Ce este un nivel electronic în chimie. Niveluri și subniveluri de energie. Distribuția electronilor folosind sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev

Mai strict vorbind, aranjarea relativă a subnivelurilor este determinată nu atât de energia lor mai mare sau mai mică, cât de necesitatea unui minim din energia totală a atomului.

Distribuția electronilor în orbitalii atomici are loc, pornind de la orbitalul cu cea mai mică energie (principiul energiei minime), acestea. Electronul intră în cel mai apropiat orbital de nucleu. Aceasta înseamnă că mai întâi acele subniveluri sunt umplute cu electroni pentru care suma valorilor numerelor cuantice ( n+l) a fost minimă. Astfel, energia unui electron la subnivelul 4s este mai mică decât energia unui electron situat la subnivelul 3d. În consecință, umplerea subnivelurilor cu electroni are loc în următoarea ordine: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.

Pe baza acestei cerințe, energia minimă este atinsă pentru majoritatea atomilor atunci când subnivelurile lor sunt umplute în secvența prezentată mai sus. Dar există excepții pe care le puteți găsi în tabelele „Configurații electronice ale elementelor”, cu toate acestea, aceste excepții rareori trebuie să fie luate în considerare atunci când luați în considerare proprietăți chimice elemente.

Atom crom are o configurație electronică nu 4s 2 3d 4 , ci 4s 1 3d 5 . Acesta este un exemplu al modului în care stabilizarea stărilor cu spini paraleli ai electronilor prevalează asupra diferenței nesemnificative a stărilor energetice ale subnivelurilor 3d și 4s (regulile lui Hund), adică stările favorabile energetic pentru subnivelul d sunt d5Și d10. Diagramele energetice ale subnivelurilor de valență ale atomilor de crom și cupru sunt prezentate în Fig. 2.1.1.

O tranziție similară a unui electron de la subnivelul s la subnivelul d are loc în încă 8 elemente: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. La atom Pd are loc o tranziție a doi electroni s la subnivelul d: Pd 5s 0 4d 10 .

Fig.2.1.1. Diagrame energetice ale subnivelurilor de valență ale atomilor de crom și cupru

Reguli de umplere învelișuri de electroni:

1. Mai întâi, află câți electroni conține atomul elementului care ne interesează. Pentru a face acest lucru, este suficient să cunoașteți sarcina nucleului său, care este întotdeauna egală cu numărul de serie al elementului din Tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev. Numărul de serie (numărul de protoni din nucleu) este exact egal cu numărul de electroni din întreg atomul.

2. Umpleți secvențial orbitalii, începând cu orbitalul 1s, cu electronii disponibili, ținând cont de principiul energiei minime. În acest caz, este imposibil să plasați mai mult de doi electroni cu spini direcționați opus pe fiecare orbital (regula lui Pauli).

3. Notăm formula electronică a elementului.

Un atom este un microsistem complex, stabil dinamic de particule care interacționează: protonii p +, neutronii n 0 și electronii e -.

Fig.2.1.2. Umplerea nivelurilor de energie cu electroni ai elementului fosfor

Structura electronică a atomului de hidrogen (z = 1) poate fi descrisă după cum urmează:

+1 H 1s 1 , n = 1 , unde celula cuantică (orbital atomic) este notat ca o linie sau un pătrat, iar electronii ca săgeți.

Fiecare atom al elementului chimic ulterior din sistemul periodic este un atom cu mai mulți electroni.

Atomul de litiu, ca și atomul de hidrogen și heliu, are structura electronică a unui element s, deoarece. ultimul electron al atomului de litiu „se așează” la subnivelul s:

+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0

Primul electron în starea p apare în atomul de bor:

+5 V 1s 2 2s 2 2p 1

Scrierea unei formule electronice este mai ușor de afișat exemplu concret. Să presupunem că trebuie să aflăm formula electronică a unui element cu numărul de serie 7. Un atom al unui astfel de element ar trebui să aibă 7 electroni. Să umplem orbitalii cu șapte electroni, începând de la orbitalul 1s de jos.

Deci, 2 electroni vor fi plasați în orbitalii 1s, încă 2 electroni în orbitalii 2s, iar restul de 3 electroni pot fi plasați în trei orbitali 2p.

