Содержание

2. Электронное строение атомов элементов 1–3 периодов периодической системы

Атомы элементов первого периода устроены просто. У них один энергетический уровень, на котором находится только одна \(s\)-орбиталь.

 

В атоме водорода всего один неспаренный электрон.

 

В атоме гелия два \(s\)-электрона, они спарены, и больше нет места для электронов. Единственный энергетический уровень гелия завершён.

 

 H 

   1s1

 He 

   1s2

 

У элементов второго периода атомы устроены сложнее. В их электронных оболочках появляется второй энергетический уровень, на котором находятся четыре орбитали: одна \(s\)-орбиталь и три \(p\)-орбитали.

 

В атомах лития и бериллия электроны второго уровня расположены на \(s\)-орбитали, а \(p\)-орбитали свободны.

 

Li    

   1s22s1

Be   

   1s22s2

 

У бора, углерода и азота происходит заполнение свободных \(p\)-орбиталей. Электроны располагаются на этих орбиталях по одному.

         

B       

1s22s22p1

    
C

1s22s22p2

    
N

1s22s22p3

    

 

В атомах кислорода, фтора и неона продолжается заполнение \(p\)-орбиталей. В атоме неона второй энергетический уровень заполнен полностью, все электроны спарены.

        

    

     1s22s22p4

 

 

   

F  

    

     1s22s22p5

    
Ne    

     1s22s22p6

    

           

У элементов третьего периода появляется третий уровень, на котором одна \(s\)-орбиталь, три \(p\)-орбитали и пять \(d\)-орбиталей. Заполнение этого уровня начинается у натрия.

 

Na  

            

1s22s22p63s1

 

Порядок размещения электронов на третьем уровне такой же, как и на втором.

 

Так, у фосфора строение внешнего уровня аналогично строению внешнего уровня азота: имеются два спаренных \(s\)-электрона и три неспаренных \(p\)-электрона.

 

P        

 

1s22s22p63s23p3

 

Завершается заполнение \(p\)-орбиталей третьего уровня у аргона. \(d\)-орбитали остаются свободными. На них размещаются электроны у атомов элементов четвёртого периода.

 

Ar

 

       

        1s22s22p63s23p6

 

Электронное строение атома — Основы электроники

Любое вещество состоит из очень маленьких частиц, называемых атомами.  Атом—это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его характерные свойства. Чтобы представить себе размеры атома, достаточно сказать что если бы их удалось уложить вплотную один к другому, то один миллион атомов занял бы расстояние всего в 0,1 мм.

Дальнейшее развитие науки о строении вещества показало, что атом также имеет сложное строение и состоит из электронов и протонов. Так возникла электронная теория строения вещества.

В глубокой древности было обнаружено, что существуют два рода электричества: положительное и отрицательное. Количество электричества, содержащееся в теле, стали называть зарядом. В зависимости от рода электричества, которым обладает тело, заряд может быть положительным или отрицательным.

 

Было также установлено опытным путем, что одноименные заряды отталкиваются, а разноименные притягиваются.

Рассмотрим электронное строение атома. Атомы состоят из еще более мелких частиц, чем они сами, называемых электронами.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ:Электрон — это мельчайшая частица вещества, имеющая наименьший отрицательный   электрический заряд.

Электроны вращаются вокруг центрального ядра, состоящего из одного или более протонов и нейтронов, по концентрическим орбитам. Электроны являются отрицательно заряженными частицами, протоны — положительными, а нейтроны — нейтральными (рисунок 1.1).

 

ОПРЕДЕЛЕНИЕ: Протон — мельчайшая частица вещества, имеющая наименьший положительный электрический заряд.

Существование электронов и протонов не вызывает никакого сомнения. Ученые не только определили массу, заряд и размеры электронов и протонов, но даже заставили их работать в различных электрических и радиотехнических приборах.

Было также установлено, что масса электрона зависит от скорости его движения и что электрон не только поступательно движется в пространстве, но и вращается вокруг своей оси.

Наиболее простым по своему строению является атом водорода (рис. 1.1). Он состоит из ядра-протона и вращающегося с огромной скоростью вокруг ядра электрона, образующего внешнюю оболочку (орбиту) атома. Более сложные атомы имеют несколько оболочек, по которым вращаются электроны.

Эти оболочки последовательно от ядра заполняются электронами (рисунок 1.2).


Теперь разберем строение электронных оболочек атомов. Самая внешняя оболочка называется валентной, а число электронов, содержащееся в ней, называется

валентностью. Чем дальше находится от ядра валентная оболочка, следовательно, тем меньшую силу притяжения испытывает каждый валентный электрон со стороны ядра. Тем самым у атома увеличивается возможность присоединять к себе электроны в том случае, если валентная оболочка не заполнена и расположена далеко от ядра, либо терять их.
Электроны внешней оболочки могут получать энергию. Если электроны находящиеся в валентной оболочке получат необходимый уровень энергии от внешних сил, они могут оторваться от нее и покинуть атом, то есть стать свободными электронами. Свободные электроны способны произвольно перемещаться от одного атома к атому. Те материалы, в которых содержится большое число свободных электронов, называются проводниками.

Изоляторы, есть противоположность проводникам. Они препятствуют протеканию электрического тока. Изоляторы стабильны потому, что валентные электроны одних атомов заполняют валентные оболочки других атомов, присоединяясь к ним. Это препятствует образованию свободных электронов.

Промежуточное положение между изоляторами и проводниками занимают полупроводники, но о них мы поговорим позже
Рассмотрим свойства атома. Атом, который имеет одинаковое число электронов и протонов, электрически нейтрален. Атом, получающий один или более электронов, становится отрицательно заряженным и имеет название отрицательный ион. Если атом теряет один или более электронов, то он становится положительным ионом, то есть заряжается положительно.

ПОНРАВИЛАСЬ СТАТЬЯ? ПОДЕЛИСЬ С ДРУЗЬЯМИ В СОЦИАЛЬНЫХ СЕТЯХ!

Похожие материалы:

Добавить комментарий

Электронное строение атомов Атомные спектры.


Началом современной теории электронного строения атомов послужила планетарная модель атома, которую выдвинул в 1913 г. Н. Бор. Обоснованием этой и более поздних моделей атома служат главным образом два источника данных: атомные спектры и энергии ионизации атомов.

атомные спектры

Всякий спектр представляет собой развертку, разложение излучения на его компоненты. Для получения спектра используется специальный прибор-спектрометр. На рис. 1.8 схематически изображен полный спектр электромагнитного излучения. Обратим внимание на то, что видимый свет составляет только небольшую часть всего спектра электромагнитного излучения. Видимый свет может служить примером непрерывного излучения. В непрерывном излучении содержится излучение со всеми длинами волн в пределах некоторого диапазона. Его спектр называется непрерывным (сплошым) спектром. Примером спектра такого типа является известное всем природное явление-радуга.

Когда пучок непрерывного излучения, например белый свет, пропускают через газообразный образец какого-либо элемента, в прошедшем через образец пучке света недостает излучения с определенными длинами волн. Спектр этого, поглощенного образцом, излучения называется атомным спектром поглощения. Длины волн излучения, поглощенного атомами образца, обнаруживаются по темным линиям на фоне непрерывного спектра.

Если элементы в их газообразном состоянии нагревать до высоких температур или пропускать через них электрический разряд, они испускают излучение с определенными длинами волн. Спектр такого излучения называется атомным спектром испускания или атомным эмиссионным спектром (рис. 1.9).



Частота ->

Рис. 1.9. Эмиссионная спектроскопия. Внизу: атомный спектр испускания.

 

Оглавление:


Периодическая система и электронное строение атома

    Элементы фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I и астат At составляют V1IA группу Периодической системы Д. И. Менделеева. Групповое название этих элементов — галогены. Строение валентного электронного уровня атомов галогенов одинаково ns np атом фтора не имеет /г -подуровня, поэтому он образует только одну ковалентную связь. Фтор — самый электроотрицательный элемент и встреч ается только в состояниях Р- и F .  [c.219]
    Атом кислорода, располагаясь в главной подгруппе шестой группы периодической системы, имеет электронное строение ls 2s 2p, структура его внешнего электронного слоя выражается схемой  [c.134]

    С позиций строения атома объяснимо положение водорода в периодической системе.

Атом водорода имеет один электрон, который может быть отдан атомам других элементов. Поскольку это свойство проявляют атомы всех элементов, начинающих периоды,— Ыа, К, НЬ, s, Рг, то и водород должен стоять в главной подгруппе I группы. С другой стороны, поскольку атом водорода обладает способностью, подобно атомам галогенов, присоединять один электрон (Н+е =Н ), т. е. проявляет неметаллические свойства, он должен находиться в главной подгруппе VII группы. Такая двойственность в химическом поведении водорода является причиной того, что его помещают в двух подгруппах. При этом в одной из подгрупп символ элемента заключают в скобки. [c.54]

    На рис. 2 схематически изображено строение атомов водорода, гелия и лития. Атом самого легкого элемента — водорода состоит из двух частиц. Вокруг ядра вращается один электрон. Вокруг ядра гелия вращаются уже два электрона, вокруг ядра лития — три. Чем тяжелее атом, тем сложнее его строение. Например, кислород, занимающий восьмое место в периодической системе элементов, имеет восемь электронов два из них вращаются на /С-оболочке, остальные шесть— на -оболочке.

Конечно, приведенные модели атомов отражают их строение весьма схематично. На самом деле прост- [c.18]

    Побочную группу VI группы периодической системы д. И. Менделеева образуют переходные металлы хром Сг, молибден Мо, вольфрам W. Электронное строение атомов этих элементов характеризуется наличием незаполненной -оболочки, причем атомы хрома и молибдена имеют неспарепные s-электроны, а атом вольфрама содержит пару (6s ) электронов  [c.210]

    Строение комплекса меди [Си(ЫНз)4] + совершенно иное, чем у аналогичного комплекса цинка (хотя медь и цинк — элементы одного, четвертого периода Периодической системы). Результаты магнитных измерений указывают на наличие в этом ионе одного неспаренного электрона. Это можно объяснить следующим образом. Невозбужденный атом меди имеет один 45-электрон (рис. 3.27,а). При образовании иона Си + отрываются этот электрон и один электрон с З -подуровня таким образом, ион Си + имеет один неспаренный электрон на 3 -подуровне (рис.

3.27,6). Известно, что комплекс [Си(ЫНз)4] + квадратный. В квадратных комплексах других -элементов с координационным числом 4 электронные орбитали центрального атома находятся в состоянии бр -гибридизации. Поэтому можно предположить, что неспаренный электрон с З -подуровня [c.138]


    С позиций строения атома объяснимо положение водорода в периодической системе. Атом водорода имеет один внешний электрон, который может быть отдан атомам других элементов. Поскольку это свойство проявляют атомы всех элементов, начинающих периоды,— 
[c.55]

    С развитием электронной теории строения атомов стало ясно, что химические свойства элементов являются функцией электронной стрз ктуры атомов. Отсюда следует, что в качестве объективного критерия, однозначно определяющего положение элемента в Периодической системе, целесообразно выбрать именно электронное строение атома. Поэтому в развитии Периодического закона выделяют три этапа. На первом этапе в качестве аргумента, определяющего свойства элементов, была выбрана атомная масса и закон был сформулирован Д.И.Менделеевым следующим образом «Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от их атомного веса». На втором этапе было выяснено значение атомного номера, который, как оказалось, определяет заряд ядра атома. Открытие изотопов и изобаров показало, что истинным аргументом, определяющим природу элемента, является именно заряд ядра, а не атомная масса. Действительно, атомы с одинаковой атомной массой — изобары (например, Ат, °К, — принадлежат разным элементам, в то вре- [c.226]

    Используемое ныне в научной литературе выражение «превращение химических элементов» некорректно. Оно подменяет конкретный объект превращения (атом), неопределенным понятием (химический эле.мент). Недостатком формулировки закона радиоактивных смещений (правильнее превращений ) является то, что она не выделяет подвиды атомов как объект превращения. Она, по-прежнему, «вяжет» их к смещениям в Периодической системе. Возникает принципиальное несоответствие между законом и наглядной его иллюстрацией. Периодическая система химических элементов имеет в основе своей структуры устройство электронной оболочки атомов. Строение ядра имеет здесь лишь опосредованное значение через равенство Ерц. = 1 . Закон же радиоактивных превращений касается исключительно ядерных преобразований и индифферентен (в рамках данных рассмотрений ) к структуре электронной оболочки. И в этом аспекте рассмотрения система атомов идентична системе ядер. Мы как бы на время, игнорируем присутствие электронной оболочки. [c.102]

    Атом элемента VII группы Периодической системы состоит из 28 элементарных частиц, а атом элемента V группы — из 21. Каков заряд ядер этих атомов Приведите схему строения их электронных оболочек. [c.67]

    Атом первого элемента в Периодической системе — водорода — обладает наипростейшим строением. Он состоит всего из двух частиц протона и электрона, — между которыми существуют лишь силы притяжения. Не случайно именно для атома водорода оказалась успешно применимой первая квантовая теория — теория Бора, и только для этого атома волновое уравнение Шредингера имеет точное решение. [c.292]

    Заряд атомного ядра по величине совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе число электронов равно заряду ядра. Атом в целом нейтрален, т. е. сумма отрицательных зарядов компенсирована положительным зарядом ядра. Размеры атомного ядра (диаметр 10 — 10 м) весьма малы по сравнению с размерами атома (диаметр 10 м), но почти вся его масса сосредоточена в ядре ( 99,97 %). А так как масса является мерой энергии, то в ядре сосредоточена почти вся энергия атома. Плотность ядерного вещества огромна ( 10 кг/м ). Заряд ядра определяет не только общее число электронов, но и электронное строение атомов, а следовательно, их физико-химические свойства. [c.90]

    Рассмотрим строение атома какого-нибудь элемента, например натрия, с позиций протонно-нейтронной теории. Порядковый номер натрия в периодической системе 11, массовое число 23. В соответствии с порядковым номером заряд ядра натрия равен 11+. Следовательно, в атоме натрия имеется И электронов, сумма зарядов которых равна положительному заряду ядра. Если атом натрия потеряет один электрон, то положительный заряд ядра будет на единицу больше суммы отрицательных зарядов электронов (10), и атом натрия станет ионом с зарядом 1+. Заряд ядра атома равен сумме зарядов 11 протонов, находящихся в ядре, масса [c.41]

    Строение атома. Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена практически вся его масса, и вращающихся вокруг ядра электронов. Атом в целом нейтрален, поэтому заряд ядра и общий заряд всех электронов равны между собой. Число электронов меняется у атомов разных элементов. Порядковый номер элемента в периодической системе Д. И. Менделеева показывает, каков заряд ядра и сколько электронов содержится в нейтральном атоме этс- [c.32]


    Следует подчеркнуть, что периодическая система элементов Д. И. Менделеева явилась исходным пунктом для решения вопроса о строении атома и для создания его модели. Так, согласно ядерной модели наиболее просто устроен атом водорода ядро несет один элементарный положительный заряд, а в поле ядра по орбите движется один электрон. Порядковый номер железа 26. Значит, положительный заряд ядра равен 26, а в поле ядра нейтрального атома движется 26 электронов. У элемента курчатовия (2 = 104) положительный заряд ядра равен 104, а в поле ядра движется 104 электрона. Аналогично можно представить и строение атомов других элементов. [c.30]

    При заполнении электронных слоев и оболочек атомы подчиняются 1) принципу наименьшей энергии, согласно которому электроны сначала заполняют вакантные орбитали с минимальной энергией 2) принципу Паули 3) правилу Гунда — на вырожденных орбиталях суммарное спиновое число электронов должно быть максимальным. В квантовых ячейках с одинаковой энергией заселение электронами происходит так, чтобы атом имел наибольшее число неспаренных электронов. Это отвечает нормальному состоянию атома (минимум энергии). Рассмотрим связь между электронным строением атомов и положением элементов в короткой 8-клеточной Периодической сис ме (см. форзац). У каждого следующего элемента Периодической системы по сравнению с предыдущим на один электрон больше. Наиболее прост первый период системы, состоящий лишь из двух элементов. У водорода единственный электрон заселяет наинизшую по энергии орбиталь 1 , а у гелия на этой орбитали два электрона с антипарал-лельными спинами. Гелием заканчивается первый период системы и исчерпаны все вариации квантовых чисел при п = I. Таким образом, у атома гелия полностью формируется наиболее близкий к ядру А -слой. [c.40]

    Общими физическими свойствами, характеризующими металлы, обладают в свободном состоянии 82 элемента из 105. Естественно предположить, что атомы этих элементов должны быть сходными и по строению. Атомы элементов главных подгрупп I—III групп периодической системы на внешнем энергетическом уровне имеют мало электронов (от одного до трех) и, стремясь принять более устойчивое состояние (структуру атомов благородных газов), сравнительно легко отдают эти электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы. Эта особенность обусловливает своеобразное строение кристаллической решетки металлов, которая состоит из положительных ионов и атомов, находящихся в узлах решетки. Между узлами находятся электроны, не принадлежащие каким-либо определенным атомам. Малые размеры электронов позволяют им более или менее свободно перемещаться по всему кристаллу металла, переходя от одного атома или иона к другому атому или иону. При достаточном сближении электронов с ионами образуются нейтральные атомы, которые снова распадаются на ионы и электроны. Следовательно, в кристалле металла существует своеобразное равновесие  [c.390]

    В настоящее время особенности атома углерода объясняются его строением и положением в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Атом углерода имеет четыре валентных электрона и обладает одинаковой способностью как к отдаче, так и к присоединению их. В органических соединениях химическая связь ковалентная. Атомы углерода образуют с другими атомами, а также друг с другом общие электронные пары. В этом случае каждый атом углерода на внешнем уровне будет иметь восемь электронов (октет), четыре из которых одновременно принадлежат другим атомам. [c.307]

    Схематически влияние р-металла III группы периодической системы на проводимость полупроводника (Ое) показано на рис. 204. Захватывая электроны из о-связи Ое—Ое, атом Оа обращается в отрицательный ион, создавая этим самым электронную вакансию, или дырку . Таким образом, создается примесная проводимость полупроводников, очень сильно изменяющая их электрические свойства. Подбор донорных и акцепторных примесей показан в табл. 127, где приведена часть периодической системы Д. И. Менделеева, из которой исключены — и /-металлы, электронное строение которых является особым (гл. XII). [c.448]

    Бор — первый р-элемент в периодической системе элементов. Строение внешних электронных оболочек его атома в невозбужденном состоянии 25 Ввзбуждение переводит атом в состояние [c.327]

