencia demuestra que en BeH 2, BCl 3, CH 4 todos los enlaces son equivalentes. Para BeH 2 el ángulo de enlace es de 180°, para BCl 3 es de 120° y para CH 4 es de 109°28".

Según el concepto de hibridación, los enlaces químicos están formados por orbitales híbridos mixtos (HO), que son una combinación lineal de AO de un átomo dado (s- y p-AO Be, B, C), tienen la misma energía y forma, una determinada orientación en el espacio (simetría). Por lo tanto, los orbitales s y p dan lugar a dos sp-GO ubicados en un ángulo de 180 ° entre sí.

En la molécula CH 4, los orbitales híbridos de cuatro AO de carbono (uno s y tres p) se denominan orbitales sp 3; son completamente equivalentes en energía y están dirigidos espacialmente a los vértices del tetraedro.

Así, cuando un átomo forma varios enlaces y sus electrones de valencia pertenecen a diferentes orbitales (s y p; s, p y d), para explicar la geometría de las moléculas en el MBC es necesario invocar la teoría de la hibridación de orbitales atómicos. . Las principales disposiciones de la teoría son las siguientes:

La introducción de orbitales híbridos sirve para describir enlaces localizados direccionales. Los orbitales híbridos proporcionan la máxima superposición de AO en la dirección de los enlaces σ localizados.

El número de orbitales híbridos es igual al número de AO que participan en la hibridación.

Los AO de valencia que tienen una energía cercana se hibridan, independientemente de si están completamente llenos, medio llenos o vacíos en el átomo.

Los AO que tienen características de simetría comunes participan en la hibridación.

Según tabla. 3.3 orbitales híbridos dan moléculas con ángulos de 180°, 120°, 109°28", 90°. Estas son figuras geométricas regulares. Estas moléculas se forman cuando todos los átomos periféricos de una molécula (o ion) multielectrónica son iguales. y su número coincide con el número de orbitales híbridos. Sin embargo, si el número de orbitales híbridos es mayor que el número de átomos enlazados, entonces algunos de los orbitales híbridos están ocupados por pares de electrones que no participan en la formación de enlaces. no vinculante o incompartible pares de electrones.

H–Be–H, HC≡CH

H2C=CH2, C6H6, BCl3

CH4, CCl4, H3C-CH3

d 2 sp 3 o sp 3 d 2

Como ejemplo, considere las moléculas NH 3 y H 2 O. Los átomos de nitrógeno y oxígeno son propensos a la hibridación sp 3. En nitrógeno en sp 3 -GO, además de tres pares de electrones enlazantes que forman un enlace con tres átomos de hidrógeno, queda un par no enlazante. Es esto lo que, al ocupar un sp 3 -GO, distorsiona el ángulo del enlace H–N–H a 107,3°. En la molécula de H 2 O hay dos de estos pares no enlazantes y el ángulo H-O-H es de 104,5° (figura 3.17).

Los electrones de los pares enlazantes y no enlazantes interactúan entre sí de manera diferente. Cuanto más fuerte es la repulsión entre electrones, mayor es el área de superficie convencional en la esfera ocupada por el par de electrones. Para una explicación cualitativa de los hechos experimentales, generalmente se cree que los pares no enlazantes ocupan un volumen mayor que los enlazantes, y el volumen de los pares enlazantes es menor cuanto mayor es la electronegatividad de los átomos periféricos (método Gillespie).

Propiedades físicas de los metales.

Densidad. Esta es una de las características más importantes de los metales y aleaciones. Según su densidad, los metales se dividen en los siguientes grupos:

pulmones(densidad no superior a 5 g/cm 3) - magnesio, aluminio, titanio, etc.:

pesado- (densidad de 5 a 10 g/cm 3) - hierro, níquel, cobre, zinc, estaño, etc. (este es el grupo más extenso);

muy pesado(densidad superior a 10 g/cm3): molibdeno, tungsteno, oro, plomo, etc.

La Tabla 2 muestra los valores de densidad de los metales. (Esta y las siguientes tablas caracterizan las propiedades de aquellos metales que forman la base de las aleaciones para fundición artística).

Tabla 2. Densidad del metal.

Temperatura de fusión. Según el punto de fusión, el metal se divide en los siguientes grupos:

fusible(el punto de fusión no supera los 600 o C) - zinc, estaño, plomo, bismuto, etc.;

punto de fusión medio(de 600 o C a 1600 o C): estos incluyen casi la mitad de los metales, incluidos magnesio, aluminio, hierro, níquel, cobre y oro;

refractario(más de 1600 o C): tungsteno, molibdeno, titanio, cromo, etc.

El mercurio es un líquido.

Al realizar piezas fundidas artísticas, el punto de fusión del metal o aleación determina la elección de la unidad de fusión y del material de moldeo refractario. Cuando se introducen aditivos en un metal, el punto de fusión suele disminuir.

Tabla 3. Puntos de fusión y ebullición de los metales.

Calor especifico. Esta es la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de una unidad de masa en un grado. La capacidad calorífica específica disminuye al aumentar el número atómico de un elemento en la tabla periódica. La dependencia de la capacidad calorífica específica de un elemento en estado sólido de la masa atómica se describe aproximadamente mediante la ley de Dulong y Petit:

metro a C metro = 6.

Dónde, metro a- masa atomica; C metro- capacidad calorífica específica (J/kg * o C).

La Tabla 4 muestra la capacidad calorífica específica de algunos metales.

Tabla 4. Capacidad calorífica específica de los metales.

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