Formula electronică a elementului cu numărul de serie 7 (acesta este elementul azot, având simbolul „N”) arată astfel:

+7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Luați în considerare acțiunea regulii lui Hund asupra exemplului unui atom de azot: N 1s 2 2s 2 2p 3. La al 2-lea nivel electronic, există trei orbitali p identici: 2px, 2py, 2pz. Electronii le vor popula astfel încât fiecare dintre acești orbitali p va avea câte un electron. Acest lucru se explică prin faptul că în celulele învecinate, electronii se resping reciproc mai puțin, ca particule încărcate similar. primit de noi formula electronica azotul poartă informații foarte importante: al 2-lea nivel electronic (extern) de azot nu este complet umplut cu electroni (are 2 + 3 = 5 electroni de valență) și lipsesc trei electroni până când este complet umplut.

Nivelul exterior al unui atom este nivelul cel mai îndepărtat de nucleul care conține electroni de valență. Acest înveliș este cel care intră în contact atunci când se ciocnește cu nivelurile exterioare ale altor atomi în reacții chimice. Când interacționează cu alți atomi, azotul este capabil să accepte 3 electroni suplimentari la nivelul său exterior. În acest caz, atomul de azot va primi un nivel electronic extern completat, adică cel mai umplut, pe care vor fi localizați 8 electroni.

Un nivel finalizat este mai avantajos din punct de vedere energetic decât unul incomplet, astfel încât atomul de azot ar trebui să reacționeze cu ușurință cu orice alt atom care îi poate oferi 3 electroni în plus pentru a-și completa nivelul exterior.

(1887-1961) pentru a descrie starea unui electron într-un atom de hidrogen. El a combinat expresii matematice pentru procesele oscilatorii și ecuația de Broglie și a obținut următoarea ecuație omogenă diferențială liniară:

unde ψ este funcția de undă (analog cu amplitudinea mișcării undei în mecanica clasică), care caracterizează mișcarea unui electron în spațiu ca o perturbație de tip val; X, y, z- coordonate, m este masa în repaus a electronului, h este constanta lui Planck, E este energia totală a electronului, E p este energia potențială a electronului.

Soluțiile ecuației Schrödinger sunt funcții de undă. Pentru un sistem cu un electron (atomul de hidrogen), expresia energiei potențiale a unui electron are o formă simplă:

E p = - e 2 / r,

Unde e este sarcina unui electron, r este distanța de la electron la nucleu. În acest caz, ecuația Schrödinger are o soluție exactă.

Pentru a rezolva o ecuație de undă, trebuie să îi separăm variabilele. Pentru aceasta, înlocuiți coordonate carteziene X, y, zîn sferic r, θ, φ. Apoi, funcția de undă poate fi reprezentată ca un produs a trei funcții, fiecare dintre acestea conținând o singură variabilă:

ψ( X,y,z) = R(r) Θ(θ) Φ(φ)

Funcţie R(r) se numește componenta radială a funcției de undă, iar Θ(θ) Φ(φ) - componentele sale unghiulare.

În cursul rezolvării ecuației de undă, sunt introduse numere întregi - așa-numitele numere cuantice(lucrul principal n, orbital l si magnetice m l). Funcţie R(r) depinde de nȘi l, funcția Θ(θ) - din lȘi m l, funcția Φ(φ) - din m l .

Imaginea geometrică a funcției de undă cu un electron este orbital atomic. Este o regiune a spațiului din jurul nucleului unui atom, în care probabilitatea de a găsi un electron este mare (de obicei se alege o valoare a probabilității de 90-95%). Acest cuvânt provine din latină orbită„(cale, track), dar are un alt sens, care nu coincide cu conceptul de traiectorie (cale) a unui electron în jurul unui atom, propus de N. Bohr pentru modelul planetar al atomului. Contururile orbitale atomice sunt o reprezentare grafică a funcției de undă obținută prin rezolvarea ecuației de undă pentru un electron.

numere cuantice

Numerele cuantice care apar la rezolvarea ecuației de undă servesc pentru a descrie stările unui sistem chimic cuantic. Fiecare orbital atomic este caracterizat de un set de trei numere cuantice: principalul n, orbital l si magnetice m l .