    Магний расположен в главной подгруппе второй группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Порядковый номер его 12, атомный вес 24,312. Электронная конфигурация атома-магния в невозбужденном состоянии 1х 25 /) 35 валентными являются электроны наружного слоя, в соответствии с этим магний проявляет валентность 2- -. В тесной связи со строением электронных оболочек атома магния находится его реакционная способность. Из-за наличия на внешней оболочке только двух электронов атом магния склонен легко отдавать их для получения устойчивой восьмиэлектронной конфигурации поэтому магний в химич ском отношении очень активен. На воздухе магний окисляется, но образующаяся при этом окисная пленка предохраняет металл от дальнейшего окисления. При нагревании до 600—650° С магний сгорает с образованием окиси магния МдО и частично нитрида [c.8]

    Многие химические и физические процессы могут быть объяснены с помощью простых моделей строения атома, предложенных Резерфордом, Бором и другими учеными. Каждая из таких моделей, чем-то отличаясь, тем не менее предполагает, что каждый атом состоит из трех видов субатомных частиц протонов, нейтронов и электронов. Это далеко не полная картина, но для наших целей этого пока достаточно. Протоны и нейтроны образуют ядро атомов. Ядро намного тяжелее электронов. В ядре сосредоточена почти вся масса атома, но ядро занимает лишь ничтожную часть объема. Электроны движутся (часто говорят вращаются ) вблизи ядра по определенным законам. Ядро может быть описано всего лишь двумя числами — порядковым номером атома в периодической системе элементов (его называют атомным номером и обозначают символом ) и массовым числом символ А). [c.15]

    Двойственность свойств водорода определяется оригинальностью строения его атома — один протон и один электрон. Потеряй водород электрон, и останется голый протон — частица, а не атом. Никакой другой элемент не имеет подобной структуры ато ма. Но где бы он ни находился — в I группе или в VII, нижняя граница периодической системы проходит по этому элементу. [c.183]

    Строение атома углерода, находящегося в первом ряду IV группы периодической системы Менделеева, можно выразить схемой, изображенной на рис. 6, а. Атом углерода во внутреннем электронном слое, соответствующем атому инертного газа гелия, имеет 2 электрона, в следующем, внешнем электронном слое атом углерода имеет 4 электрона, являющихся валентными. Из курса неорганической химии известно, что наличие во внешнем электронном слое малого числа электронов (у элементов I, II и III групп) приводит к легкой потере этих электронов и превращению атомов в катионы (например, Na+, Са +, [c.27]

    Схема, представленная на рис. 3, изображает строение атома углерода, который находится, как известно, в первом ряду IV группы периодической системы Менделеева. Схема показывает, что атом углерода имеет во внутреннем электронном слое 2 электрона, а в следующем — наружном слое — 4 электрона, которые являются валентными электронами. [c.31]

    Строение ядер. Нейтральный атом состоит из плотного ядра диаметром около см, окруженного диффузным облаком электронов. Внешний диаметр этого облака равен примерно 10 см. Почти вся масса атома сосредоточена в положительно заряженном ядре. Величина заряда ядра равна целому числу зарядов электрона или 4,80223-Z эл. ст. ед. Это целое число 2 называется атомным номером. Оно совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе элементов. Ядро состоит из 2 протонов и N нейтронов. [c.24]

    Этими правилами определяется порядок заполнения орбиталей электронами и образование характерных электронных конфигураций атомов, что и отражено в приведенной периодической системе Д. И. Менделеева. Однако необходимо иметь в виду, что правила Клечковского не полностью охватывают все частные особенности электронной структуры атомов. Например, при переходе от атома никеля к атому меди число Зй-электронов увеличивается не на один, а сразу на два электрона за счет проскока одного 45-электрона на подуровень Зй. Таким образом, электронное строение атома меди выражается формулой 15 28 2р 35 3/7 3 г 45 . Аналогичный провал электрона с внешнего 5- на р-подуровень происходит и в атомах [c. 18]

    Сопоставляя полученные результаты с величинами потенцна-.лов иоиизатгии и констант основности, видим, что сравнительная протоноакцепторная способность вторичных и третичных ароматических аминов согласуется с характером изменения их основности и ионизационного потенциала третичные амины являются более сильными акцепторами протона и донорами электрона, чем вторичные. Энергии же водородной связи, образуемой атомом азота алифатических аминов с фиксированным донором протона, у третичных аминов ниже, чем у вторичных, хотя электронодо-норная способность RsN, мерой которой может служить ионизационный потенциал или прочность комплексов донориоакцептор-ного типа с переносом заряда, выше, чем у R9NH. Подобная закономерность ранее наблюдалась только для рядов соединений, функциональный атом которых меняется по столбцу Периодической системы. Результат данной работы показывает, что при большом сходстве в электронном строении атома азота вторичных и третичных аминов их способность выступать в качестве доноров электрона и акцепторов протона меняется в противоположном направлении. Это означает, что перенос заряда не вносит заметного вклада в энергетику рассматриваемых комплексов с водородной связью. [c.36]

    Бор — первый р-элемент в периодической системе элементов. Строение внешней электронной оболочки его атома в невозбужлениом состоянии 2х 2р . Возбуждение переводит атом в состояние 2f 2p p и далее в ip -тбридное валентное состояние, в котором орбитали расположены под углом 120. Этому состоянию отвечает структура соединений бора, в которых атом В связан с тремя другими атомами (три Образование донорно-акцепторной ж-связи (акцептор — атом бора) стабилизирует ip -гибридное состояние. Это приводит к уменьшению межатомных расстояний В-Г, В-О и др. Благодаря наличию в небольшом по размеру атоме бора свободной орбитали бор — один из сильнейших акцепторов неподеленных электронных пар. Многие соединения бора являются кислотами Льюиса, они энергично взаимодействуют с основаниями Льюиса, например [c.343]

    Попять физический смысл валентности помогло учение о строении атомов и химической связл. Как уже отмечалось, электроны, которые участвуют в образовании химических связей между атомами, называются валентными. Зто электроны, наиболее слабо связанные с ядром. У химических элементов общее число валентных электронов в атоме, как правило, равно номеру группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Так, атом серы (элемент VI группы) содержит всего 16 электронов, нз них валентных 6. К валентным относятся прежде всего электроны внешних незавершенных уровней. Однако валентными могут быть и электроны второго снаружи уровня (например, у -элементов), а также электроны третьего снаружи уровня (например, у /-элементов). [c.58]

    В настоящее время наблюдается мощный интеллектуальный подъем в неорганической химии, который сильнее всего затронул те ее области, которые лежат на стыке с соседними дисциплинами химию металлоорганических и бионеорганических соединений, химию твердого тела, биогеохимию и др. Возрастает, в частности, уверенность ученых в том, что неорганические элементы играют важную роль в живых системах. Живые существа вовсе не являются чисто органическими. Они весьма чувствительны к ионам металлов почти всей Периодической системы Д.И. Менделеева. Некоторые ионы играют важнейшую роль в таких жизненно важных процессах, как связывание и транспорт кислорода (железо в гемоглобине), поглощение и конверсия солнечной энергии (магний в хлорофилле, марганец в фотосистеме II, железо в ферродоксине, медь во фта-лоцианине), передача электрических импульсов между клетками (кальций, калий в нервных клетках), мышечное сокращение (кальций), ферментативный катализ (кобальт в витамине В12). Это привело к взрыву творческой активности ученых в области неорганической химии биосистем. Мы начинаем изучать строение ближайшего и дальнего окружения атомов металлов в биосистемах и учимся понимать, как это окружение позволяет атому металла с такой высокой чувствительностью реагировать на изменение pH, давление кислорода, присутствие доноров или акцепторов электронов. [c.158]

    Электронное строение и типы связей элементов периодической системы — ключ к пониманию Сфуктуры и свойств простых и сложных веществ, образованных эти. ми элементами Два или более атомов располагаются друг около друга так, как это энергетически выгодно. Это справедливо независимо от того, сильно или слабо связана фуппа атомов, содержит эта фуппа лишь несколько или 10 атомов, является расположение атомов упорядоченным (как в кристалле) или неупорядоченным (как в жидкости). Группа ато.мов устойчива тогда и только тогда, когда энергия атомов, расположенных вместе, ниже, чем у отдельных атомов. Единственной физической причиной конкретной кристаллической сфуктуры любого элемента и его модификаций является перекрытие валентных и подвалентных оболочек его атомов, приводящее к образованшо определенных межатомных связей. Число протяженность и симмефия орбиталей атомов данного конкретного элемента полностью определяют число, длину, ориентиров и энергию межатомных связей, образующихся в результате перекрытия этих орбита-лей, а следовательно, размещение атомов в пространстве, т е. кристаллическую структуру, основные физико-химические свойства элемента.[c.30]


Структура и принципы строения атома. Электронное строение атома

Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменений (за исключением радиоактивных превращений), то химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек. Теория электронного строения атома построена на основе аппарата квантовой механики. Так, структура энергетических уровней атома может быть получена на основе квантовомеханических расчетов вероятностей нахождения электронов в пространстве вокруг атомного ядра (рис. 4.5 ).

Рис. 4.5 . Схема подразделения энергетических уровней на подуровни

Основы теории электронного строения атома сводятся к следующим положениям: состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: главным квантовым числом n = 1, 2, 3, ; орбитальным (азимутальным)l=0,1,2, n–1 ;  магнитнымm l = –l, –1,0,1, l ;  спиновымm s = -1/2, 1/2 .

Согласно принципу Паули , в одном и том же атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковой совокупностью четырех квантовых чиселn, l, m l , m s ; совокупности электронов с одинаковыми главными квантовыми числами n образуют электронные слои, или энергетические уровни атома, нумеруемые от ядра и обозначаемые какK, L, M, N, O, P, Q ,  причем в энергетическом слое с данным значениемn могут находиться не более, чем2n 2 электронов. Совокупности электронов с одинаковыми квантовыми числамиn иl ,  образуют подуровни, обозначаемые по мере удаления их от ядра какs, p, d, f .

Вероятностное нахождение положения электрона в пространстве вокруг атомного ядра соответствует принципу неопределенностей Гейзенберга. По квантовомеханическим представлениям, электрон в атоме не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой части пространства вокруг ядра, а различные его положения рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью . В нем заключено порядка 90% электронного облака. Каждому подуровню1s, 2s, 2p и т.д. соответствует определенное количество орбиталей определенной формы. Например,1s — и2s- орбитали имеют сферическую форму, а2p -орбитали (2p x , 2p y , 2p z -орбитали) ориентированы во взаимно перпендикулярных направлениях и имеют форму гантели (рис. 4.6 ).

Рис. 4.6 . Форма и ориентация электронных орбиталей.

При химических реакциях атомное ядро не претерпевает изменений, изменяются лишь электронные оболочки атомов, строением которых объясняются многие свойства химических элементов. На основе теории электронного строения атома был установлен глубокий физический смысл периодического закона химических элементов Менделеева и создана теория химической связи.

Теоретическое обоснование периодической системы химических элементов включает в себя данные о строении атома, подтверждающие существование связи между периодичностью изменения свойств химических элементов и периодическим повторением сходных типов электронных конфигураций их атомов.

В свете учения о строении атома становится обоснованным разделение Менделеевым всех элементов на семь периодов: номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами. В малых периодах с ростом положительных заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 в первом периоде, и от 1 до 8 во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого) находится щелочной металл, затем наблюдается постепенное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических. Эта закономерность прослеживается для элементов второго периода в таблице 4.2.

Таблица 4.2.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что и объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов.

Одинаковый характер свойств химических элементов в подгруппах объясняется сходным строением внешнего энергетического уровня, как это показано в табл. 4.3 , иллюстрирующей последовательность заполнения электронами энергетических уровней для подгрупп щелочных металлов.

Таблица 4.3.

Номер группы, как правило, указывает на число электронов в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом заключается физический смысл номера группы. В четырех местах периодической системы элементы расположены не в порядке возрастания атомных масс:  Ar иK ,Co иNi ,T e иI ,Th иPa . Эти отступления считались недостатками периодической системы химических элементов. Учение о строении атома объяснило указанные отступления. Опытное определение зарядов ядер показало, что расположение этих элементов соответствует возрастанию зарядов их ядер. Кроме того, опытное определение зарядов ядер атомов дало возможность определить число элементов между водородом и ураном, а также число лантаноидов. Ныне все места в периодической системе заполнены в промежутке отZ=1 доZ=114 , однако периодическая система не закончена, возможно открытие новых трансурановых элементов.

Урок посвящен формированию представлений о сложном строении атома. Рассматривается состояние электронов в атоме, вводятся понятия «атомная орбиталь и электронное облако», формы орбиталей (s—, p-, d-орбитали). Также рассматриваются такие аспекты, как максимальное число электронов на энергетических уровнях и подуровнях, распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням в атомах элементов первых четырех периодов, валентные электроны s-, p- и d-элементов. Приводится графическая схема строения электронных слоев атомов (электронно-графическая формула).

Тема: Строение атома. Периодический закон Д.И. Менделеева

Урок: Строение атома

В переводе с греческого языка, слово «атом» означает «неделимый». Однако, были открыты явления, которые демонстрируют возможность его деления. Это испускание рентгеновских лучей, испускание катодных лучей, явление фотоэффекта, явление радиоактивности. Электроны, протоны и нейтроны — это частицы, из которых состоит атом. Они называются субатомными частицами.

Табл. 1

Кроме протонов, в состав ядра большинства атомов входят нейтроны , не несущие никакого заряда. Как видно из табл. 1, масса нейтрона практически не отличается от массы протона. Протоны и нейтроны составляют ядро атома и называются нуклонами (nucleus — ядро). Их заряды и массы в атомных единицах массы (а.е.м.) показаны в таблице 1. При расчете массы атома массой электрона можно пренебречь.

Масса атома (массовое число) равна сумме масс, составляющих его ядро протонов и нейтронов. Массовое число обозначается буквой А . Из названия этой величины видно, что она тесно связана с округленной до целого числа атомной массой элемента. A = Z + N

Здесь A — массовое число атома (сумма протонов и нейтронов), Z — заряд ядра (число протонов в ядре), N — число нейтронов в ядре. Согласно учению об изотопах, понятию «химический элемент» можно дать такое определение:

Химическим элементом называется совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Некоторые элементы существуют в виде нескольких изотопов . «Изотопы» означает «занимающий одно и тоже место». Изотопы имеют одинаковое число протонов, но отличаются массой, т. е. числом нейтронов в ядре (числом N). Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.

Изотопами называются разновидности атомов одного и того же химического элемента с одинаковым зарядом ядра (то есть с одинаковым числом протонов), но с разным числом нейтронов в ядре.

Изотопы отличаются друг от друга только массовым числом. Это обозначается либо верхним индексом в правом углу, либо в строчку: 12 С или С-12. Если элемент содержит несколько природных изотопов, то в периодической таблице Д.И. Менделеева указывается, его средняя атомная масса с учетом распространённости. Например, хлор содержит 2 природных изотопа 35 Cl и 37 Cl, содержание которых составляет соответственно 75% и 25%. Таким образом, атомная масса хлора будет равна:

А r (Cl )=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

Для тяжёлых искусственно-синтезированных атомов приводится одно значение атомной массы в квадратных скобках. Это атомная масса наиболее устойчивого изотопа данного элемента.

Основные модели строения атома

Исторически первой в 1897 году была модель атома Томсона.

Рис. 1. Модель строения атома Дж. Томсона

Английский физик Дж. Дж. Томсон предположил, что атомы состоят из положительно заряженной сферы, в которую вкраплены электроны (рис. 1). Эту модель образно называют «сливовый пудинг», булочка с изюмом (где «изюминки» — это электроны), или «арбуз» с «семечками» — электронами. Однако от этой модели отказались, т. к. были получены экспериментальные данные, противоречащие ей.

Рис. 2. Модель строения атома Э. Резерфорда

В 1910 году английский физик Эрнст Резерфорд со своими учениками Гейгером и Марсденом провели эксперимент, который дал поразительные результаты, необъяснимые с точки зрения модели Томсона. Эрнст Резерфорд доказал на опыте, что в центре атома имеется положительно заряженное ядро (рис. 2), вокруг которого, подобно планетам вокруг Солнца, вращаются электроны. Атом в целом электронейтрален, а электроны удерживаются в атоме за счет сил электростатического притяжения (кулоновских сил). Эта модель имела много противоречий и главное, не объясняла, почему электроны не падают на ядро, а также возможность поглощения и излучения им энергии.

Датский физик Н. Бор в 1913 году, взяв за основу модель атома Резерфорда, предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца.

Рис. 3. Планетарная модель Н. Бора

Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может. Почему это так, Бор в то время объяснить не мог. Но он показал, что такая модель (рис. 3) позволяет объяснить многие экспериментальные факты.

В настоящее время для описания строения атома используется квантовая механика. Это наука, главным аспектом в которой является то, что электрон обладает свойствами частицы и волны одновременно, т. е. корпускулярно-волновым дуализмом. Согласно квантовой механике, область пространства, в которой вероятность нахождения электрона наибольшая, называется орбиталью. Чем дальше электрон находится от ядра, тем меньше его энергия взаимодействия с ядром. Электроны с близкими энергиями образуют энергетический уровень. Число энергетических уровней равно номеру периода , в котором находится данный элемент в таблице Д.И. Менделеева. Существуют различные формы атомных орбиталей. (Рис. 4). d-орбиталь и f-орбиталь имеют более сложную форму.

Рис. 4. Формы атомных орбиталей

В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме размещаются так, чтобы их энергия была минимальной. Чем дальше электрон находится от ядра, тем больше орбиталей и тем сложнее они по форме. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов. Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей .

На первом энергетическом уровне, наиболее близком к ядру, может существовать одна сферическая орбиталь (1 s ). На втором энергетическом уровне — сферическая орбиталь, большая по размеру и три р-орбитали: 2 s 2 ppp . На третьем уровне: 3 s 3 ppp 3 ddddd .

Кроме движения вокруг ядра, электроны обладают еще движением, которое можно представить, как их движение вокруг собственной оси. Это вращение называется спином (в пер. с англ. «веретено»). На одной орбитали могут находиться лишь два электрона, обладающих противоположными (антипараллельными) спинами.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле N =2 n 2.