Numărul cuantic principal n caracterizează energia orbitalului atomic. Poate lua orice valoare întreagă pozitivă. Cu cât valoarea este mai mare n, cu cât energia este mai mare și dimensiunea orbitalului este mai mare. Soluția ecuației Schrödinger pentru atomul de hidrogen oferă următoarea expresie pentru energia electronului:

E= −2π 2 pe mine 4 / n 2 h 2 = −1312,1 / n 2 (kJ/mol)

Astfel, fiecărei valori a numărului cuantic principal îi corespunde o anumită valoare a energiei electronilor. Niveluri de energie cu valori specifice n uneori precizat K, L, M, N... (pentru n = 1, 2, 3, 4...).

Numărul cuantic orbital l caracterizează subnivelul energetic. Orbitalii atomici cu numere cuantice orbitale diferite diferă ca energie și formă. Pentru fiecare n valori întregi permise l de la 0 la ( n−1). Valori l= 0, 1, 2, 3... corespund subnivelurilor energetice s, p, d, f.

Forma s-orbitalii sferici, p Orbitalii sunt ca ganterele d- Și f-orbitalii au o formă mai complexă.

Număr cuantic magnetic m l responsabil de orientarea orbitalilor atomici în spațiu. Pentru fiecare valoare l număr cuantic magnetic m l poate lua valori întregi de la -l la +l (total 2 l+ 1 valori). De exemplu, R-orbitali ( l= 1) poate fi orientat în trei moduri ( m l = -1, 0, +1).

Un electron care ocupă un anumit orbital este caracterizat de trei numere cuantice care descriu acest orbital și un al patrulea număr cuantic ( a învârti) m s, care caracterizează spinul electronului - una dintre proprietățile (împreună cu masa și sarcina) acestuia particulă elementară. A învârti- proprii moment magnetic impulsul unei particule elementare. Deși acest cuvânt în engleză înseamnă „ rotație", spinul nu este asociat cu nicio mișcare a particulei, ci are o natură cuantică. Spinul electronului este caracterizat de numărul cuantic de spin. m s, care poate fi egal cu +1/2 și −1/2.

Numerele cuantice pentru un electron dintr-un atom:

Niveluri și subniveluri de energie

Ansamblul stărilor unui electron dintr-un atom cu aceeași valoare n numit nivel de energie. Numărul de niveluri la care electronii se află în starea fundamentală a atomului coincide cu numărul perioadei în care se află elementul. Numerele acestor niveluri sunt indicate prin cifre: 1, 2, 3, ... (mai rar - prin litere K, L, M, ...).

Subnivelul energetic- un set de stări energetice ale unui electron dintr-un atom, caracterizate prin aceleași valori ale numerelor cuantice nȘi l. Subnivelurile sunt notate cu litere: s, p, d, f... Primul nivel de energie are un subnivel, al doilea are două subniveluri, al treilea are trei subniveluri și așa mai departe.

Dacă orbitalii sunt desemnați în diagramă ca celule (cadre pătrate), iar electronii ca săgeți (sau ↓), atunci puteți vedea că numărul cuantic principal caracterizează nivelul de energie (EU), combinația cuantumului principal și orbital. numere - subnivelul energetic (EPL), un set de numere cuantice principale, orbitale și magnetice - orbital atomic, iar toate cele patru numere cuantice sunt un electron.

Fiecărui orbital îi corespunde o anumită energie. Denumirea orbitalului include numărul nivelului de energie și litera corespunzătoare subnivelului corespunzător: 1 s, 3p, 4d etc. Pentru fiecare nivel de energie, începând cu al doilea, existența a trei egale în energie p orbitali situati in trei directii reciproc perpendiculare. La fiecare nivel de energie, începând cu al treilea, sunt cinci d-orbitali cu o formă mai complexă de patru foi. Începând de la al patrulea nivel de energie apar forme și mai complexe. f-orbitali; Sunt șapte la fiecare nivel. Un orbital atomic cu o sarcină de electroni distribuită peste el este adesea numit nor de electroni.

densitatea electronică

Distribuția spațială a sarcinii electronilor se numește densitate electronică. Pe baza faptului că probabilitatea de a găsi un electron într-un volum elementar d V este egal cu |ψ| 2d V, putem calcula funcția de distribuție radială a densității electronilor.