Где n — главное квантовое число (номер энергетического уровня). См. табл. 2

Табл. 2

В зависимости от того, на какой орбитали находится последний электрон, различают s -, p -, d -элементы. Элементы главных подгрупп относятся к s -, p -элементам. В побочных подгруппах находятся d -элементы

Графическая схема строения электронных слоев атомов (электронно-графическая формула).

Для описания расположения электронов на атомных орбиталях используют электронную конфигурацию. Для её написания в строчку пишутся орбитали в условных обозначениях (s- -, p -, d-, f -орбитали), а перед ними — числа, обозначающие номер энергетического уровня. Чем больше число, тем дальше электрон находится от ядра. В верхнем регистре, над обозначением орбитали, пишется количество электронов, находящихся на данной орбитали (Рис. 5).

Рис. 5

Графически распределение электронов на атомных орбиталях можно представить в виде ячеек. Каждая ячейка соответствует одной орбитали. Для р-орбитали таких ячеек будет три, для d-орбитали — пять, для f-орбитали — семь. В одной ячейке может находиться 1 или 2 электрона. Согласно правилу Гунда , электроны распределяются на одинаковых по энергии орбиталях (например, на трех p-орбиталях) сначала по одному, и лишь когда в каждой такой орбитали уже находится по одному электрону, начинается заполнение этих орбиталей вторыми электронами. Такие электроны называют спаренными. Объясняют это тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы.

См. рис. 6 для атома 7 N.

Рис. 6

Электронная конфигурация атома скандия

21 Sc : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 1

Электроны внешнего энергетического уровня называются валентными. 21 Sc относится к d -элементам.

Подведение итога урока

На уроке было рассмотрено строение атома, состояние электронов в атоме, введено понятие «атомная орбиталь и электронное облако». Учащиеся узнали, что такое форма орбиталей (s -, p -, d -орбитали), каково максимальное число электронов на энергетических уровнях и подуровнях, распределение электронов по энергетическим уровням, что такое s -, p — и d -элементы. Приведена графическая схема строения электронных слоев атомов (электронно-графическая формула).

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. — 14-е изд. — М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. — К.: ИЦ «Академия», 2008. — 240 с.: ил.

3. А.В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Интернет-учебник.

Домашнее задание

1. №№5-7 (с. 22) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. — 14-е изд. — М.: Просвещение, 2012.

2. Напишите электронные формулы для следующих элементов: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Элементы имеют следующие электронные формулы: а) 1s 2 2s 2 2p 4 .б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . Какие это элементы?

(Конспект лекций)

Строение атома. Введение.

Объектом изучения в химии являются химические элементы и их соединения. Химическим элементом называют совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом. Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая его химические свойства . Связываясь, друг с другом, атомы одного или разных элементов образуют более сложные частицы – молекулы . Совокупность атомов или молекул образуют химические вещества. Каждое индивидуальное химическое вещество характеризуется набором индивидуальных физических свойств, такими как температуры кипения и плавления, плотностью, электро- и теплопроводностью и т.п.

1. Строение атома и Периодическая система элементов

Д.И. Менделеева .

Знание и понимание закономерностей порядка заполнения Периодической системы элементов Д.И. Менделеева позволяет понять следующее:

1.физическую суть существования в природе определенных элементов,

2.природу химической валентности элемента,

3.способность и «лёгкость» элемента отдавать или принимать электроны при взаимодействии с другим элементом,

4.природу химических связей, которые может образовать данный элемент при взаимодействии с другими элементами, пространственное строение простых и сложных молекул и пр., пр.

Строение атома.

Атом представляет собой сложную микросистему находящихся в движении и взаимодействующих друг с другом элементарных частиц.

В конце 19 и начале 20 веков было установлено, что атомы состоят из более мелких частиц: нейтронов, протонов и электронов, Последние две частицы являются заряженными частицами, протон несет на себе положительный заряд, электрон — отрицательный. Поскольку атомы элемента в основном состоянии электронейтральны, то это означает, что число протонов в атоме любого элемента равно числу электронов. Масса атомов определяется суммой массы протонов и нейтронов, количество которых равна разности массы атомов и его порядкового номера в периодической системе Д.И. Менделеева.

В 1926 г Шрёдингер предложил описывать движение микрочастиц в атоме элемента при помощи выведенного им волнового уравнения. При решении волнового уравнения Шрёдингера для атома водорода появляются три целочисленных квантовых числа: n , ℓ и m , которые характеризуют состояние электрона в трёхмерном пространстве в центральном поле ядра. Квантовые числа n , ℓ и m принимают целочисленные значения. Волновая функция, определяемая тремя квантовыми числами n , ℓ и m и получаемая в результате решения уравнения Шрёдингера, называется орбиталью. Орбиталь — это область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона , принадлежащего атому химического элемента. Таким образом, решение уравнения Шредингера для атома водорода приводит к появлению трёх квантовых чисел, физический смысл которых состоит в том, что они характеризуют три разного вида орбиталей, которые может иметь атом. Рассмотрим более подробно каждое квантовое число.

Главное квантовое число n может принимать любые положительные целочисленные значения: n = 1,2,3,4,5,6,7…Оно характеризует энергию электронного уровня и размер электронного ″облака″. Характерно, что номер главного квантового числа совпадает с номером периода, в котором находится данный элемент.

Азимутальное или орбитальное квантовое число ℓ может принимать целочисленные значения от = 0….до n – 1 и определяет момент движения электронов, т.е. форму орбитали. Для различных численных значений ℓ используют следующие обозначения: = 0, 1, 2, 3, и обозначаются символами s , p , d , f , соответственно для = 0, 1, 2 и 3. В периодической системе элементов нет элементов со спиновым числом = 4.

Магнитное квантовое число m характеризует пространственное расположение электронных орбиталей и, следовательно, электромагнитные свойства электрона. Оно может принимать значения от – до + , включая нуль.

Форма или, точнее, свойства симметрии атомных орбиталей зависят от квантовых чисел и m . «Электронное облако», соответствующее s — орбитали имеет, имеет форму шара (при этом = 0).

Рис.1. 1s-орбиталь

Орбитали, определяемые квантовыми числами ℓ = 1 и m ℓ = -1, 0 и +1, называются р-орбиталями. Поскольку m ℓ при этом имеет три разных значений, то атом при этом имеет три энергетически эквивалентные р-орбитали (главное квантовое число для них одно и тоже и может иметь значение n =2,3,4,5,6 или 7). р-Орбитали обладают осевой симметрией и имеют вид объёмных восьмёрок, во внешнем поле ориентированных по осям x, y и z (рис.1.2). Отсюда и происхождение символики p x , p y и p z .

Рис.2. р x , p y и p z -орбитали

Кроме того, имеются d- и f- атомные орбитали, для первых ℓ = 2 и m ℓ = -2, -1, 0, +1 и +2, т.е. пять АО, для вторых ℓ = 3 и m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 и +3, т.е. 7 АО.

Четвёртое квантовое m s называется спиновым квантовым числом, было введено для объяснения некоторых тонких эффектов в спектре атома водорода Гаудсмитом и Уленбеком в 1925г. Спин электрона — это угловой момент заряженной элементарной частицы электрона, ориентация которого квантована, т.е. строго ограничена определёнными углами. Эта ориентация определяется значением спинового магнитного квантового числа (s), которое для электрона равно ½ , поэтому для электрона согласно правилам квантования m s = ± ½. В связи с этим к набору из трёх квантовых чисел следует добавить квантовое числоm s . Подчеркнём еще раз, что четыре квантовых числа определяют порядок построения периодической таблицы элементов Менделеева и объясняют, почему в первом периоде только два элемента, во втором и в третьём – по восемь, — в четвёртом – 18 и т д. Однако, чтобы объяснить строение многоэлектронных атомов, порядок заполнения электронных уровней по мере увеличения положительного заряда атома недостаточно иметь представления о четырёх квантовых числах, «управляющих» поведением электронов при заполнении электронных орбиталей, но необходимо знать ещё некоторые простые правила, а именно, принцип Паули, правило Гунда и правила Клечковского.

Согласно принципа Паули в одном и том же квантовом состоянии, характеризуемом определенными значениями четырёх квантовых чисел, не может находиться более одного электрона. Это означает, что один электрон можно в принципе поместить на любую атомную орбиталь. Два электрона могут находиться на одной атомной орбитали только в том случае, если они отличаются спиновыми квантовыми числами.

При заполнении электронами трёх р-АО, пяти d-AO и семи f-AO следует руководствоваться кроме принципа Паули ещё и правилом Гунда: Заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии происходит электронами с одинаковыми спинами.

При заполнении подоболочек (p , d , f )абсолютное значение суммы спинов должно быть максимальной .

Правило Клечковского . Согласно правилу Клечковского при заполнении d и f орбиталией электронами должен соблюдаться принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали с минимальными уровнями энергии. Энергию подуровня определяют сумма квантовых чисел n + ℓ = Е .

Первое правило Клечковского : сначала заполняются те подуровни, для которых n + ℓ = Е минимальна.

Второе правило Клечковского : в случае равенства n + ℓ для нескольких подуровней идёт заполнение того подуровня, для которого n минимальна .

В настоящее время известно 109 элементов.

2. Энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность .

Важнейшими характеристиками электронной конфигурации атома являются энергия ионизации (ЭИ) или потенциал ионизации (ПИ) и сродство атома к электрону (СЭ). Энергией ионизации называют изменение энергии в процессе отрыва электрона от свободного атома при 0 К: А = + + ē . Зависимость энергии ионизации от порядкового номера Z элемента, размера атомного радиуса имеет ярко выраженный периодический характер.

Сродство к электрону (СЭ), представляет собой изменение энергии, которым сопровождается присоединение электрона к изолированному атому с образованием отрицательного иона при 0 К: А + ē = А (атом и ион находятся в своих основных состояниях). При этом электрон занимает низшую свободную атомную орбиталь (НСАО), если ВЗАО занята двумя электронами. СЭ сильно зависит от их орбитальной электронной конфигурации.

Изменения ЭИ и СЭ коррелируют с изменением многих свойств элементов и их соединений, что используется для предсказания этих свойств по значениям ЭИ и СЭ. Наиболее высоким по абсолютной величине сродством к электрону обладают галогены. В каждой группе периодической таблице элементов потенциал ионизации или ЭИ уменьшается с увеличением номера элемента, что связано с увеличением атомного радиуса и с увеличением количества электронных слоев и что хорошо коррелирует с увеличением восстановительной способности элемента.

В таблице 1 Периодической системы элементов приведены значения ЭИ и СЭ в эВ/на атом. Отметим, что точные значения СЭ известны лишь для немногих атомов, их величины подчёркнуты в таблице 1.

Таблица 1

Первая энергия ионизации (ЭИ), сродство к электрону (СЭ) и электроотрицательность χ) атомов в периодической системе.

χ

0.747

2. 1 0

0, 3 7

1,2 2

χ

0. 54

1. 55

-0.3

1. 1 3

0.2

0. 91

1.2 5

-0. 1

0, 55

1.47

0. 59

3.45

0. 64

1 ,60

χ

0. 7 4

1. 89

-0.3

1 . 3 1

1 . 6 0

0. 6

1. 63

0.7

2.07

3.61

χ

2.3 6

0 .6

1.26(α)

-0.9

1 . 39

0. 18

1.2

0. 6

2.07

3.36

χ

2.4 8

-0.6

1 . 56

0. 2

2. 2

χ

2.6 7

2, 2 1

О s

χ – электроотрицательность по Полингу

r — атомный радиус, (из «Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии» , Н.С. Ахметов, М.К. Азизова, Л.И. Бадыгина)

Атом — наименьшая частица вещества, неделимая химическим путем. В XX веке было выяснено сложное строение атома. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Общий заряд свободного атома равен нулю, так как заряды ядра и электронной оболочки уравновешивают друг друга. При этом величина заряда ядра равна номеру элемента в периодической таблице (атомному номеру ) и равна общему числу электронов (заряд электрона равен −1).

Атомное ядро состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных частиц — нейтронов , не имеющих заряда. Обобщенные характеристики элементарных частиц в составе атома можно представить в виде таблицы:

Число протонов равно заряду ядра, следовательно, равно атомному номеру. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от атомной массы (складывающейся из масс протонов и нейтронов) отнять заряд ядра (число протонов).

Например, в атоме натрия 23 Na число протонов p = 11, а число нейтронов n = 23 − 11 = 12

Число нейтронов в атомах одного и того же элемента может быть различным. Такие атомы называют изотопами .

Электронная оболочка атома также имеет сложное строение. Электроны располагаются на энергетических уровнях (электронных слоях).

Номер уровня характеризует энергию электрона. Связано это с тем, что элементарные частицы могут передавать и принимать энергию не сколь угодно малыми величинами, а определенными порциями — ква́нтами. Чем выше уровень, тем большей энергией обладает электрон. Поскольку чем ниже энергия системы, тем она устойчивее (сравните низкую устойчивость камня на вершине горы, обладающего большой потенциальной энергией, и устойчивое положение того же камня внизу на равнине, когда его энергия значительно ниже), вначале заполняются уровни с низкой энергией электрона и только затем — высокие.

Максимальное число электронов, которое может вместить уровень, можно рассчитать по формуле:
N = 2n 2 , где N — максимальное число электронов на уровне,
n — номер уровня.

Тогда для первого уровня N = 2 · 1 2 = 2,

для второго N = 2 · 2 2 = 8 и т. д.

Число электронов на внешнем уровне для элементов главных (А) подгрупп равно номеру группы.

В большинстве современных периодических таблиц расположение электронов по уровням указано в клеточке с элементом. Очень важно понимать, что уровни читаются снизу вверх , что соответствует их энергии. Поэтому столбик цифр в клеточке с натрием:
1
8
2

на 1-м уровне — 2 электрона,

на 2-м уровне — 8 электронов,

на 3-м уровне — 1 электрон
Будьте внимательны, очень распространенная ошибка!

Распределение электронов по уровням можно представить в виде схемы:
11 Na)))
2 8 1

Если в периодической таблице не указано распределение электронов по уровням, можно руководствоваться:

  • максимальным количеством электронов: на 1-м уровне не больше 2 e − ,
    на 2-м — 8 e − ,
    на внешнем уровне — 8 e − ;
  • числом электронов на внешнем уровне (для первых 20 элементов совпадает с номером группы)

Тогда для натрия ход рассуждений будет следующий:

  1. Общее число электронов равно 11, следовательно, первый уровень заполнен и содержит 2 e − ;
  2. Третий, наружный уровень содержит 1 e − (I группа)
  3. Второй уровень содержит остальные электроны: 11 − (2 + 1) = 8 (заполнен полностью)

* Ряд авторов для более четкого разграничения свободного атома и атома в составе соединения предлагают использовать термин «атом» только для обозначения свободного (нейтрального) атома, а для обозначения всех атомов, в том числе и в составе соединений, предлагают термин «атомные частицы». Время покажет, как сложится судьба этих терминов. С нашей точки зрения, атом по определению является частицей, следовательно, выражение «атомные частицы» можно рассматривать как тавтологию («масло масляное»).

2. Задача. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества.


Пример:

Какое количество вещества водорода выделится при взаимодействии цинка с соляной кислотой массой 146 г?

Решение:

  1. Записываем уравнение реакции: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
  2. Находим молярную массу соляной кислоты: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль)
    (молярную массу каждого элемента, численно равную относительной атомной массе, смотрим в периодической таблице под знаком элемента и округляем до целых, кроме хлора, который берется 35,5)
  3. Находим количество вещества соляной кислоты: n (HCl) = m / M = 146 г / 36,5 г/моль = 4 моль
  4. Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением — число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):
    4 моль x моль
    Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
    2 моль 1 моль
  5. Составляем пропорцию:
    4 моль — x моль
    2 моль — 1 моль
    (или с пояснением:
    из 4 моль соляной кислоты получится x моль водорода,
    а из 2 моль — 1 моль)
  6. Находим x:
    x = 4 моль 1 моль / 2 моль = 2 моль

Ответ: 2 моль.

Электроны

Понятие атом возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, сущеетвующими в атомах всех химических элементов. В 1891 г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь». Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу (-1). Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (скорость электрона на орбите обратно пропорциональна номеру орбиты n. Радиусы орбит растут пропорционально квадрату номера орбиты. На первой орбите атома водорода (n=1; Z=1) скорость равна ≈ 2,2·106 м/с, то есть примерно в сотню раз меньше скорости света с=3·108 м/с. ) и массу электрона (она почти в 2000 раз меньше массы атома водорода).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают со­вокупность информации об энергии определенного электрона и пространстве, в котором он находится . Электрон в атоме не имеет траектории движения, т. е. можно говорить лишь о веро­ятности нахождения его в пространстве вокруг ядра .

Он может находиться в лю­бой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность его различных положений рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно предста­вить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографиро­вать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотогра­фиях был бы представлен в виде точек. При наложении бесчисленного множества та­ких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плот­ностью там, где этих точек будет больше всего.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называ­ется орбиталью. В нем заключено приблизительно 90 % электронного облака , и это означает, что около 90 % времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают 4 известных ныне типа орбиталей , которые обозначаются латинскими буквами s, p, d и f . Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром . Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слои, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра, — 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.

Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня, электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.

Наибольшее число электронов на энергетичес­ком уровне определяется по формуле:

N = 2n 2 ,

где N — максимальное число электронов; n — но­мер уровня, или главное квантовое число. Следовательно, на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не бо­лее двух электронов; на втором — не более 8; на третьем — не более 18; на четвертом — не бо­лее 32.

Начиная со второго энергетического уровня (n = 2) каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуровень; второй — два; третий — три; четвертый — четыре подуровня . Подуровни в свою очередь образованы орбиталями. Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n.

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.

Протоны и нейтроны

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Э. Резерфордом, называют планетарной .

Атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов — протонов и нейтронов .

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку (+1), и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона.

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus — ядро). Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:

13 + 14 = 27

число протонов 13, число нейтронов 14, массовое число 27

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают e — .

Поскольку атом электронейтрален , то также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента (Z), т. е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле:

N = A — Z

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

56 — 26 = 30

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами . Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой 12, 13, 14; кислород — три изотопа с массой 16, 17, 18 и т. д. Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе. Химические свойства изотопов большинства химических элементов совершенно одинаковы. Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки.

Элементы первого периода

Схема электронного строения атома водорода:

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Графическая электронная формула атома во­дорода (показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням):

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен — в нем 2 электрона. Водород и гелий — s-элементы; у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен , и электроны заполняют s- и р-орбитали второго электронного слоя в соот­ветствии с принципом наименьшей энергии (снача­ла s, а затем р) и правилами Паули и Хунда.