Dacă luăm ca volum elementar volumul unui strat sferic de grosime d r pe distanta r din nucleul unui atom

d V= 4π r 2d r,

iar funcția de distribuție radială a probabilității de a găsi un electron într-un atom (probabilitatea densității electronilor) este egală cu

W r= 4π r 2 |ψ| 2d r

Reprezintă probabilitatea de a găsi un electron într-un strat sferic de grosime d r la o anumită distanţă a stratului de nucleul atomului.

Pentru 1 s-orbitali, probabilitatea de a detecta un electron este maxima in stratul situat la o distanta de 52,9 nm de nucleu. Pe măsură ce te îndepărtezi de nucleul unui atom, probabilitatea de a găsi un electron se apropie de zero. In cazul 2 s-orbitalii, doua maxime si un punct nodal apar pe curba, unde probabilitatea de a gasi un electron este zero. În general, pentru un orbital caracterizat prin numere cuantice nȘi l, numărul de noduri de pe graficul funcției de distribuție a probabilității radiale este ( n − l − 1).

Pentru a descrie starea unui electron dintr-un atom, pe lângă numerele cuantice, se folosesc:

• diagrame ale nivelului energiei atomice;
• formule sau configurații electronice.

Diagrama nivelului de energie

Orez. Nivelurile și subnivelurile de energie ale atomului.

Figura prezintă diagrama de nivel a unui atom, care poate fi folosită pentru a descrie electronii oricărui atom.

Niveluri de energie atomii (norii de electroni care formează straturi atomice de electroni) sunt indicați prin numere 1, 2, 3, 4 ...

Subniveluri energetice atom (nivelurile de energie care caracterizează energia de legare a unui electron cu un nucleu atomic) sunt notate cu litere s, p, d, f.

Subnivelurile energetice pot fi afișate ca celule cuantice (figura din dreapta): liber (celulă goală); parțial umplut (o săgeată verticală îndreptată în sus sau în jos, indicând un electron nepereche); complet umplut (două săgeți verticale direcționate diferit care indică electroni perechi).

Formula electronică a atomului

Totul pe diagramele nivelului de energie este destul de clar și vizual, dar greoi. Folosind configurația electronică, diagrama poate fi exprimată într-o linie scurtă.

Luați în considerare un atom de carbon care are două niveluri de energie cu doar 6 electroni (2 în interior și 4 în exterior):

Figurile de mai jos prezintă exemple de formule electronice ale atomilor de carbon și sodiu (modelul învelișului de electroni) și reprezentarea lor grafică:

Orez. Formula electronică a carbonului.

Orez. Formula electronică a sodiului.

În configurația electronică, numele orbitalului de nivel de energie este indicat în superscriptul căruia este numărul de electroni localizați în acest orbital.

Învelișul de electroni a unui atom este format după următoarele principii:

• principiul energiei minime- orbitalii cu cea mai mică energie (cel mai aproape de nucleul atomic) sunt umpluți mai întâi:
  1s; 2s; 2p; 3s; 3p; 4s (3d); 4p; 5s (4d); 5p; 6s(4f)(5d); 6p; 7s;
• principiul Pauli- pe un orbital atomic nu pot exista mai mult de 2 electroni cu spini opuși (electroni perechi);
• regula hund- orbitalii atomici sunt umpluți în așa fel încât suma spinurilor lor să fie maximă.

De exemplu, formula electronică pentru clor este: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .

Numărul de serie al clorului din tabel este 17. Aceasta înseamnă că atomul de clor conține 17 protoni și 17 electroni. Adică trebuie să plasăm 17 electroni pe diagramă (conform regulilor).

După cum sa menționat mai sus, schematic, electronul este afișat ca o săgeată. Dacă există doi electroni în orbital, atunci aceștia sunt afișați ca două săgeți direcționate diferit (electroni cu spinuri diferite).

• În primul rând, completăm cel mai scăzut nivel de energie: orbital 1s. Are 2 electroni pe el.
• Următorii 2 electroni ocupă orbitalul 2s.
• Următorul nivel de energie: orbital 2p - 6 electroni.
• Următorii 2 electroni sunt orbitalul 3s.
• Cei 5 electroni rămași sunt localizați în orbital 3p, formând două perechi de spin (ultimul electron nu are o pereche).