В атоме неона второй электронный слой завершен — в нем 8 электронов.

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d- подуровни.

У атома магния достраивается 3s- электронная орбиталь. Na и Mg — s-элементы.

У алюминия и последующих элементов запол­няется электронами 3р-подуровень.

У элементов третьего периода остаются неза­полненными 3d-орбитали.

Все элементы от Al до Ar — р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Пе­риодической системе.

Элементы четвертого — седьмого периодов

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень, т. к. он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень.

К, Са — s-элементы, входящие в главные под­группы. У атомов от Sc до Zn заполняется электро­нами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется пред­внешний электронный слой, их относят к переход­ным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчи­востью образующихся при этом электронных кон­фигураций 3d 5 и 3d 10:

В атоме цинка третий электронный слой завер­шен — в нем заполнены все подуровни 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов. У следующих за цин­ком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень.

Элементы от Ga до Кr — р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.У элементов пятого периода идет заполнение по-дуровней в следующем порядке: 5s — 4d — 5р. И так-же встречаются исключения, связанные с «провалом » электронов, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

В шестом и седьмом периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

4f-элементы называют лантаноидами.

5f-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Cs и 56 Ва — 6s-элементы; 57 La … 6s 2 5d x — 5d-элемент; 58 Се — 71 Lu — 4f-элементы; 72 Hf — 80 Hg — 5d-элементы; 81 Т1 — 86 Rn — 6d-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполне­ния электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf 7 и nf 14 . В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элемен­ты делят на четыре электронных семейства, или блока:

  • s-элементы . Электронами заполняется s-под­уровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп.
  • p-элементы . Электронами заполняется р-подуровень внешнего уровня атома; к р-элементам относятся элементы главных подгрупп III- VIII групп.
  • d-элементы . Электронами заполняется d-под­уровень предвнешнего уровня атома; к d-эле­ментам относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами. Их также называют переход­ными элементами.
  • f-элементы . Электронами заполняется f-подуро­вень третьего снаружи уровня атома; к ним от­носятся лантаноиды и антиноиды.

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского — «веретено»), т. е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси: по часовой или против часовой стрелки.

Этот принцип носит название принципа Паули . Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т. е. электроны с противоположными спинами. На рисунке показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни и очередность их заполнения.


Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины, при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

Правило Хунда и принцип Паули

Правило Хунда — правило квантовой химии, определяющее порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Другая формулировка : Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.

  1. Мультиплетность максимальна
  2. При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.

Разберём это правило на примере заполнения орбиталей p-подуровня p -элементов второго периода (то есть от бора до неона (в приведённой ниже схеме горизонтальными чёрточками обозначены орбитали, вертикальными стрелками — электроны, причём направление стрелки обозначает ориентацию спина).

Правило Клечковского

Правило Клечковского — по мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра.

Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречатреальной энергетической последовательности атомых орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слояна d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, аименно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s

Рекомендуем также

Строение атомов d-элементов. Задачи 37

 


Задача 37.
В чем особенность электронного строения d-элементов? Где они расположены в периодической системе? приведите пример электронной формулы для d-элемента.
Решение:
В зависимости от строения электронных оболочек атомов все элементы периодической системы Д.И. Менделеева делят на четыре семейства: s-, p-, d- и f-элементы.
D-элементы — группа атомов в периодической таблице элементов (d-блок), в электронной оболочке которых валентные электроны с наивысшей энергией занимают d-орбиталь.

Данный блок представляет собой часть периодической таблицы; в него входят элементы от 3 до 12 группы. Элементы данного блока заполняют d-оболочку d-электронами, которая у элементов начинается s2d1 (третья группа) и заканчивается s2d10 (двенадцатая группа). Однако существуют некоторые нарушения в этой последовательности, например, у хрома s1d5 (но не s2d4) вся одиннадцатая группа имеет конфигурацию s1d10 (но не s2d9). Двенадцатая группа имеет заполненные s- и d-электроны. 

В короткопериодном варианте периодической системы группы подразделяются на подгруппы — главные (или подгруппы A), начинающиеся с элементов первого и второго периодов, и побочные (подгруппы В), содержащие d-элементы. В этом варианте периодической системы к d-элементам относят те элементы, атомы которых содержат валентные электроны на (n – 1)d ns-уровнях и составляют побочные (IIIВ–VIIВ, IВ, IIВ) подгруппы, занимая промежуточное положение между типичными s-металлами (IА, IIА) и p-элементами. Из 118 элементов периодической системы 38 относятся к d-элементам; из них последние 8 радиоактивны и входят в незавершенный седьмой период. Электронное строение атомов d-элементов определяет их химические свойства. 3d-Элементы по химическим свойствам существенно отличаются от 4d- и 5d-элементов. При этом элементы IVВ–VIIВ подгрупп очень схожи по многим химическим свойствам. Это сходство обусловлено лантаноидным сжатием, которое из-за монотонного уменьшения радиусов при заполнении 4f-орбиталей приводит к практическому совпадению радиусов циркония и гафния, ниобия и тантала, молибдена и вольфрама, технеция и рения. Элементы этих пар очень близки по физическим и особенно по химическим свойствам; первые шесть элементов встречаются в одних рудных месторождениях, трудно разделяются; их иногда называют элементами-близнецами.

Атомы d-элементов характеризуются общей электронной формулой (n – 1)d1–10ns0–2. Некоторые из тяжелых d-элементов не являются полными электронными аналогами.
Увеличение числа электронов иногда сопровождается немонотонностью заселения d-орбиталей. Это обусловлено сближением энергий (n – 1)d— и ns-орбиталей и усилением межэлектронного взаимодействия к концу периода.

По мере увеличения числа d-электронов в периоде они могут переходить с одного уровня на другой для достижения требуемой правилами Гунда одной из наиболее устойчивых конфигураций (d5, d10). Такие переходы реализуются, например, в случае Cr(3d54s1), Cu(3d104s1), Mo(4d55s1), Ag(4d105s1). Обращает на себя внимание тот факт, что в одной подгруппе существуют элементы с разными электронными конфигурациями, например: V(3d34s2), Nb(4d45s1) и Ta(5d36s2); Ni(3d84s2), Pd(4d105s0) и Pt(5d96s1). Палладий является единственным d-элементом с незаполненным s-уровнем.

Электронные формулы d-элементов:

+26Fе 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
+29Сu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

 


Электронно-графические формулы скандия и коперниция

Задача 38.
Напишите электронно-графическую формулу для 21-го и 112 элементов, определите их валентные электроны и охарактеризуйте их с помощью квантовых чисел.
Решение:
Электронные формулы отображают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням (атомным орбиталям). Электронная конфигурация обозначается группами символов nlx, где n – главное квантовое число, l – орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение – s, p, d, f), x – число электронов в данном подуровне (орбитали). При этом следует учитывать, что электрон занимает тот энергетический подуровень, на котором он обладает наименьшей энергией – меньшая сумма n+1 (правило Клечковского). Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая:

1s►2s►2р►3s►3р►4s►3d►4р►5s►4d►5р►6s►(5d1)►4f►5d►6р►7s►(6d1-2)►5f►6d►7р

а) Так как число электронов в атоме того или иного элемента равно его порядковому номеру в таблице Д. И. Менделеева, то для 21 элемента  — скандия (Sc –  порядковый № 21) электронная формула имеют вид: 

+21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

Валентные электроны скандия 4s2 3d1 — находятся на 4s и 3d-подуровнях На валентных орбиталях атома  Sc находится  3 электрона. Поэтому элемент помещают в  третью группу классической и современной периодической системы Д.И.Менделеева.

б) Для 112-го элемента Сn (коперниций) число электронов в атоме равно числу его порядкового номера — 112 и он стоит в 12 группе современной периодической системе химических элементов, что соответствует второму периоду главной подгруппе классической таблицы Д.И. Менделеева, то его электронная формула, согласно правилу Клечковского, будет иметь вид: 

+112Сn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 0

На внешнем электронном уровне атома Сn находится 2 s-электрона, которые являются валентными (расположены на 7s-подуровне), 7р-подуровень незаполнен электронами, т. е. электронная конфигурация коперниция 610 7s2, как у цинка, кадмия и ртути.


 

Строение электронных оболочек атома

Цель урока: Сформировать представления учащихся о строении электронной оболочки атома на примере химических элементов 1–3 периодов периодической системы. Закрепить понятия “периодический закон” и “периодическая система”.

Задачи урока: Научиться составлять электронные формулы атомов, определять элементы по их электронным формулам, определять состав атома.

Оборудование: Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, классная доска, мультимедиа-проектор, персональный компьютер, макет и презентация “Составление электронных формул строения атомов”.

Тип урока: комбинированный

Методы: словесный, наглядный.

Ход урока

I. Организационный момент.

Приветствие. Отметка отсутствующих. Активизация класса на усвоение новой темы.

Учитель проговаривает и записывает тему урока на доске “Строение электронных оболочек атома”.

II. Объяснение нового материала

Учитель: В начале XX века была принята планетарная модель строения атома, предложенная Резерфордом, согласно которой вокруг очень малого по размерам положительно заряженного ядра движутся электроны, как планеты вокруг Солнца. (Презентация. Слайд 1. Модель Резерфорда).

Следовательно, в атоме есть траектории, по которым движется электрон. Однако дальнейшие исследования показали, что в атоме не существует траекторий движения электронов. Движение без траектории означает, что мы не знаем, как электрон движется в атоме, но можем установить область, где чаще всего встречается электрон. Это уже не орбита, а орбиталь. Двигаясь вокруг атома, электроны образуют в совокупности его электронную оболочку.

Давайте выясним, как движутся электроны вокруг ядра? Беспорядочно или в определенном порядке? Исследования Нильса Бора – основоположника современной атомной физики, а также ряда других ученых позволили сделать вывод: электроны в атомах располагаются определенными слоями – оболочками и в определенном порядке.

Строение электронных оболочек атомов имеют важную роль для химии, так как именно электроны обуславливают химические свойства веществ. Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны в атоме различаются определенной энергией, и, как показывают опыты, одни притягиваются к ядру сильнее, другие слабее. Объясняется это удаленностью электронов от ядра. Чем ближе электроны к ядру, тем больше связь их с ядром, но меньше запас энергии. По мере удаления от ядра атома сила притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют единый электронный слой, или энергетический уровень. Энергия электронов в атоме и энергетический уровень определяется главным квантовым числом n и принимает целочисленные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Чем больше значение n, тем больше энергия электрона в атоме. Максимальное число электронов, которое может находиться на том или ином энергетическом уровне, определяется по формуле:

N = 2n2

Где N – максимальное число электронов на уровне;

n – номер энергетического уровня.

Установлено, что на первой оболочке располагается не более двух электронов, на второй – не более восьми, на третьей – не более 18, на четвертой – не более 32. Заполнение более далеких оболочек мы рассматривать не будем. Известно, что на внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов, его называют завершенным. Электронные слои, не содержащие максимального числа электронов, называют незавершенными.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне электронной оболочки атома равно номеру группы для химических элементов главных подгрупп.

Как ранее было сказано, электрон движется не по орбите, а по орбитали и не имеет траектории.

Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называется орбиталью этого электрона, или электронным облаком.

Орбитали, или подуровни, как их еще называют, могут иметь разную форму, и их количество соответствует номеру уровня, но не превышает четырех. Первый энергетический уровень имеет один подуровень (s), второй – два (s,p), третий – три (s,p,d) и т. д. Электроны разных подуровней одного и того же уровня имеют разную форму электронного облака: сферическую (s), гантелеобразную (p) и более сложную конфигурацию (d) и (f). Сферическую атомную орбиталь ученые договорились называть s-орбиталью. Она самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру.

S – орбиталь

Чем больше энергия электрона в атоме, тем быстрее он вращается, тем сильнее вытягивается область его пребывания, и, наконец, превращается в гантелеобразную p-орбиталь:

Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x, y и z. Это легко объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от друга.

Три p – орбитали

Итак, p-орбиталей может быть три. Энергия их, конечно, одинакова, а расположение в пространстве – разное.

Составить схему последовательного заполнения электронами энергетических уровней

Теперь мы можем составить схему строения электронных оболочек атомов:

  1. Определяем общее число электронов на оболочке по порядковому номеру элемента.
  2. Определяем число энергетических уровней в электронной оболочке. Их число равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится элемент.
  3. Определяем число электронов на каждом энергетическом уровне.
  4. Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали буквами s и p, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху справа над буквой, изображаем строение атомов более полными электронными формулами. Ученые условились обозначать каждую атомную орбиталь квантовой ячейкой – квадратиком на энергетической диаграмме:

На s-подуровне может находиться одна атомная орбиталь

а на pподуровне их может быть уже три –

(в соответствии с тремя осями координат):

Орбиталей dи fподуровня в атоме может быть уже пять и семь соответственно:

Пример:

Ядро атома водорода имеет заряд +1, поэтому вокруг его ядра движется только один электрон на единственном энергетическом уровне. Запишем электронную конфигурацию атома водорода

Чтобы установить связь между строением атома химического элемента и его свойствами, рассмотрим еще несколько химических элементов.

Следующий за водородом элемент-гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2, поэтому атом гелия содержит два электрона на первом энергетическом уровне:

Так как на первом энергетическом уровне может находиться не более двух электронов, то он считается завершенным.

Элемент № 3 – литий. Ядро лития имеет заряд +3, следовательно, в атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом энергетическом уровне, а третий электрон начинает заполнять второй энергетический уровень. Сначала заполняется s-орбиталь первого уровня, потом s-орбиталь второго уровня. Электрон, находящийся на втором уровне слабее связан с ядром, чем два других.

Далее формирование электронных оболочек у элементов 2-го периода происходит следующим образом:

Для атома углерода уже можно предположить три возможных схемы заполнения электронных оболочек в соответствии с электронно-графическими формулами:

Анализ атомного спектра показывает, что правильна последняя схема. Пользуясь этим правилом, нетрудно составить схему электронного строения для атома азота:

Этой схеме соответствует формула 1s22s22p3. Затем начинается попарное размещение электронов на 2p-орбиталях. Электронные формулы остальных атомов второго периода:

У атома неона заканчивается заполнение второго энергетического уровня, и завершается построение второго периода системы элементов.

Найдите в периодической системе химический знак лития, от лития до неона Ne закономерно возрастает заряд ядер атомов. Постепенно заполняется электронами второй слой. С ростом числа электронов на втором слое металлические свойства элементов постепенно ослабевают и сменяются неметаллическими.

Третий период, подобно второму, начинается с двух элементов (Na, Mg), у которых электроны размещаются на s-подуровне внешнего электронного слоя. Затем следуют шесть элементов (от Al до Ar), у которых происходит формирование p-подуровня внешнего электронного слоя. Структура внешнего электронного слоя соответствующих элементов второго и третьего периодов оказывается аналогичной. Иначе говоря, с увеличением заряда ядра электронная структура внешних слоев атомов периодически повторяется. Если элементы имеют одинаково устроенные внешние энергетические уровни, то и свойства этих элементов подобны. Скажем, аргон и неон содержат на внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, то есть почти не вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон – газы, которые имеют одноатомные молекулы.

Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу периодической системы.

Далее, учитель вместе с учениками делают выводы по пройденной теме и повторяют материал.

III. Выводы.

1. Свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра, периодически повторяются, так как периодически повторяется строение внешних энергетических уровней атомов элементов.

2. Плавное изменение свойств химических элементов в пределах одного периода можно объяснить постепенным увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

3. Причина сходства свойств химических элементов, принадлежащих к одному семейству, заключается в одинаковом строении внешних энергетических уровней их атомов.

IV. Закрепление нового материала.

Задание для класса:

1. Изобразите строение атомов следующих элементов:

а) натрия;
б) кремния

2. Сравните строение атомов азота и фосфора.

3. По данным о распределении валентных электронов найдите элемент:

а) 1s2 2s1
б) 1s2 2s22p63s23p6
в) 1s22s22p63s23p4
 г) 1s2 2s22p4
д) 1s22s22p63s23p64s1

4. Используя компьютерную презентацию “Составление электронных формул строения атомов” составьте электронные формулы атомов а) азота; б) серы.

5. Используя макет “Составление электронных формул строения атомов” электронные формулы атомов: а) магния; б) кислорода.

V. Домашнее задание: § 8, Стр. 28-33.

Нарисуйте схемы строения электронных оболочек атомов: бора, хлора, лития, алюминия.

Приложение.

Электронная структура атомов и молекул

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
Без заголовков

Электронная структура – ​​это состояние движения электронов в электростатическом поле, создаваемом неподвижными ядрами. Этот термин охватывает как волновые функции электронов, так и энергии, связанные с ними.

  • Атомные орбитали
    На этой странице атомные орбитали обсуждаются на вводном уровне. Он довольно подробно исследует s- и p-орбитали, включая их форму и энергию. d-орбитали описываются только с точки зрения их энергии, а f-орбитали упоминаются лишь вскользь.
  • Диаграммы Бора атомов и ионов
    Диаграммы Бора показывают электроны, вращающиеся вокруг ядра атома, подобно планетам, вращающимся вокруг Солнца.В модели Бора электроны изображаются как движущиеся по кругу на разных оболочках, в зависимости от того, какой элемент у вас есть.
  • Электронные конфигурации
    Электронная конфигурация атома представляет собой расположение электронов, распределенных между орбитальными оболочками и подоболочками. Обычно электронная конфигурация используется для описания орбиталей атома в его основном состоянии, но ее также можно использовать для представления атома, который ионизируется в катион или анион, компенсируя потерю или приобретение электронов в их последующих состояниях. орбитали.Многие физические и химические свойства элементов могут быть соотнесены с электро
  • Оценка спиновой кратности
    Величина спиновой кратности и соответствующее ему спиновое состояние впервые были обнаружены Фридрихом Хундом в 1925 году. Обычно используемая формула для предсказания значения кратности спина (2S+1).
  • Спектр излучения атома водорода
    На этой странице представлен спектр излучения атома водорода, показывающий, как он возникает в результате движения электронов между энергетическими уровнями внутри атома.Это также объясняет, как можно использовать спектр для определения энергии ионизации водорода.
  • Магнитное поведение двухатомных видов
  • Предсказание порядка связей двухатомных видов
    которые относятся к зоне паранойи в химической связи. В этом педагогическом обзоре я попытался объединить когда-то экономическую педагогику, включив четыре (04) новых формулы в области химического образования.В этой статье исследуются результаты и приводятся выводы для контекстно-ориентированного преподавания, обучения и оценивания экономным по времени способом.
  • 6
    9
  • Прогноз гибридизации простых молекул
    0
  • Прогноз ароматического, антиароматического и неароматического характера гетероциклических соединений вдоль с их поведением бездействия — инновационная мнемоника

6: электронная структура атомов

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
Без заголовков

В этой главе мы опишем, как электроны расположены в атомах и как пространственное расположение электронов связано с их энергиями. Мы также объясняем, как знание расположения электронов в атоме позволяет химикам предсказывать и объяснять химический состав элемента. Изучая материал, представленный в этой главе, вы обнаружите, как форма периодической таблицы отражает электронное расположение элементов. В этой и последующих главах мы опираемся на эту информацию, чтобы объяснить, почему одни химические изменения происходят, а другие нет. Прочитав эту главу, вы узнаете о теории электронной структуры атомов достаточно, чтобы объяснить, чем обусловлены характерные цвета неоновых вывесок, как создаются лазерные лучи и почему драгоценные камни и фейерверки имеют такие яркие цвета.В последующих главах мы разовьем введенные здесь концепции, чтобы объяснить, почему единственным соединением, образуемым натрием и хлором, является NaCl, ионное соединение, в то время как неон и аргон не образуют никаких стабильных соединений, и почему углерод и водород объединяются, образуя почти бесконечное множество ковалентных соединений, таких как CH 4 , C 2 H 2 , C 2 H 4 и C 2 H 6 . Вы обнаружите, что знание того, как пользоваться таблицей Менделеева, является самым важным навыком, который вы можете приобрести, чтобы понять невероятное химическое разнообразие элементов.