Deci, diagrama nivelului de energie pentru clor ar arăta astfel:

Cititorul atent, cel mai probabil, a observat că ordinea de umplere a subnivelurilor de energie electronică în atomi este oarecum perturbată, de exemplu, subnivelul 4s este umplut mai întâi și abia apoi 3d. Această încălcare este explicată regula lui Klechkovsky, care spune că electronii umplu nivelurile atomice (subnivelurile) în ordinea crescătoare a sumei (n + l), dacă sumele numerelor cuantice principale și orbitale sunt egale, umplerea are loc în ordinea creșterii n(vezi modelul cuantic-mecanic al structurii atomului).

• Pentru subnivelul 4s: n+l = 4+0 = 4;
• Pentru subnivelul 3d; n+l = 3+2 = 5.

Subnivelurile 3d, 4p, 5s au sume egale n+l=5, deci umplerea merge în ordinea crescătoare a numărului cuantic principal: 3d→4p→5s.

Regula lui Klechkovsky are o serie de excepții, când subnivelurile apropiate unul de celălalt diferă ușor în energie, caz în care electronul tinde să ocupe un subnivel cu energie mai mică, chiar dacă este „supraiacent”, în timp ce nivelul „inferior” rămâne neumplut. De exemplu, 5d 1 este completat înainte de 4f.

• s-elemente(14): electronii umplu subnivelul s al nivelului exterior - hidrogen, heliu + primele 2 elemente ale fiecărei perioade;
• p-elemente(30): electronii umplu subnivelul p al nivelului exterior - ultimele 6 elemente ale fiecărei perioade;
• d-elemente(32): electronii umplu subnivelul d al celui de-al doilea nivel din exterior - elemente de decenii intercalare de perioade mari, care se află între elementele s- și p;
• elemente f(28): electronii umplu subnivelul f al celui de-al treilea nivel din exterior - lantanide și actinide.

electroni de valență

Mai devreme am spus că un atom este o particulă încărcată neutru, deoarece numărul de electroni și protoni din el este același. Cu toate acestea, electronii din orbitalii cei mai exteriori sunt slab atrași de protonii pozitivi din nucleul atomului. Prin urmare, atomii elementelor sunt capabili să dea și să atașeze electroni.

TREBUIE SĂ ȘTIU! Electronii de valență includ electronii exteriori, plus acei electroni pre-exteriori a căror energie este mai mare decât cea a celor exteriori.

Configuratie electronica un atom este o reprezentare numerică a acestuia orbitalii de electroni. Orbitii de electroni sunt regiuni de diferite forme situate în jurul nucleului atomic, în care este probabil din punct de vedere matematic să se găsească un electron. Configurația electronică ajută la a spune rapid și ușor cititorului câți orbitali de electroni are un atom, precum și la determinarea numărului de electroni din fiecare orbital. După ce ați citit acest articol, veți stăpâni metoda de compilare a configurațiilor electronice.

Pași

Distribuția electronilor folosind sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev

Găsiți numărul atomic al atomului dvs. Fiecare atom are asociat un anumit număr de electroni. Găsiți simbolul atomului dvs. în tabelul periodic. Numărul atomic este un număr întreg pozitiv care începe de la 1 (pentru hidrogen) și crește cu unul pentru fiecare atom ulterior. Numărul atomic este numărul de protoni dintr-un atom și, prin urmare, este și numărul de electroni dintr-un atom cu sarcină zero.

Determinați sarcina unui atom. Atomii neutri vor avea același număr de electroni ca în tabelul periodic. Cu toate acestea, atomii încărcați vor avea mai mulți sau mai puțini electroni, în funcție de mărimea sarcinii lor. Dacă lucrați cu un atom încărcat, adăugați sau scădeți electroni după cum urmează: adăugați un electron pentru fiecare sarcină negativă și scădeți unul pentru fiecare sarcină pozitivă.