  • 6.1: Волновая природа света
    Понимание электронной структуры атомов требует понимания свойств волн и электромагнитного излучения. Базовые знания об электронной структуре атомов требуют понимания свойств волн и электромагнитного излучения. Волна – это периодическое колебание, посредством которого энергия передается в пространстве. Все волны периодические, регулярно повторяющиеся как в пространстве, так и во времени. Волны характеризуются несколькими взаимосвязанными свойствами.
  • 6.2: Квантовая энергия и фотоны
    Излучение черного тела — это излучение, испускаемое горячими объектами, которое нельзя объяснить с помощью классической физики. Макс Планк постулировал, что энергия квантуется и может быть испущена или поглощена только целым числом, кратным небольшой единице энергии, известной как квант. Энергия кванта пропорциональна частоте излучения; константа пропорциональности h является фундаментальной константой (постоянная Планка).Альберт Эйнштейн использовал квантование энергии для объяснения фотоэлектрического эффекта. Большая часть света полихроматична и содержит свет многих длин волн. Свет, имеющий только одну длину волны, является монохроматическим и создается устройствами, называемыми лазерами, которые используют переходы между двумя атомными энергетическими уровнями для получения света в очень узком диапазоне длин волн.Атомы также могут поглощать свет определенных энергий, что приводит к переходу из основного состояния в состояние с более низкой энергией. Луи де Бройль показал, что длина волны частицы равна постоянной Планка, деленной на массу, умноженную на скорость частицы. Таким образом, электрон на круговых орбитах Бора можно описать как стоячую волну, которая не движется в пространстве.Принцип неопределенности Вернера Гейзенберга гласит, что невозможно точно описать как местоположение, так и скорость частиц, которые проявляют волнообразное поведение.
  • 6.5: Квантовая механика и атомные орбитали
    Существует связь между движением электронов в атомах и молекулах и их энергиями, описываемая квантовой механикой. Из-за корпускулярно-волнового дуализма ученым приходится иметь дело с вероятностью того, что электрон находится в определенной точке пространства.Для этого потребовалось развитие квантовой механики, которая использует волновые функции для описания математической зависимости между движением электронов в атомах и молекулах и их энергиями.
  • 6.6: Трехмерное представление орбиталей
    Орбитали с l = 0 являются s-орбиталями и сферически симметричны, с наибольшей вероятностью нахождения электрона в ядре. Орбитали со значениями n > 1 и l = 0 содержат один или несколько узлов.Орбитали с l = 1 являются p-орбиталями и содержат узловую плоскость, включающую ядро, что приводит к форме гантели. Орбитали с l = 2 являются d-орбиталями и имеют более сложную форму, по крайней мере, с двумя узловыми поверхностями. l = 3 орбитали — это f-орбитали, которые еще более сложны.
  • 6.7: Многоэлектронные атомы
    В дополнение к трем квантовым числам (n, l, ml), определяемым квантовой механикой, для объяснения некоторых свойств атомов требуется четвертое квантовое число.Это квантовое число спина электрона (ms), которое может принимать значения +½ или −½ для любого электрона, что соответствует двум возможным ориентациям электрона в магнитном поле. Это важно для химии, потому что принцип запрета Паули подразумевает, что ни одна орбиталь не может содержать более двух электронов (с противоположным спином).
  • 6.8: Электронные конфигурации
    Основываясь на принципе Паули и знании орбитальных энергий, полученных с использованием водородоподобных орбиталей, можно построить периодическую таблицу, заполнив доступные орбитали, начиная с самой низкой энергии. орбиталей (принцип Ауфбау), что приводит к определенному расположению электронов для каждого элемента (его электронной конфигурации). Правило Хунда гласит, что расположение электронов с наименьшей энергией — это то, которое помещает их на вырожденные орбитали с параллельными спинами.
  • 6.9: Конфигурации электронов и периодическая таблица
    Расположение атомов в периодической таблице приводит к блокам, соответствующим заполнению ns-, np-, nd- и nf-орбиталей, что приводит к отличительным химическим свойствам элементов в блоке s, блоке p, блоке d и блоке f соответственно.
  • 6.E: Электронная структура атомов (упражнения)
    Это домашнее задание к текстовой карте, созданной Брауном и др. для книги «Химия: центральная наука».
  • 6.S: Электронная структура атомов (Резюме)
    Это краткий модуль для главы «Электронная структура атомов» в Brown et al. Текстовая карта общей химии.

Миниатюра: Схема электронной оболочки для натрия, 19-го элемента периодической таблицы элементов. (CC BY-SA; 2.5; Пумба)

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie.Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie.Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только та информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

Электронная структура атомов Амин Эльсерсави, доктор философии.

Вы когда-нибудь задумывались о различиях между точками Льюиса и гибридизацией в молекулярной структуре, между материей и антиматерией, между альфа-распадом и бета-распадом, между энергией электронных оболочек, между симметричной и несимметричной полярной ковалентной связью, между окислением и восстановлением? Это книга для настоящего путешествия во многие предметы современной химии. Книга разделена на девять глав, которые кратко поясняются ниже: Первая глава посвящена химии Вселенной, что позволяет ученым исследовать новые типы химических реакций, протекающих в экстремальных условиях космоса. В книге описана последовательность формирования Вселенной, включая стадию Большого взрыва, квантовую космологию, стадию кварков и лептонов, стадию инфляции, стадию адронов и стадию атомных ядер. Прежде чем мы исследуем Вселенную, важно понять такие темы, как материя и антиматерия, теория великого объединения, бозон Хиггса, диаграмма Фейнмана и суперсимметрия, которые также обсуждаются здесь. Вторая глава предназначена для того, чтобы помочь любому — студенту или нет — понять оболочки и подоболочки, ионные и ковалентные связи и то, как они образуются, включая структуру валентных электронов.Также включено понимание распада протона (альфа, бета и гамма). В третьей главе показано, как рисовать молекулы, используя теорию молекулярных орбиталей или гибридизацию. В этой главе показано, как представить их от простых молекул, таких как кислород и вода, до гораздо более сложных молекул, используя теорию молекулярных орбиталей и гибридизацию орбиталей. В четвертой главе обсуждается фундаментальное свойство доноров и акцепторов, основанное на понятии электроотрицательности. Также введены лиганды π и ð в связи между переходными металлами.Глава 5 дает достаточно ясное представление о молекулярной полярности, а также о симметричном и несимметричном распределении атома или молекулы при развитии временного (мгновенного) диполя. Также введена диполь-дипольная приставка. В главе 6 мы даем четкое и исчерпывающее описание окислительных и восстановительных процессов. Также введена электроотрицательность при окислении и восстановлении. Примеры приведены. Глава 7 позволяет читателю освоить принципы и приложения органических функциональных групп.Читатели найдут эту главу незаменимой для быстрого и легкого поиска информации об алканах, алкенах, алкинах и аренах. Также вводится связь с π и ð. Глава 8 ясно объясняет основные принципы номенклатурных методов с использованием IUPAC (Международный союз теоретической и прикладной химии) и позволяет читателю применять его точно и уверенно. Глава изобилует примерами для руководства, а также обширными и сложными рисунками, чтобы быстро направить читателя к номенклатуре. Предназначенный для учителей химии и студентов всех уровней, он дает советы по наилучшему представлению формул и химических чисел. Последняя глава (глава 9) дает практические занятия по химии с функциями из реальной жизни. Он обеспечивает четкое и полное понимание углеводов, полисахаридов, крахмала и гликогена, целлюлозы и хитина, нуклеотидов, азотистых гидроксилов и фосфатов, липидов, белков, сложных эфиров, липопротеинов, гликолипидов, стероидов, муцина и т. д. Полезный справочник для смежных медицинских работников.Книга обеспечивает прочную основу химических концепций и принципов, представляя широкий круг тем в ясной и лаконичной форме.

электронных конфигураций

электронных конфигураций

Следующее содержание является сутью лекции по общей химии 26. В этой лекции мы продолжаем обсуждение квантовых чисел и их использования в электронных конфигурациях, а также отношения электронной конфигурации к периодическим свойствам элементов.

Электронная конфигурация

Конфигурация электронов — это сводка того, где электроны находятся вокруг ядра. Как мы узнали ранее, каждый нейтральный атом имеет количество электронов, равное количеству его протонов. Теперь мы поместим эти электроны в такое расположение вокруг ядра, которое укажет на их энергию и форму орбитали, на которой они расположены. Вот краткое описание типов орбиталей и количества электронов, которые каждая из них может содержать:

.

Итак, основываясь на том, что мы знаем о квантовых числах, и используя приведенную выше таблицу, вам нужно 2 электрона, чтобы заполнить s-орбиталь, 6 электронов, чтобы заполнить p-орбиталь, 10 электронов, чтобы заполнить d-орбиталь, и 14 электронов, чтобы заполнить f-орбиталь.НО то, что мы не обсуждали, так это то, как эти орбитали заполняются… порядок заполнения.

Порядок заполнения

Порядок, в котором электроны размещаются на орбиталях, основан на порядке их энергии. Это называется принципом Ауфбау. Первыми заполняются самые низкоэнергетические орбитали. Как и сами квантовые числа, этот порядок был определен расчетным путем и представлен следующей диаграммой:

.

или вы можете просто использовать таблицу Менделеева:

 

Как написать электронную конфигурацию

Символы, используемые для записи электронной конфигурации, начинаются с номера оболочки (n), за которым следует тип орбитали, и, наконец, верхний индекс указывает, сколько электронов находится на орбитали.

 

Например:

Глядя на периодическую таблицу, вы видите, что кислород имеет 8 электронов. Основываясь на приведенном выше порядке заполнения, эти 8 электронов заполнили бы следующий порядок 1s, 2s и затем 2p. Таким образом, электронная конфигурация кислорода будет O 1s 2 2s 2 2p 4 .

Особые случаи

Конфигурации ионов представляют собой частный случай электронной конфигурации, а также в первую очередь демонстрируют причину образования этих ионов.

Если вам нужно записать полную электронную конфигурацию для аниона , то вы просто добавляете дополнительные электроны, и конфигурация просто продолжается.

Например, мы знаем, что кислород всегда образует 2-ионы, когда он образует ион. Это добавит 2 электрона к его нормальной конфигурации, создав новую конфигурацию: O 2- 1s 2 2s 2 2p 6 . Следует отметить, что с 10 электронами электронная конфигурация кислорода теперь точно такая же, как у неона.Мы говорили о том, что ионы образуются, потому что они могут стать более стабильными с присоединением или потерей электронов, чтобы стать похожими на благородные газы, и теперь вы можете увидеть, как они становятся такими же.

Электронные конфигурации катионов также основаны на количестве электронов, но есть небольшая разница в способе их конфигурации. Сначала вы должны написать их нормальную электронную конфигурацию, а затем, когда вы удаляете электроны, вы должны брать их с самой внешней оболочки. Обратите внимание, что это не всегда тот же способ, которым они были добавлены.

Вот пример того, что я имею в виду:

У железа есть 26 электронов, поэтому его нормальная конфигурация электронов будет: Fe 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 6

Когда мы создаем ион 3+ для железа, нам нужно сначала взять электроны из самой внешней оболочки, чтобы это была оболочка 4s, а не оболочка 3d: Fe 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5

Еще одно замечание по записи электронных конфигураций: короткий путь.При написании некоторых конфигураций нижних таблиц общая конфигурация может быть довольно длинной. В этих случаях вы можете использовать предыдущий благородный газ для сокращения конфигурации, как показано ниже. Вам просто нужно закончить конфигурацию, откуда выходит благородный газ:

Исключения

Как и в случае с любой другой темой, которую мы рассмотрели на сегодняшний день, существуют исключения в порядке заполнения. Но, исходя из генерируемых электронных конфигураций, эти исключения легко понять.

В блоке d, особенно в группах, содержащих хром и медь, есть исключение в том, как они заполняются.

Вот актуальные конфигурации:

В этих столбцах 4s и 3d

Практика, практика, практика

Здесь есть множество викторин по электронным конфигурациям, с которыми вы можете попрактиковаться

Орбитальные диаграммы

Еще один способ представить порядок заполнения атома — использовать орбитальную диаграмму, которую часто называют «маленькими квадратиками»:

Прямоугольники используются для представления орбиталей и для отображения размещенных на них электронов. Порядок заполнения тот же, но, как вы можете видеть сверху, электроны помещаются в ящики по одному, прежде чем заполнить их обоими электронами. Это называется правилом Хунда: «Заполните наполовину, прежде чем заполнить полностью», и снова это правило было установлено на основе расчетов энергии, которые показали, что именно так атомы фактически распределяют свои электроны по орбиталям.

Периодические свойства

Одна из действительно интересных особенностей электронных конфигураций — их связь с периодической таблицей.В основном периодическая таблица была построена таким образом, чтобы элементы с одинаковыми электронными конфигурациями были выровнены в одни и те же группы (столбцы).

Периодическая таблица, показывающая последнюю заполненную орбиту для каждого элемента

Периодическая таблица, показанная выше, демонстрирует, как конфигурация каждого элемента была выровнена так, чтобы последняя заполненная орбиталь была такой же, за исключением оболочки. Причина, по которой это было сделано, заключается в том, что конфигурация элемента придает элементу его свойства, а аналогичные конфигурации дают аналогичные свойства.

Давайте рассмотрим некоторые периодические свойства, на которые напрямую влияет электронная конфигурация:

Атомный размер

Размер атомов увеличивается вниз по таблице Менделеева. Это должно быть интуитивно понятно, поскольку с каждой строкой таблицы вы добавляете оболочку (n).

Что не так интуитивно понятно, так это то, почему размер уменьшается слева направо. Но опять же построение электронной конфигурации дает нам ответ.Что вы делаете, просматривая периодическую таблицу? Ответить, добавляя протоны к ядру и добавляя электроны к валентной оболочке элемента. Что не меняется, когда вы пересекаете период? Ответ: электроны внутренней оболочки.

Итак, подумайте об этом так: электроны внутренней оболочки являются защитой от притяжения ядра. Когда вы пересекаете период и увеличиваете количество протонов в ядре, вы увеличиваете его притяжение, но поскольку вы только добавляете электроны в новую оболочку, экран не увеличивается, а остается неизменным на всем протяжении.Это означает, что притяжение электронов, добавляемых к валентной оболочке, неуклонно увеличивается на всем протяжении. Что произойдет, если вы потянете электроны сильнее? Ну, они приближаются к ядру и размер атома уменьшается. Эффект притяжения ядра на электроны, добавляемые через период, называется эффективным зарядом ядра и рассчитывается как Z Eff = #протонов — Ядро # Электронов.

Так, например, сила притяжения Sulphur будет равна Z Eff = 16 — 10 = +6

 

Электроотрицательность

Электроотрицательность может быть самым важным из периодических свойств, которые вы можете изучить и понять, так как многие другие свойства зависят от его значения. Электроотрицательность — это способность атомов притягивать к себе электроны.

Электроотрицательность обычно выражается по шкале Полинга, и значения были определены экспериментально. В таблице ниже показаны значения шкалы для элементов.

Значения электроотрицательности увеличиваются слева направо и снизу вверх в периодической таблице, за исключением благородных газов. Наиболее электроотрицательным элементом является фтор.

Из этих значений электроотрицательности мы можем вывести модели двух других периодических свойств: энергии ионизации и сродства к электрону.

 

Энергия ионизации

Энергия ионизации — это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома. Все энергии ионизации являются положительными значениями, потому что все эти удаления (даже для элементов, образующих положительные ионы) требуют ввода энергии. Чем более электроотрицательный элемент, тем выше энергия ионизации.

Электронное сродство

Электронное сродство элемента — это количество энергии, полученное или высвобожденное при добавлении электрона.Электроотрицательность и сродство к электрону увеличиваются по той же схеме в периодической таблице. Слева направо и снизу вверх.

 

 

 

Главы 7-10. Электронная структура атомов для химической связи

Свет

Свет важен в химии отчасти потому, что он может определять строение и свойства молекул.Есть много примеров использования свет для различных целей в нашей повседневной жизни. Например, микроволновая печь использует свойство микроволн (длина волны ~100 мм) для кипячения воды. МРТ метод использует радиоволны, близкие к аналоговым телевизионным волнам (VHF и UHF) по длине волны. для изображения содержания воды в вашем теле. Есть много много других.

Электронный спектр

Мы знаем, что происходит, когда свет проходит через призму. Белый свет разделяется на разные цвета, как показано на рисунке ниже.То разделенные цвета обычно называются спектром .

Каждый цвет представлен в виде волны. Есть две характеристики волна.

    Длина волны (λ) — расстояние от пика до пика (волна в координатном пространстве)
    Частота (ν) — количество пиков, проходящих во времени (волна во временной области)

Единицей длины волны является единица длины, например м .

Единицей частоты является обратная величина времени, например, . (также называется Герц или Гц )

Следовательно, если эти две единицы умножить, получится скорость, (длина/время).Для всех электромагнитных волн частота x длина волны равна всегда скорость света (2,998 x 10 8 м/с)

c = λ ν

Это означает, что λ и ν находятся во взаимной зависимости.