• De exemplu, un atom de sodiu cu o sarcină de -1 va avea un electron în plus în plus la numărul său atomic de bază de 11. Cu alte cuvinte, un atom va avea 12 electroni în total.
• Dacă vorbim despre un atom de sodiu cu o sarcină de +1, un electron trebuie scăzut din numărul atomic de bază 11. Deci atomul va avea 10 electroni.

1. Memorați lista de bază a orbitalilor. Pe măsură ce numărul de electroni crește într-un atom, aceștia umplu diferitele subniveluri ale învelișului de electroni a atomului conform unei anumite secvențe. Fiecare subnivel al învelișului de electroni, atunci când este umplut, conține număr par electroni. Există următoarele subniveluri:

   Înțelegeți înregistrarea configurației electronice. Configurațiile electronice sunt notate pentru a reflecta în mod clar numărul de electroni din fiecare orbital. Orbitalii sunt scrisi secvenţial, cu numărul de atomi din fiecare orbital scris ca superscript în dreapta numelui orbitalului. Configurația electronică finalizată are forma unei secvențe de denumiri de subnivel și superscripte.

   • Iată, de exemplu, cea mai simplă configurație electronică: 1s 2 2s 2 2p 6 . Această configurație arată că există doi electroni în subnivelul 1s, doi electroni în subnivelul 2s și șase electroni în subnivelul 2p. 2 + 2 + 6 = 10 electroni în total. Aceasta este configurația electronică a atomului de neon neutru (numărul atomic de neon este 10).

2. Amintiți-vă ordinea orbitalilor. Rețineți că orbitalii electronilor sunt numerotați în ordinea crescătoare a numărului învelișului de electroni, dar aranjați în ordine ascendentă a energiei. De exemplu, un orbital 4s 2 plin are mai puțină energie (sau mai puțină mobilitate) decât un 3d 10 parțial umplut sau umplut, deci orbitalul 4s este scris primul. Odată ce cunoașteți ordinea orbitalilor, îi puteți completa cu ușurință în funcție de numărul de electroni din atom. Ordinea în care sunt umpluți orbitalii este următoarea: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Configurația electronică a unui atom în care toți orbitalii sunt umpluți va avea următoarea formă: 10 7p 6
   • Rețineți că notația de mai sus, când toți orbitalii sunt umpluți, este configurația electronică a elementului Uuo (ununoctium) 118, atomul sistem periodic cu cel mai mare număr. Prin urmare, această configurație electronică conține toate subnivelurile electronice cunoscute în prezent ale unui atom încărcat neutru.

3. Completați orbitalii în funcție de numărul de electroni din atomul dvs. De exemplu, dacă vrem să notăm configurația electronică a unui atom de calciu neutru, trebuie să începem prin a căuta numărul său atomic în tabelul periodic. Numărul său atomic este 20, așa că vom scrie configurația unui atom cu 20 de electroni în ordinea de mai sus.

   • Completați orbitalii în ordinea de mai sus până ajungeți la al douăzecilea electron. Primul orbital 1s va avea doi electroni, orbitalul 2s va avea și doi, orbitalul 2p va avea șase, orbitalul 3s va avea doi, orbitalul 3p va avea 6, iar orbitalul 4s va avea 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Cu alte cuvinte, configurația electronică a calciului are forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Rețineți că orbitalii sunt în ordinea crescătoare a energiei. De exemplu, când sunteți gata să treceți la al 4-lea nivel de energie, apoi notați mai întâi orbitalul 4s și apoi 3d. După al patrulea nivel de energie, treci la al cincilea, unde se repetă aceeași ordine. Acest lucru se întâmplă numai după al treilea nivel de energie.

4. Utilizați tabelul periodic ca indiciu vizual. Probabil ați observat deja că forma tabelului periodic corespunde ordinii subnivelurilor electronice în configurațiile electronice. De exemplu, atomii din a doua coloană din stânga se termină întotdeauna cu „s 2”, în timp ce atomii de pe marginea dreaptă a secțiunii subțiri din mijloc se termină întotdeauna cu „d 10”, și așa mai departe. Utilizați tabelul periodic ca ghid vizual pentru scrierea configurațiilor - deoarece ordinea în care adăugați la orbitali corespunde poziției dvs. în tabel. Vezi mai jos:

   • În special, cele două coloane din stânga conțin atomi ale căror configurații electronice se termină în orbitali s, blocul din dreapta al tabelului conține atomi ale căror configurații se termină în orbitali p, iar în partea de jos a atomilor se termină în orbitali f.
   • De exemplu, când notați configurația electronică a clorului, gândiți-vă astfel: „Acest atom este situat în al treilea rând (sau „perioada”) al tabelului periodic. De asemenea, este situat în a cincea grupă a blocului orbital p a tabelului periodic.De aceea, configurația sa electronică se va termina în... ..3p 5
   • Rețineți că elementele din regiunile orbitale d și f ale tabelului au niveluri de energie care nu corespund perioadei în care sunt situate. De exemplu, primul rând al unui bloc de elemente cu orbitali d corespunde orbitalilor 3d, deși este situat în perioada a 4-a, iar primul rând de elemente cu orbitali f corespunde orbitalii 4f, în ciuda faptului că acesta este situat în perioada a 6-a.

5. Aflați abrevierile pentru scrierea configurațiilor electronice lungi. Se numesc atomii din partea dreaptă a tabelului periodic gaze nobile. Aceste elemente sunt foarte stabile din punct de vedere chimic. Pentru a scurta procesul de scriere a configurațiilor electronice lungi, scrieți pur și simplu între paranteze drepte simbolul chimic pentru cel mai apropiat gaz nobil cu mai puțini electroni decât atomul dvs. și apoi continuați să scrieți configurația electronică a nivelurilor orbitale ulterioare. Vezi mai jos:

   • Pentru a înțelege acest concept, va fi util să scrieți un exemplu de configurare. Să scriem configurația zincului (numărul atomic 30) folosind abrevierea gazului nobil. Configurația completă a zincului arată astfel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Totuși, vedem că 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 este configurația electronică a argonului, un gaz nobil. Pur și simplu înlocuiți partea de configurare electronică a zincului cu simbolul chimic pentru argon între paranteze drepte (.)
   • Deci, configurația electronică a zincului, scrisă în formă prescurtată, este: 4s 2 3d 10 .
   • Rețineți că, dacă scrieți configurația electronică a unui gaz nobil, să spunem argon, nu puteți scrie! Trebuie să folosiți prescurtarea gazului nobil în fața acestui element; pentru argon va fi neon ().

   Utilizarea tabelului periodic AOMAH

   1. Stăpânește tabelul periodic AOMAH. Această metodă de înregistrare a configurației electronice nu necesită memorare, însă necesită un tabel periodic modificat, deoarece în tabelul periodic tradițional, începând din a patra perioadă, numărul perioadei nu corespunde învelișului electronic. Găsiți tabelul periodic AOMAH, un tip special de tabel periodic conceput de omul de știință Valery Zimmerman. Este ușor de găsit cu o scurtă căutare pe internet.

      • În tabelul periodic AOMAH, rândurile orizontale reprezintă grupuri de elemente precum halogeni, gaze nobile, metale alcaline, metale alcalino-pământoase etc. Coloanele verticale corespund nivelurilor electronice, iar așa-numitele „cascade” (linii diagonale care leagă blocurile s,p,dși f) corespund perioadelor.
      • Heliul este mutat în hidrogen, deoarece ambele elemente sunt caracterizate de un orbital 1s. Blocurile perioadelor (s,p,d și f) sunt afișate în partea dreaptă, iar numerele de nivel sunt date în partea de jos. Elementele sunt reprezentate în casete numerotate de la 1 la 120. Aceste numere sunt numerele atomice obișnuite, care reprezintă numărul total de electroni dintr-un atom neutru.

   2. Găsiți-vă atomul în tabelul AOMAH. Pentru a nota configurația electronică a unui element, găsiți simbolul acestuia în tabelul periodic ADOMAH și tăiați toate elementele cu un număr atomic mai mare. De exemplu, dacă trebuie să notați configurația electronică a erbiului (68), tăiați toate elementele de la 69 la 120.

      • Acordați atenție numerelor de la 1 la 8 de la baza tabelului. Acestea sunt numerele de nivel electronic sau numerele coloanelor. Ignorați coloanele care conțin doar elemente tăiate. Pentru erbiu rămân coloanele cu numerele 1,2,3,4,5 și 6.