Длина волны больше в случае а, чем в случае б. Это также означает, что случай b имеет более высокую частоту, чем случай a.

На следующем рисунке показана шкала длин электромагнитных волн с предметы соответствующего размера. (Взято с этого сайта.)

Как видите, видимый свет, который могут обнаружить наши глаза, это лишь очень маленькое окно электромагнитного спектра.

Поскольку название электромагнитное подразумевает, что волна такого рода состоит из электрическое поле и магнитное поле. В некотором смысле каждое поле индуцирует другое, и толкают друг друга для распространения волны. На следующем рисунке показано переплетение электрического поля и магнитного поля для распространения света изобразительно.

Электрическое поле и магнитное поле перпендикулярны друг другу и направление распространения справа.

Я только что сказал выше, что свет — это волна.В следующем свете объясняется по частице. При фотоэффекте свет используется для выброса электрона из металлической пластины, который движется к положительному заряженный электрод, так что возникает электрический ток. Электрический ток регистрируется амперметром.

Эйнштейн объяснил явление, используя идею Планка пять лет назад, где Планк утверждал, что энергия фотона, частицы света, равна данный Е=чν где ч сегодня называется постоянной Планка и имеет значение 6.626 x 10 -34 Дж. Используя это, Эйнштейн объяснил фотоэлектрический влияние Ek=hν-W где E k — кинетическая энергия выбитого электрона а Вт — это так называемая рабочая функция.

Когда солнечный свет проходит через призму, как известно, цвет разделяет. Допустим, у вас есть точный прибор для разделения цветов. в гораздо больше деталей, чем простая призма может сделать. После анализа цвет в солнечном свете, вы видите темную полосу или отсутствующий цвет в определенных длины волн.Такие темные линии называются линиями поглощения . спектры . Прибор, используемый для наблюдения за спектральными линиями, что-то вроде следующего:


Общество Фраунгофера Солнечный свет входит позади нас и направляется в призму на вращающемся диске этот угол можно выбрать так, чтобы часть солнечного спектра попадала в то, что кажется телескопом, обычно называемым спектроскоп. Когда выбранная часть солнечного света наблюдается на другом конец спектроскопа, некоторые цвета прерываются темными линиями, как показано ниже.Это линии поглощения.

Посмотрите на следующий рисунок. Эта цифра представляет собой спектр солнечного луча, полученный прецизионным прибором в диапазоне видимого света.

Справа от рисунка длина волны увеличивается, а масштаб находится в единица Ангстрем , Å (1 Å = 10 -10 м). Темные полосы хорошо видны. Итак, что обозначают темные линии? Эти строки озадачивали ученых с 1814 г. (ранее Волластона в 1802 г.). Однако загадка была медленно распутываясь, начиная с лабораторного воспроизведения линейчатых спектров .

В лабораториях были проведены эксперименты, подобные следующему рисунку. Готово.

В этом примере нагреватель испаряет атом натрия в запаянной стеклянной трубке. и посветить светом от угольной дуговой лампы на трубку можно воспроизвести две темные полосы, обозначенные выше как D, в спектрах Солнца.

Это означает, что солнце состоит хотя бы частично, натрия! Последствия этой находки очевидны! Земля может быть не таким уникальным, как мы думали.

Математическая связь длины волны с загадочным целым числом!

Ученые начали находить закономерности других элементов в солнечном луче.О чем говорят нам эти закономерности? То, что они начали видеть, было то, что существовала связь между длиной волны и целыми числами!

Бальмер вывел следующее уравнение, названное уравнением Бальмера:

Длина волны Частота
1λ=R∞[122−1n2] ν=R∞c(109нмм)[122−1n2]

В этих уравнениях R — это то, что сегодня известно как Постоянная Ридберга (1,097 x 10 90 298 -2 90 299 нм 90 298 -1 90 299 ), 90 496 с 90 497 скорость света, а n — целое число больше 2.Будьте осторожны с преобразованием, так как единица измерения R отличается от с ! В частотном уравнении дополнительный коэффициент 10 9 нм / m используется для преобразования единицы нм -1 в R на м -1 единиц так, что частота выходит в единицах Гц ( с -1 ).

Затем Ридберг обобщил уравнение Бальмера для соответствия всем линейчатым спектрам водород.Таким образом, мы имеем уравнение Бальмера-Ридберга

Длина волны Частота
1λ=R∞[1m2−1n2] ν=R∞c(109нмм)[1м2−1n2]

с м.

Прекрасно работает с атомом водорода, но больше ни с чем. они должны ждать еще 30 лет или около того, чтобы полностью понять, где атомные спектральные линии родом из. Однако начали появляться некоторые частичные ответы, в частности связь между линейчатыми спектрами и структурами атома по Нильсу Бор.

Итак, выше мы сказали, что электромагнитная волна – это волна с частотой и длина волны. Это волна ! Однако Эйнштейн сказал в 1905 г. (год мирабилис) что он мог бы объяснить явление под названием «фотоэлектрический эффект», если бы использовал частицы света! Эйнштейн использовал идею Планка, чья, казалось бы, отчаянная теория, объясняющая так называемое излучение черного тела через пакет энергии (частица энергии), называемый квантом .

В своей теории Планк рассматривал энергию легкой частицы, называемой фотоном, зависит от частоты света, определяемой следующим уравнением.

E = ч ν

где ч — постоянная Планка ( ч = 6,626 х 10 -34 Дж с, очень маленькое число!), а поскольку c = λ ν , энергия частиц света равна связана с длиной волны , как

E=hcλ

Здесь важно то, что электромагнитное излучение представляет собой как волну , так и волну . и частица , корпускулярно-волновой дуализм .

Предполагаемая структура атома: атом Бора

Физики тогда хотели понять, почему атом стабилен.В то время, у них только новый атом имеет тяжелое ядро ​​с + зарядом и электроны с — заряд, находятся вокруг ядра, согласно Резерфорд (глава 2). Ты знаешь что + заряд и — заряд притягиваются друг к другу. Если электрон с отрицательным заряд молниеносно сначала вокруг ядро с положительным зарядом, электрон должен начать спускаться по спирали к ядру, излучая свет все выше и выше частота, как ускорение к ядру. И, наконец, электрон столкнется с ядром, и атом исчезнет.Это сценарий, о котором говорит нам классический электромагнетизм. (Смотрите рисунок справа.)

Это означает, что атом нестабилен с точки зрения классической физики! Это также означает, что нам нужна была новая и фундаментальная механика атомной энергии. и субатомные процессы!

Бор в 1914 году дал частичный ответ на вопрос о строении атома. одновременно решены спектральные линии атомов водорода. На его идею намекал Резерфорд. ядерный атом. Бор смог вывести математическое выражение для состояние атома водорода, как имеющее ряд определенных и устойчивые орбиты, которые являются постоянными.Затем электроны в атомах обходят ядро ​​по этим орбиты. Состояние атома водорода определяется одним целым числом, n , как показано ниже,

En= — RHn2 где R H называется константой Ридберга (1312 кДж/моль, или 2,18 x 10 -18 Дж).

На рисунке слева показано строение атома по Бору. Поскольку есть устойчивые орбиты, и для того, чтобы электрон вышел на более высокую орбиту, скажем n = 2 состояния (или любое другое n, кроме n=1, называется возбужденным состоянием. ), из своего состояние с наименьшей энергией (основное состояние с n = 1), прыжок (он называется переход ) должен быть сопровождается поглощением фотон с энергией E = h ν .Этот прыжок известен как квантовый скачок! Атом поглощает свет определенной частоты, чтобы совершить квантовый скачок.

Теперь мы можем объяснить, почему уравнение Бальмера-Ридберга имеет только целые числа. Согласно Бору, разница между энергиями двух состояний соответствует к квантовому скачку с энергией фотона, E фотон = h ν = Δ E нм . Последний член, Δ E нм равен разница между двумя состояниями, где м обозначает нижний энергии двух состояний, а n меток выше.

Ephoton=hν=ΔEmn=En−Em=hcR∞NA(109nm1m)[1m2−1n2]=RH[1m2−1n2]

Это уравнение полностью решает атомные спектры водорода.

Пример: Какова энергия в кДж/моль фотона, поглощаемого при переходе между n = 1 и n = 2?

Используя приведенное выше уравнение, мы имеем Eфотон=hcR∞[1м2−1n2]

имеем m = 1 и n = 2. Поскольку ответ выражается в расчете на моль количество, нам нужно умножить вышеуказанное на число Авогадро.

Eфотон=hcR∞[1m2−1n2]NA

Поместите все константы в единицы, мы имеем aEфотон=(6,626×10-34Джс)(2,998×108м/с)(1,097×10-21нм(109нм1м))[1-0,25](6,022×1023/моль)

Eфотон=98,421×104 Дж/моль=984,2 кДж/моль

В зависимости от нижних состояний двух целых чисел в системе Бальмера-Ридберга уравнение, состояние с метка m , спектры отнесены к спектральным сериям.

Имя Lower состояние Регион
Лиман Серия м = 1 Ультрафиолетовый
Балмер Серия м = 2 Visible
Пашена серии м = 3 Инфракрасный
Брэкетт Серия м = 4 Инфракрасный
Pfund Серия м = 5 Инфракрасный
Хумфреис серии м = 6 Инфракрасный
Пример: Какое верхнее состояние n в ряду Бальмера испустило фотон с его энергия 275. 6 кДж/моль?

В ряду Бальмера нижнее состояние м = 2. Так как мы имеем энергию поглощенного фотона, все, что нам нужно сделать, это изменить следующее уравнение и решить для n ,

Eфотон=RH[1м2 — 1n2] для которых мы знаем E фотон и R H . К изолировать n , нужно сделать следующее, EphotonRH =   1m2   −   1n2 Здесь мы знаем, что м = 2, тогда 1n2   =   122 −  ЭфотонRH Тогда обратная часть уравнения: n2 = 1122−EphotonRHn=1122−EphotonRH=1122−275.6кДж/моль1312кДж/моль=5.00 Следовательно, переход был из состояния m = 2 в состояние n = 5.

Увидев, что волна описывается частицей, де Бройль подумал, что наоборот может быть правдой. Это означает, что за это время может быть частиц. рассматривается как волна . Ну почему не!? Итак, он вывел уравнение связывая характеристики волны и частицы следующим образом:

Мы уже установили, что E=hcλ

Следовательно, λ=hcE

и из эйнштейновского E = mc 2 имеем λ=hcE=hcmc2=hmc→hmv

Поскольку c , скорость света, это скорость, мы можем замените v , скорость частицы, вместо c . То знаменатель в последнем члене, mv , представляет собой линейный импульс, который равен связана с частицей массой m , движущейся со скоростью v . Странно круто, да?

Пример: Какова длина волны де Бройля электрона за 1 с орбите в атоме водорода, если бы его средняя скорость составляла 0,730 % скорости свет? Сравните полученное значение с длиной волны Усэйна Болта, который может пробежать 100 м за 9,58 с, если он весит 94,0 кг.

Скорость света равна 2.998 x 10 8 м/с, а масса электрона составляет 9,11 х 10 -31 кг. λ=hmv

λ=hmv=6,626×10−34Js9,11×10−31кг⋅(0,00730⋅2,998×108м/с)=3,32×10−10м=3,32A∘ Символ Å, ангстрем, представляет собой единицу измерения расстояния 10 -10 м. Итак, эта длина волны соответствует атомному масштабу. Поскольку средний радиус атома водорода 0,529 Å, оборот электрона составляет 3,32 Å и совпадает с нашим расчетным значением.

Что касается Усэйна Болта, расчет прост. Его длина волны затем,

λ=hmv=6,626×10-34Джс94,0кг(100м9,58с)=0,6753×10-32м

Итак, для макроскопической частицы длина волны де Бройля очень мала. Эффект волновой природы нас даже не заметен; это даже меньше, чем атомный масштаб!! С другой стороны, для атома водорода длина волны равна того же масштаба, что и атомный масштаб, и, следовательно, двойственность волны и частица существует.

На данный момент мы установили:

    Все электромагнитные волны для различных целей (например, кофе или сделать рентген грудной клетки), отличаются только волной длина.

Принцип неопределенности Гейзенберга

На этом странности не заканчиваются. Один из краеугольных камней квантовой механики Принцип неопределенности Гейзенберга. Принцип резко разделяет идеи классического мира (доквантовая эра) и квантового мира.

Когда бейсбольный мяч выбрасывается из руки питчера, вы можете проследить, как мяч путешествует. Если вы хорошо играете в бейсбол и знаете какую подачу бросит питчер, возможно, вы сможете ударить по мячу жесткий. Отчасти потому, что вы можете следить за мячом глазами и ваш мозг вычисляет траекторию мяча. Траектория — это понятие полностью математически определяемый с использованием начальной скорости и направления (скорость), а также начальное положение мяча. Итак, траектория нуждается положение и скорость. Это классический мир.

В микроскопическом мире понятие траектории должно быть отвергнуто, сказал Гейзенберг. Здесь он устанавливает один из наиболее фундаментальных аспектов квантовый мир через его принцип неопределенности .

Идея Гейзенберга состоит в том, что движение квантовых частиц, таких как электроны, протоны, фотоны и т. д. нечеткие. Если вы знаете больше о позиции, вы потеряет точность скорости и ее направления. С другой стороны, если вы знаете больше о скорости (скорости и направлении), вы знаете меньше о где находится частица. Это слишком странно!! Во всяком случае, Гейзенберг изложил свою идею в математическую форму: (△x)(△mv)≥h5π

Это говорит вам о том, что произведения неопределенности в измерении координата, Δ x , и неопределенность в измерении импульса (скорость), Δ mv всегда больше или равно постоянной Планка, ч /4 π . Это неравенство дает нечеткость в движении субатомных частиц.

Странный!

Математические основы квантовой механики были заложены Гейзенбергом в 1924 г. Вскоре после этого советник Гейзенберга и его коллега быстро установили, что известная сегодня как матричная механика. В 1926 году Шредингер основал свою так называемая волновая механика. Это обсуждалось среди физиков того времени. какая из них является правильной формулировкой квантовой механики. Шредингер позже показал эквивалентность двух формулировок.Ψ=EΨ Уравнение Шредингера На самом деле не имеет значения, что это на самом деле означает, но мы просто смотрим на результат решения этого уравнения. Функция Ψ называется волновой функцией, а E — энергия.

Квантовая механика может быть применена к различным системам на подстоечном и молекулярные уровни. Поскольку в этой главе мы имеем дело с атомной структурой, мы собираемся посмотреть на результат Шредингера для атома водорода и его спектры.

При решении уравнения Шрёдингера получается 3 набора целых чисел и набор полуцелых чисел, называемый квантовыми числами .

    1. Основные квантовые номера, N
    2. Угловой импульс квантовой номер, L
    3. Магнитный квантовый номер, м л
    4. Спин квантовой номер, м с

Что интересно в этих наборах чисел, так это то, что они описывают строение атомов.Эти числа полностью описывают состояние атома.

Главное квантовое число, n

Это квантовое число описывает энергию атома водорода. En =   − RHn2 Эта формулировка полностью отличается от формулировки Бора, рассмотренной выше, но все же константа R H оказалась точно такой же, как и получен Бором. Как и прежде, значение для R H = 1312 кДж/моль для атома водорода.

Квантовое число углового момента, l

Форма орбитали определяется квантовым числом углового импульса, l . Орбиталь связана с вероятностью обнаружения электрона. Если один возводит орбиталь в квадрат, она становится вероятностью.

Значение l изменяется от 0 до n — 1. Таким образом, если вы начинаете с n = 2, l может принимать значения от 0 до 1. Если n = 5, то l может быть 0, 1, 2, 3 или 4.

    Если l = 0, говорят, что орбиталь равна s орбитали.
    Если l = 1, говорят, что орбиталь равна p орбитали.
    Если l = 2, говорят, что орбиталь равна d орбитали.
    Если l = 3, то орбиталь называется f орбиталью.
    Если l = 4, говорят, что орбиталь равна g орбитали.

Эти разные орбитали имеют разную форму. Мы рассмотрим их в следующий раздел.

Магнитное квантовое число, m l

Вырождения в квантовых числах углового момента — это означает, что сколько одинаковых орбиталей в заданном l квантовом числе.

Имеется ( l — 1)*2 наборов орбиталей в данных l , и значение м l идет от -l до +l в комплексе.

Итак,

    , если л = 1, м л = -1, 0 или +1 или 2
    , если л = 3, м л = -3, -2, -1, 0, 1, 2 или 3
    , если л = 4, м м -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, или 4

Это квантовое число появилось потому, что атомные спектры расщепляются, когда атом находится в магнитном поле.Это расщепление происходит из-за отрицательно заряженного электрон движется вокруг ядра. Магнитное поле создается, когда есть подвижный заряд. (Посмотрите на индукцию магнитного поля током в проводе, здесь. Видео не очень хорошего качества, но очень информативное.)

Спиновое квантовое число, м с

Это спиновое квантовое число предполагает только +½ или -½. Электрон +½ называется α (альфа) электроном, а -½ электрон называется β (бета) электроном, обозначается как ↿ (стрелка наполовину вверх) и ⇂ (стрелка наполовину вниз) соответственно при использовании внутри орбитальная энергетическая диаграмма, как обсуждается ниже.

Обозначения

Используя вышеупомянутые квантовые числа, мы можем найти все возможные комбинации n, l, m l и перечислены в таблице 5.1 ниже.

Если n = 1, возможна только s орбиталь, а возникающая орбиталь от n и l , мы называем это 1 s орбитальным и т. д., как показано в таблице.

Как видно, все p орбитали имеют 3 набора орбиталей, все d орбиталей 5 комплектов, всех f орбиталей 7 комплектов.

Энергии орбиталей показаны на следующем рисунке.

Для атома водорода энергия орбитали в пределах одного главные квантовые числа одинаковы, а многоэлектронный случай различны, из-за электрон-электронных взаимодействий в атоме.

Оритал представляет собой место, где находятся электроны. Каждая орбиталь может содержат 0, 1 или 2 электрона. Итак, для любого s орбиталь может содержать до двух электронов, но любые p орбиталей могут содержать до 6 электронов, так как существует три набора p орбиталей из-за значений m l (-1, 0 и +1). Следовательно, d орбиталей → максимум 10 электронов с м л = -2, -1, 0, 1, 2.

Формы орбиталей зависят от значения l квантового числа.

s орбитали for l = 0 — сферическая

p орбитали для l = 1

d орбитали для l = 2

f орбитали для l = 3

На следующих красивых изображениях орбиталей показаны формы каждой из них. отчетливо показана структура оболочки .Картина размещена в соответствии к Периодической таблице элементов.

Как упоминалось выше, существуют полуцелые квантовые числа, называемые спиновое квантовое число , м с . Это квантовое число также рассказать о магнитном поле электрона. Однако это не имеет никакого отношения с движением электрона вокруг ядра. Электрон ведет себя как в конечном счете крошечный магнит. Два квантовых числа, ±½, могут быть мыслится как N—S и S—N конфигурации магнита.

В 1925 году, после тщательной сортировки элементов Периодической таблицы, Паули понял, что все 4 набора квантовых чисел, n, l, m l , и m s должны быть разными для каждого из электронов в атом. Это называется принцип исключения Паули.

Другой способ выразить этот принцип состоит в том, что существует не более 2 электронов. можно разместить на орбите. Таким образом, орбиталь 1 с может иметь максимум 2 электрона, 2 p —6 электронов, 3 d —10 электронов.

Как показано в разделе «Волновая функция и квантовое число». , орбитальные энергии многоэлектронных атомов отличаются от атом водорода. Это связано с тем, что электрон в низкоэнергетическом орбиталей экранирует внешние электроны. Если внешний электрон экранирован, притяжение к ядру от внешнего электрона эффективно меньше (вы можете назвать это эффективный ядерный заряд ). Эффективность защиты зависит по типам орбиталей согласно следующему рисунку.

Предполагается, что атомы при температуре и давлении окружающей среды находятся в состояние с наименьшей энергией, называемое основным состоянием . Когда внешний источник как свет или тепло даются атомам, атомы могут переходить в то, что известно как возбужденное состояние . Возбужденное состояние имеет конечное время жизни, и в конце концов перейти в основное состояние. Здесь мы рассмотрим, как основное состояние атомы подобен размещению электронов на орбитали.

Электронная конфигурация — как электроны размещены в атомных орбитали.Например, 6-электронный атом углерода записывается как

1 с 2 2 с 2 2 с 2 . Верхний индекс говорит вам, сколько электронов находится в указанная орбиталь. В этом случае есть два электрона в 1 с орбиталь и два электрона в 2 s , и два электрона в 2 p орбитальный. Откуда вы знаете, какой заказ выполнять?

Использовать Принцип Ауфбау . Учитывая принцип квантовое число, вы можете записать все возможные члены углового момента следующим образом.Если n = 1, то возникающая из него орбиталь равна 1 с . Если n = 2, то возникающие из него орбитали равны 1 s , 2 s , и 2 стр . Если n = 3, то возникающие из него орбитали равны 1 s , 2 s , 2 p , 3 s , 3 p и 3 d . И так далее.

Затем зачеркните против диагонали следующим образом.

Следуя красной стрелке по порядку, запишите орбитали.Это порядок, в котором вы заполняете электроны в многоэлектронных атомах.

Тогда порядок орбиталей:

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

Как видите, для углерода электронная конфигурация с 2 2 с 2 2 с 2 . Цифры в верхнем индексе говорят о том, сколько электронов находится в орбитали.

Вот несколько правил, которым вы должны следовать, чтобы построить электронную конфигурацию:

    Первыми заполняются низкоэнергетические орбитали.
    Орбиталь может содержать два электрона с противоположным спином ( м с = +½ и -½)
    Для вырожденных орбиталей (например, p , d и f орбиталей), используйте правило Хунда .
      Один электрон переходит на каждую орбиталь, пока все не будут заполнены наполовину.
Используя принцип Ауфбау, мы можем записать большую часть электронной конфигурации элементов.

Вы видите образец? При построении орбитальной диаграммы не забывайте Правило Хунда!

Аномальные электронные конфигурации

Несмотря на то, что принцип Ауфбау прекрасно работает, есть некоторые исключения. что вы должны остерегаться. Например, Cr (z=24) и Cu (z=29). То ожидаемые электронные конфигурации этих атомов:

Для Cr, 1 с 2 2 с 2 2 р 6 3 с 2 3 р 6 4 с 2 3 d 4 , но наблюдается один 1 с 2 2 с 2 2 р 6 3 с 2 3 р 6 4 с 1 3 д 5 .

Для Cu, 1 с 2 2 с 2 2 р 6 3 с 2 3 р 6 4 с 2 3 d 9 , но наблюдается один 1 с 2 2 с 2 2 р 6 3 с 2 3 р 6 4 с 1 3 д 10

Итак, как вы можете видеть в обоих случаях, s орбиталь превращается в одиночные заняты, а d либо наполовину заполнены, либо полностью заполнены.То наполовину заполненная конфигурация более стабильна, чем s заполненная и d заполнен неравномерно.

Здесь перечислены все виды аномальной электронной конфигурации:

Cr, Cu, Mo, Au, Ru, Rh Rg, Pt, Pd, La, Ce, Gd, Ac, Th, Pa, U, Np, Cm, Ds, и Рг.

Теперь мы подошли к тому, как устроена таблица Менделеева. Сейчас это может быть совершенно очевидно. Посмотрите на следующий рисунок.

С точки зрения квантовой механики каждая строка представляет главный квантовые числа, а если элемент принадлежит к одной группе, высшие энергетические орбитали имеют такие же характеры.

Группа
1 и 2 S
13-18 (или 3a до 8a) P
3-12 (Переходные металлы) d
Лантаниды и актиноиды f

Атомный радиус — определяется половиной расстояния между два одинаковых ядра (гомоядерная двухатомная молекула).

Молекула водорода, H 2 , имеет расстояние связи 0,741 Å. Следовательно, атомный радиус водорода составляет 0,375 Å. Следующая таблица показаны атомные радиусы. Значения находятся в pm .

Как мы видели в предыдущей главе, электронная конфигурация — это ключ к пониманию того, где расположены атомы Периодическая таблица элементов.

Можем ли мы понять, как образуются ионы с точки зрения электронной конфигурации?

Мы знаем, что атом Na стремится стать ионом +1, а атомы группы 17 стремятся стать ионом +1. становятся -1 ионами.

-1 -2
Группа Заряд
1 +1
2 + 2
17
16
15 -3

Электронные конфигурации Na (11 электронов) и Na + (10 электроны) по принципу aufbau являются:

Электронные конфигурации Cl (17 электронов) и Cl (18 электроны) по принципу aufbau являются:

Дело здесь в том, что ионы сделаны так, что конфигурация благородного газа получается для каждого.Для Na Na + принимает конфигурацию Ne, а для Cl, Cl принимает конфигурацию Ar.

Ионные радиусы атомов существенно отличаются от радиусов нейтральных атомов. На следующих двух рисунках показаны соответственно ионные радиусы катионов. (группы 1 и 2) и ионные радиусы анионов галогенидов (группа 17). Катионные радиусы намного меньше, чем исходные нейтральные атомы, и ионные радиусы анионов намного больше, чем у исходного. Эффект должен сделать с эффективным ядерным зарядом , о котором мы говорили в главе 5.Для катиона валентные электроны менее экранированы из-за потери электрон, так что есть более положительный заряд эффективно. С другой стороны, валентные электроны аниона более экранированы из-за дополнительного электрона. Энергия ионизации (или потенциал ионизации) — энергия, необходимая для удаления электрон с наивысшей энергией из атома, чтобы сделать катион. Мы обозначаем его как E i1 .

Из строения атома водорода мы знаем, что его энергия ионизации равна 1312 кДж/моль (глава 5).

Энергия второй ионизации — это энергия, необходимая для удаления второго электрона. из катиона, обозначенного как E i2 .

Периодический тренд энергии ионизации показан на следующем рисунке.

Как видно выше, по мере продвижения к правой стороне Периодической таблицы, потенциал ионизации увеличивается. Для элементов одной группы ионизация энергия уменьшается по мере движения вниз.

Энергия ионизации более высокого порядка, то есть энергия, необходимая для удаления 2 й , 3 й и выше электронов, также имеет некоторую тенденцию.В следующей таблице показана тенденция.

Существует линия, разделяющая форму относительно небольшой энергии ионизации и очень крупные. Для Na после E i1 ионизация энергия резко возрастает. Для Mg это после двух электронов. Ал, 3, и так далее.

Сродство к электрону — энергия, выделяемая атомом при получении электрона.

Если такой атом, как Cl, получает электрон и становится Cl , полученный анион более стабилен более чем на 350 кДж/моль! Если нестабильно образуется анион, то мы определяем сродство к электрону равным 0 кДж/моль. Это из-за того, что экспериментально такая энергия не поддается измерению.

На следующем рисунке показана периодическая тенденция сродства к электрону.

Периодическая тенденция заключается в том, что для элементов главной группы сродство к электрону увеличивается по мере увеличения атомного номера Z . Однако, как вы можете видеть на рисунке, азот и фосфор имеют снижение сродства к электрону. Это связано со стабильностью этих атомов. для их электронных конфигураций, наполовину заполненных p 3 конфигурация.Вы видите аналогичную тенденцию в Mn где электронная конфигурация …4 с 2 3 д 5 .

Из того, что мы видели на периодическом тренде, следующее:

    Элементы группы 1 имеют низкую энергию ионизации 1 st
    Элементы группы 2 имеют относительно низкое значение до E i2
    Элементы группы 17 имеют большое сродство к электрону — поэтому больше стабильные
    Элементы группы 18 имеют наибольшую энергию ионизации и нулевой сродство к электрону — оба говорят о высокой стабильности этих элементов

Все вышеперечисленные факты показывают стабильность электронных конфигураций инертных газов. в основной группе элементов.

Правило октета:
Итак, когда это возможно, атомы главной группы стремятся окружить себя с восемью электронами, чтобы стать электронной конфигурацией благородного газа.

Пример: Следующие ионы имеют одинаковое количество электронов: Ti 4+ , Sc 3+ , Ca 2+ и S 2-. Расположите их в соответствии с ожидаемыми размерами и объясните свой ответ.

Все ионы имеют 18 электронов, следовательно, они подобны Ar. Для Ca, Sc и ионов Ti ионный заряд увеличивается, а это значит, что электроны чувствуют себя более притяжение к положительным зарядам.Поэтому среди тройки, из малых по большому счету у вас Ti 4+ 3+ 2+.

Атомный радиус S указан как 104 пм на рисунке выше для атомного радиусы. Сравнивая это число с ионным радиусом показанных катионов выше иона Ca 2+ составляет около 100 часов вечера. Следовательно, отрицательный ион S должен быть намного больше, чем его нейтральный атом. Таким образом, порядок тогда размер должен быть:

Ti 4+ 3+ 2+ 2-

Энергия решетки

Энергия решетки — стабильность (в значении +) образования ионных соединения из составляющих ионов в газовой фазе.Например, в случае LiF ( s ) энергия решетки определяется химическим уравнением, Li + ( г ) + F ( г ) → LiF( с ) Δ H решетка = -Δ H rxn Однако обычно то, что мы получаем экспериментально, не является приведенным выше уравнением. Для LiF химическое уравнение: Li( с ) + ½F 2 ( г ) → LiF( с ) Зная закон Гесса и некоторые идеи, обсуждавшиеся в главе 8, мы можем построить энергетическую диаграмму, чтобы понять, как можно получить решетку энергия.Такой тип представления энергетики называется циклом Борна-Габера. Когда образуются молекулы, между различными ядрами образуются химические связи. Образовавшиеся химические связи представляют собой так называемые ковалентные связи . А ковалентная связь образуется между двумя ядрами, так что образующаяся молекула стабилизирован, следовательно, существует молекула.

Взаимодействия частиц в молекуле H 2 например только электромагнитная природа, точнее кулоновские взаимодействия. Как показано ниже даже простая молекула, такая как H 2 , имеет столько взаимодействий следует принимать во внимание, хотя все они кулоновы по своей природе,

V=ceiejrij где V — энергия взаимодействия двух заряженных частиц, e i и e j , r ij расстояние между заряженные частицы i и j и c константа пропорциональности.Если два заряда одинаковы В > 0, что означает, что взаимодействие отталкивает . С другой стороны, две зарядки разные, V привлекательные. В H 2 мы имеем следующие взаимодействия:

Красные линии представляют отталкивающие взаимодействия, а синие линии представляют привлекательное взаимодействие. Как бы просто это ни казалось, в молекуле H 2 имеет шесть взаимодействий, о которых нужно беспокоиться. Когда мы помещаем эти взаимодействия в уравнения Шредингера, мы получаем квантово-механическое описание химическая связь.

Помните из предыдущих глав, что теория Шредингера волновая механика. Итак, чтобы два атома Н образовали химическую связь, две волны, по одной от каждого атома H, сталкиваются. На рисунке ниже показано, что происходит при столкновении двух атомов водорода. Обратите внимание на хвосты две волновые функции перекрываются.

Ведь это волны. Когда, например, две волны на воде сталкиваются, результирующая волна показывает интерференционную картину. Точно так же помехи имеет место и в квантовой механике.Два типа помех: 1) конструктивный и 2) разрушающий . Конструктивное вмешательство в H 2 образует связующую орбиталь и деструктивную интерференцию В результате образуются так называемые антисвязывающие орбитали. (Подробнее об этом позже. ) В основном, связующая характеристика ковалентной связи возникла из интерференция двух сталкивающихся волновых функций.

Что касается энергии, то при образовании химической связи молекула стабилизируется. Стабильность молекулы по сравнению с двумя разделенными атомов, говорит о том, что энергия высвобождается при образовании химической связи.С другой стороны, если вы хотите, чтобы химическая связь разорвалась, вам нужно вводить энергию в связь. Связь между энергией молекулы, а расстояние связи между двумя ядрами показано на рисунок ниже.

Общая форма энергии любой молекулы в зависимости от расстояния связи выглядит как выше; разные связи имеют разную энергию связи и расположение равновесной связи расстояние , R экв , показано на дне колодца на рисунке.Равновесная связь расстояние — это то, что мы обычно называем длиной связи или « связь расстояние «.

Итак, из R eq и попытаться разорвать ковалентную связь, нужно добавить энергии в систему, а из двух разъединенных атомов образовать связь, будет выброс энергии.

Молекула может иметь более одной ковалентной связи между одинаковые ядра. Обычно мы называем их множественными облигациями .Если есть Два, говорят, что есть двойная связь , тройная связь на три, и так далее. Например, молекула азота N 2 имеет тройную связь.

Итак, как показано на рисунке выше (энергия молекулы как fxn расстояния связи), нужно вложить энергию в молекулу, чтобы разорвать химическую связь. Если между двумя ядрами существует более одной связи, Само собой разумеется, что для разрыва кратной связи требуется больше энергии. Здесь представлены некоторые примеры.

# облигаций CC Н.Н. СО
Одно 350 240 350
Двойной 611 418 732
Тройной 835 945
Когда образуется химическая связь, электроны чувствуют свое окружение. Если облигация образование происходило между Na и Cl из-за низкой энергии ионизации Na и высокое сродство к электрону, Cl захватывает электрон с валентной оболочки Na, образуя Ион Cl и Na становится Na + .В этом случае склейка ионный . В случае двух атомов углерода результирующая химическая связь имеет ковалентную природу, и, поскольку оба ядра представляют собой С, два атома С разделяют два электрона поровну. Тем не менее, есть много молекул, которые их положения находятся между связями NaCl и -CC-. Мы имеем в виду ковалентную связь между две крайности как полярная ковалентная связь . На рисунке ниже показана ситуация.

На рисунке выше δ указывает на частичный заряд атома в молекуле.δ+ указывает на то, что атом имеет частично положительный заряд, а δ- указывает на то, что атом имеет частичный отрицательный заряд. Даже в молекуле NaCl общий заряд Однако молекула равна нулю из-за высокого сродства Cl к электрону и низкого энергия ионизации Na, Cl получает — nad Na получает +. Точно так же в молекуле в вообще имеет частичные заряды на атомах, участвующих в связи. Один из способов понять полярность в ковалентных связях, электроотрицательность можно использовать для присвоения парциальные заряды атомов.Имеются периодические тренды электроотрицательности, как показано на рисунке ниже.

Электроотрицательность можно определить как способность атома в молекуле притягивать общие электроны в ковалентной связи. Наибольшая электроотрицательность присваивается для фтора, а значение электроотрицательности уменьшается по мере строку в периодической таблице, а также движение к левой стороне таблицы.

    Если разность электроотрицательностей , Δ EN , между двумя атомами участвует в склеивании
      Δ EN > 2, то связь ионная

    Одним из следствий наличия полярной связи в молекуле является то, что среди прочего, он может предсказывать реактивность молекул, особенно по органической химии, которую вы сдаете в следующем году!

    Ковалентная связь состоит в том, чтобы разделить два электрона между двумя ядрами. Итак, можно рисовать H 2 следующим образом. Ч : Ч

    Две точки посередине указывают на то, что два атома H имеют два общих электрона. Это называется электронно-точечная структура или более широко известная как структура Льюиса (точечная) .

    Чтобы нарисовать структуру Льюиса для данной формулы, нужно знать число валентных электронов. Для элементов главной группы и водорода у нас есть:

    Теперь мы используем правило октетов, которое мы изучили в Глава 6, чтобы нарисовать структуру Льюиса.Давайте использовать воду как пример. Для H 2 O, если мы сделаем следующее, все электроны будут спарены, и что более важно, атом кислорода удовлетворяет октету.

    Если мы поместим атом кислорода посередине и два атома водорода сбоку, вы можете соедините две непарные точки (красные линии). Линия представляет собой Ковалентная связь. Затем кислород теперь удовлетворяет октету, имея вокруг него 8 электронов.

    Вы замечаете, что получившаяся структура воды имеет две пары электронов, эти пары электронов называют неподеленной парой . Электроны неподеленной пары, как правило, не обычно реагируют, образуя связь с другим атомом.

    Итак, рисование структуры Льюиса в основном сводится к соединению двух точек.

    Пример: Нарисуйте структуры Льюиса для следующих молекул, BF 3 , NO, CO, CO 2 и H 2 O 2 .

    BF 3 : B — группа 13, следовательно, 3 валентных электрона, а F — группа 17, таким образом, 7 электронов. В должен быть центральным атомом.

    NO : N имеет 5 валентных электронов, а O имеет 6. Итак, соедините два набора неспаренных электронов.

    Вы заметили здесь, что один из неспаренных электронов для N не имеет партнера. Для этой молекулы это все, что мы можем, так что оставьте это. Неспаренный электрон оставленный в молекуле называется свободным радикалом , высокореактивными молекулами.

    CO : Аналогично описанному выше, но довольно сложный случай. Используя то, что мы сделали, это приводит к в среднем случае, где у нас есть двойная связь. Есть еще две конструкции мы можем рисовать, не нарушая правила октета.

    Фактическим победителем является молекула с тройной связью. Как правило, одинарная связь CO около 1,43 Å, а двойная связь C=O составляет 1,23 Å. Связь с окисью углерода намного короче, с 1,13Å, и поэтому мы должны сделать вывод, что должна быть тройная связь, чтобы соответствовать длине связи.

    CO 2 : Если у вас больше двух атомов, менее электроотрицательный элемент становится центральным атомом, за исключением H.В этом случае C должен быть в центре.

    Н 2 О 2 :

    Для ионов

    В следующих примерах показано, как можно построить ионные структуры.

  • В первом кадре нарисуйте все атомы с их валентными электронами
  • 2 и рама. Соединить неспаренные электроны
  • 3 rd рама. Имейте в виду, что у вас есть один дополнительный электрон. Переместить электрон на скобке, чтобы завершить октет на одном из кислородных
  • Последний кадр. Перерисовать.
  • Аналогичная процедура, но имейте в виду, что есть два дополнительных электрона
  • Время от времени вы сталкиваетесь с ситуацией, когда простое установление связи между два точек не работает. Речь идет о HNO 3 .
  • 1 st рама. Как обычно, нарисуйте атомы с их валентными электронами.
  • 2 и рама. Соедините атомы связями.
  • 3 rd рама. Два нижних атома кислорода все еще имеют неспаренные электроны. Один из неспаренных электронов кислорода связан с одним из неподеленных пар электроны на атоме азота с образованием двойной связи. Разорванная неподеленная пара электронов может быть передан неспаренному электрону кислорода справа, вы может составить новую одинокую пару.

    Искушение сделать следующее:
    Это приводит к 5-связанному азоту, который имеет 10 электронов вокруг него, следовательно, это больше не удовлетворяющий октет.

  • Последний кадр. Перерисовать.
  • Для более крупных молекул

    Есть много разных структур, которые можно нарисовать по заданной формуле. Например, C 3 H 4 O, я нашел семь различные структуры, называемые структурными изомерами , как показано ниже.

    Если формула C 3 H 6 O, то их 7 (может быть более) изомеры!! Это все приложения для соединения точек, и все они удовлетворить октет!

    Для молекул, содержащих 3 элемента строки rd и более

    Для 3 рядных элементов rd и более тяжелых элементов возможно имеют более 8 электронов вокруг центрального атома.Мы называем это расширенный октет . Например, структура SF 4 показано ниже.

    Вокруг центрального атома S находится 10 электронов. Итак, говорят, что S расширенный октет.

    Следующая диаграмма поможет вам определить, должен ли расширенный октет использоваться в структурах Льюиса, которые вы могли бы нарисовать.

    Примечание: водород может образовывать только одну связь!!!! В случае структур монооксида углерода, которые мы рассмотрели выше, мы сказали что между С и О должна быть тройная связь, что оправдывает наши структура через экспериментальное расстояние связи.

    Просто следуя обычному способу рисования структуры Льюиса, вы должны пришли к среднему рисунку с двойной связью. Два других структуры можно вывести, написав резонансных структур из структура с двойной связью.

    Двусторонняя стрелка ↔ в химии предназначен для резонансных структур. Резонансная структура с тройная связь строится путем взятия одной из неподеленной пары атомов кислорода и превратить пару в связь между C и O. Вы замечаете, что здесь нет нарушения правила октета.Нижняя левая структура получается путем перемещения пары электронов от двойной связи к кислород. Здесь снова нет нарушения правила октета. Для В атоме C всего четыре электрона, поэтому C имеет + заряд и О иметь — заряд. В молекуле с тройной связью атом C имеет — заряд, а у О +. Подробнее см. в следующем разделе.

    Две резонансные структуры связаны перемещением электронных пар так что

    1) полученная структура имеет одинаковое количество валентных электронов в качестве исходной молекулы,
    2) Соблюдается правило октета, за исключением того, что трехвалентный Атом углерода может иметь формальный заряд -1 и +1, а также
    3) положения ядер не меняются.

    Другой пример относится к иону C 5 H 7 + .

    Видите, как движется + заряд внутри трех резонансных структур?

    Опять же, я хотел бы привести пример с угарным газом. У нас были СО с одинарной, двойной и тройной связью, и я сделал оправдание необходимости сравнивать расстояние связи, чтобы сказать, что CO с тройной связью, возможно, является лучшей резонансной структурой. Часто раз, вычислено формальных зарядов атомов в молекуле дифференцировать стабильность конкретного изомера.

    Формальный заряд, C f , представляет собой фиктивный заряд атомов в молекула. Можно рассчитать формальную плату, используя следующую уравнение.

    C f = n ve — n be /2 — №

    где n ve , n be и n nb число валентных электронов, число связанных электронов и число несвязывающие электроны соответственно.

    На примере монооксида углерода вычисляем формальные заряды C и O. для каждой из резонансных структур.

    Пример : Нарисуйте все резонансные структуры иона OCN . в конфигурации O-C-N. Определите, какая структура является наиболее стабильной.

    Это структуры, нарисованные для конфигурации O-C-N.

    Чтобы получить устойчивость ионов, можно вычислить формальную заряды для каждого атома в ионах. Поскольку все C имеют четыре связи, что означает что C f (C) = 4 — 8/2 -0 = 0.Итак, вычисляем C f для О и Н.

    + Официальные сборы за проверку устойчивость среди резонансных структур.

    Мы можем оценить стабильность молекулы, рассчитав формальные заряды атомов в молекуле, имеющей более одной резонансной структуры.

    Эта концепция важна в органической химии!

    Энтальпия связи , BE, представляет собой изменение энтальпии, связанное с разрывом химическая связь. Таким образом, BE всегда имеет положительное значение.

    Помните, что

  • Разрыв связи == эндотермический процесс
  • Склеивание == экзотермический процесс

    Например:

    HCl(г) → H(г) + Cl(г) ΔH ° = 431.9 кДж/моль Тогда, используя одно из термодинамических правил, вы получите H (г) + Cl (г) → HCl (г) ΔH ° = -431,9 кДж/моль

    Можно применить эту идею разрыва связи и образования связи в аппроксимации изменение энтальпии реакции. Ведь реакция есть не что иное, как разрыв связи и образование связи.

    Тогда всю реакцию можно рассматривать как сумму разрывов связей (в основном в реагентов) и сумма образования связей (преимущественно в продуктах).

    ΔH rxn = &Сумма; n b [BE(разорвана связь)] — &Сумма; n f [BE (формованная связь)] где &Сумма; означает сумму всех разорванных и образовавшихся связей, и n b = количество молей разорванных связей, а n f = число молей образующихся связей.

    Например, изменение энтальпии реакции,

    CH 4 + HCl → CH 3 Cl + Н 2 дается одной из разорванных связей C-H (BE (C-H) = 414 кДж / моль) в CH 4 разрывом связи H-Cl (BE(H-Cl) = 432 кДж/моль), образованием связи C-Cl (BE(C-Cl) = 338 кДж/моль) и образование связи H-H (BE(H-H) = 436 кДж/моль). Таким образом, у нас есть
    ΔH = BE(C-H) + BE(H-Cl) — BE(C-Cl) — BE(H-H) ΔH = 414 кДж/моль + 432 кДж/моль — 338 кДж/моль — 436 кДж/моль = + 72 кДж/моль.Таким образом, реакция примерно эндотермична на 72 кДж/моль. Трехмерные структуры молекул Теперь мы можем нарисовать структуру молекулы в 2D с помощью связывания неспаренных электронов.

    Молекулы на самом деле не двумерны. Они на самом деле трехмерный объект, и имеют тенденцию принимать определенные формы. В этом разделе мы используем отталкивание электронных пар валентной оболочки (VSEPR). теория для вывода трехмерной структуры молекул. Трехмерная структура чрезвычайно важно, поскольку во многих случаях реакционная способность молекул можно определить.

    Из закона Кулона, первое уравнение в самом верху этой страницы, заряды одного знака взаимодействуют отталкивательно. Принимая во внимание тот факт, что молекулы состоят из химических связей, а некоторые из них имеют неподеленную пару электронов, должно быть отталкивающее взаимодействие связь-связь или пара связь-неподеленная взаимодействие. Теория VSEPR использует эти отталкивающие взаимодействия для выводить трехмерные структуры молекул. Ключ в том, чтобы свести к минимуму отталкивающие взаимодействия в молекуле.

    ВСЕПР Теория Надо посчитать и классифицировать количество заряда облака , чтобы вывести трехмерную структуру.

      № облигаций : Независимо от наличия кратной связи, химические связь(и) между двумя ядрами рассматривается как одно облако заряда.
      Количество неподеленных пар : Подсчитайте количество неподеленных пар электронов.
      Общее количество Облака начислений : Добавьте # облигаций и # облигаций одинокие пары .

    Используя следующую таблицу, можно вывести трехмерную структуру.

    Для того, чтобы определить трехмерную структуру, вы должны сначала смог нарисовать структуру молекулы по Льюису так, чтобы количество облака зарядов, количество связей и количество неподеленных пар известный.

    Выше мы узнали, что многие связи являются полярными, определяемыми разность электроотрицательностей двух атомов. Когда все полярности связи добавляются для получения полной полярности, мы получаем дипольный момент молекулы.

    Помните, что фтор имеет самое высокое значение электроотрицательности, χ? Из-за разницы в электроотрицательности, Δχ, ч/б двух атомов, связь поляризуется.


    Если Δχ = 0, то связь называется неполярной.
    Если Δχ отличен от нуля, связь полярная.

    Итак, для молекулы N=O мы имеем
    Как видно, стрелкой указан дипольный момент связей между N и O, а стрелка указывает на более отрицательную сторону, обозначенную δ-, а другой конец более положительная сторона, δ+.Это связано с тем, что кислород находится ближе к F в периодической таблице, чем азот.

    Добавление всех полярностей связей молекулярный дипольный момент, мк

    Дипольные моменты связей O-H (красная стрелка) в воде указывают на атом кислорода. Когда эти два диполя связи складываются вместе, возникает молекулярный дипольный момент (синяя стрелка). Как и в диполе связи, направление, на которое указывает стрелка, имеет частично отрицательный заряд, а противоположный конец имеет частично положительный заряд.

    Пример: Нарисуйте полярные связи стрелками, чтобы показать связь дипольные моменты и молекулярный дипольный момент диметилового эфира (CH 3 O СН 3 ), тетрафторметан (CF 4 ) и HCOCH 2 CF 3 .


    Чтобы вывести дипольные моменты молекулы, нужно знать трехмерную структуру молекула. Затем нарисуйте диполи связи (красные стрелки).Мы рассматриваем связи C-H и C-C быть неполярными связями, поэтому мы не рисуем стрелку для этих связей. После того, как диполи связи нарисованы, все векторы диполей связи складываются, и результирующий вектор представляет собой молекулярный дипольный момент (синяя стрелка ).

    Для CF 4 два красных диполя связи образуют результирующую зеленый диполь в плоскость монитора компьютера. Для других двух диполей связи, с оранжевого цвета, образуют другую зеленую равнодействующую, указывающую в противоположном направлении. И они компенсируют друг друга, поэтому молекулярный дипольный момент CF 4 равно нулю.

    Диполь Бонда — это очень важная концепция !! Вам было бы легче зная диполь связи и молекулярный дипольный момент в органической химии, Да, по органической химии !

    При рисовании структуры Льюиса мы использовали пару валентных электронов от каждого ядра в молекуле с образованием химической связи.

    Мы также говорили об образовании химической связи в H 2 . из двух атомов водорода; сближение двух 1 с орбиталей друг друга с перекрывающимися хвостами, что привело к склеиванию и разрыхляющие орбитали.

    sp 3 Гибридные орбиты : При образовании химического связь, например, в CH 4 1 s орбитали четырех атомов водорода перекрываются с у углерода 2 s и 2 p орбиталей, потому что валентность углерода равна 4. Поскольку метан имеет тетраэдрическую структуру, каждая из четырех связей имеет быть полностью эквивалентным. Это означает, что атомные орбитали углерода должны быть изменены, чтобы приспособить орбитали четырех атомов водорода 1 s .Аккомодация происходит за счет формирования так называемых гибридных орбиталей . Углерод должен использовать четыре орбитали (2 s , 2 p x , 2 p y и 2 p z ) и четыре орбитали смешивается для получения четырех эквивалентных атомных орбиталей, известных как sp 3 гибридные орбитали, как показано ниже. Орбитальный sp 3 перекрывается с орбиталью водорода 1 s с образованием ковалентной связи, называемой связь σ.

    Угол между каждым лепестком принимается равным 109,47°, начиная с sp 3 углерод тетраэдрический.

    С точки зрения диаграммы орбитальной энергии, ниже показано, как гибридизация происходит.

    sp 2 Гибридные орбитали : Если атом углерода находится в окружение двойной связи, такое как C 2 H 4 (этилен), углерод гибридизуется, чтобы стать sp 2 гибридной орбиталью. Как мы видели во ВСЕПР теории, углерод с двойной связью имеет треугольную плоскую структуру с приблизительный валентный угол 120°.Чтобы иметь три σ связи, одна 2 s и две 2 p орбитали должны быть смешанный. Это оставляет негибридную орбиталь 2 p . Негибридный 2 p (обычно 2 p z орбитальная) вовлечена орбитальная как вторая связь с другим углеродом. Мы называем это π-связью. . Валентный угол между лепестками гибридизованных орбиталей составляет около 120°, и каждая доля компланарна. Негибридная орбиталь p составляет 90 °. к самолету.Гибридная орбиталь sp 2 показана ниже.

    sp Hybrid Orbitals : В этом случае атом углерода находится в трехсвязная среда. Теория VSEPR предсказывает, что ацетилен (C 2 H 2 ) представляет собой линейную молекулу (угол связи 180 °). Каждый углерод связан к двум другим атомам, следовательно, только две атомные орбитали, а именно одна 2 s и одна орбиталь 2 p необходима для гибридизации. Два других 2 p орбитали не гибридизованы.Эти негибридные орбитали p вовлечены двумя π-связями.

    На следующем рисунке показана связь между двумя атомами углерода в этане. (C 2 H 6 ), этилен (C 2 H 4 ) и ацетилен (C 2 H 2 ), у которого есть одинарная связь, двойная связь и тройная связь соответственно. Когда образуется одинарная связь, мы обозначаем его как σ-связь . Когда образуется множественная связь, у нас есть π связи .Образуется π-связь путем взаимодействия между две соседние негибридные орбитали 2 p z . Каждый 2 p z орбиталь имеет два лепестка с разной фазой, и для связывающей орбитали две фазы совпадают.

    Пример : Определите гибридизацию всех атомов углерода в следующих молекула.

    + Гибридизация и геометрия связь.

    Мы можем пойти дальше и назначить кислород вверху, а азот одинарными. связи sp 3 , а кислород с двойной связью sp 2 гибрид.В начале этой главы мы говорили о модели молекулы водорода с помощью кулоновских взаимодействий. Затем из двух атомы водорода приближаются друг к другу, образуя перекрывающиеся хвосты две орбитали 1 s , что дало начало набору молекулярных орбиталей .

    Опять же, для простоты, мы иллюстрируем образование молекулярных орбиталей используя H 2 . Каждый атом водорода имеет один электрон за 1 с орбитальный. При образовании химической связи взаимодействие двух волн (1 с волновых функций) дают начало двум молекулярным орбитали .Связующая орбиталь, обозначенная . σ более стабильна, чем исходные две орбитали 1 s . Другая молекулярная орбиталь помечена как . σ* , который также известен как антисвязывающий . орбитальный .

    Поскольку антисвязывающая орбиталь на рисунке ниже, выше соответствующих атомов, поэтому он нестабилен. Это значит что если электроны находятся на разрыхляющей орбитали, молекула может диссоциировать. Стабильность молекулы можно рассчитать по заполнению орбиталей для расчета порядка связи , O B с помощью следующего уравнения.OB = nbe−nae2 Здесь n be — число связывающих электронов и n ae — число разрыхляющих электронов. Если мы используйте это уравнение для H 2 , порядок соединения 1/2, а для He 2 , O B = 0, и это говорит вам что молекула H 2 слабосвязана, а для He 2 ожидается отсутствие существования.

    Молекулярные орбитали более сложных молекул очень трудно определить. получить из ручки и бумаги.Сегодня с современными компьютерами мы сжимаем молекулярные орбитальные расчеты. Один из первых триумфов Теория молекулярных орбиталей — это бирадикальный характер O 2 молекула. Когда жидкость O 2 помещается между двумя магнитами, неожиданно жидкость прилипает к магниту. Это означает только то, что O 2 магнитный. Из структуры Льюиса мы видим, что должен быть двойной связь между двумя атомами кислорода, следовательно, нет магнитного характера, называется диамагнетиком .Однако подробная молекулярная орбиталь расчеты показывают, что кислород парамагнетик , что означает, что молекула обладает магнитным характером. На следующем рисунке сравниваются молекулярные орбитали N 2 , и О 2 . Разница между молекулярными орбиталями заключается в том, где связывающие орбитали, обозначенные как π 2p и σ 2p . Порядок обратный в O 2 , что делает занятие π 2p по одному электрону и они неспаренные.

О возможной электронной структуре атомов в пространстве большей размерности: Science & Engineering Book Chapter

Показано, что стационарное уравнение Шредингера, описывающее распределение электронов в окрестности атомного ядра, имеет принципиальное решение , для любой размерности пространства вокруг ядра. В качестве примера получено решение уравнения Шредингера в пятимерном пространстве. Показано, что решение уравнения Шредингера в p — мерном пространстве имеет p квантовых чисел: главное квантовое число, орбитальное квантовое число и p — 2 магнитных квантовых числа.С учетом спинового квантового числа общее число квантовых чисел в p — мерном пространстве равно p + 1. Это приводит к возможности увеличения числа квантовых ячеек орбиталей и, следовательно, к возможности увеличения валентности элементы.

Top

Стационарное уравнение Шредингера в AP — мерном метрическом пространстве

Если в монографии Жижина (Жижин, 2017) было получено решение уравнения Шредингера в случае четырехмерного пространства, то в этой книге решение уравнения В принципе получено уравнение Шредингера для любой конечной размерности пространства.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.