   3. Numărați subnivelurile orbitale până la elementul dvs. Privind simbolurile bloc afișate în dreapta tabelului (s, p, d și f) și numerele coloanelor afișate în partea de jos, ignorați liniile diagonale dintre blocuri și împărțiți coloanele în bloc-coloane, listându-le în comanda de jos in sus. Și din nou, ignorați blocurile în care toate elementele sunt tăiate. Scrieți blocurile de coloane începând de la numărul coloanei urmat de simbolul blocului, astfel: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pentru erbium).

      • Vă rugăm să rețineți: configurația electronică Er de mai sus este scrisă în ordinea crescătoare a numărului de subnivel electronic. Poate fi scris și în ordinea în care sunt umpluți orbitalii. Pentru a face acest lucru, urmați cascadele de jos în sus, nu coloane, când scrieți blocuri de coloane: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Numărați electronii pentru fiecare subnivel electronic. Numărați elementele din fiecare bloc de coloană care nu au fost tăiate prin atașarea unui electron de la fiecare element și scrieți numărul lor lângă simbolul bloc pentru fiecare bloc de coloană, după cum urmează: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . În exemplul nostru, aceasta este configurația electronică a erbiului.

   5. Fiți conștienți de configurațiile electronice incorecte. Există optsprezece excepții tipice legate de configurațiile electronice ale atomilor în starea cea mai scăzută de energie, numită și starea energiei fundamentale. Ei nu se supun regula generala numai în ultimele două-trei poziţii ocupate de electroni. În acest caz, configurația electronică reală presupune că electronii sunt într-o stare de energie mai mică în comparație cu configurația standard a atomului. Atomii de excepție includ:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); lu(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) și cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Pentru a găsi numărul atomic al unui atom atunci când este scris în formă electronică, pur și simplu adunați toate numerele care urmează literelor (s, p, d și f). Acest lucru funcționează doar pentru atomi neutri, dacă aveți de-a face cu un ion, atunci nimic nu va funcționa - va trebui să adăugați sau să scădeți numărul de electroni în plus sau pierduți.
   • Numărul care urmează după litere este un superscript, nu faceți o greșeală în control.
   • „Stabilitatea unui subnivel pe jumătate” nu există. Aceasta este o simplificare. Orice stabilitate care se referă la subnivelurile „pe jumătate pline” se datorează faptului că fiecare orbital este ocupat de un electron, astfel încât repulsia între electroni este redusă la minimum.
   • Fiecare atom tinde spre o stare stabilă, iar cele mai stabile configurații au subnivelurile umplute s și p (s2 și p6). Această configurație este gaze nobile, deci reacționează rar și sunt situate în dreapta în tabelul periodic. Prin urmare, dacă o configurație se termină în 3p 4 , atunci are nevoie de doi electroni pentru a ajunge la o stare stabilă (este nevoie de mai multă energie pentru a pierde șase, inclusiv electroni de nivel s, deci patru este mai ușor de pierdut). Și dacă configurația se termină în 4d 3 , atunci trebuie să piardă trei electroni pentru a ajunge la o stare stabilă. În plus, subnivelurile pe jumătate umplute (s1, p3, d5..) sunt mai stabile decât, de exemplu, p4 sau p2; totuși, s2 și p6 vor fi și mai stabile.
   • Când ai de-a face cu un ion, înseamnă că numărul de protoni nu este același cu numărul de electroni. Sarcina atomului în acest caz va fi afișată în dreapta sus (de obicei) a simbol chimic. Prin urmare, un atom de antimoniu cu o sarcină de +2 are configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Rețineți că 5p 3 sa schimbat în 5p 1 . Fiți atenți când configurația unui atom neutru se termină la subniveluri altele decât s și p. Când luați electroni, îi puteți lua doar din orbitalii de valență (orbitalii s și p). Prin urmare, dacă configurația se termină cu 4s 2 3d 7 și atomul primește încărcare +2, atunci configurația se va termina cu 4s 0 3d 7 . Vă rugăm să rețineți că 3d 7 nu modificări, în schimb electronii orbitalului s se pierd.
   • Există condiții când un electron este forțat să „trece la un nivel de energie mai înalt”. Când unui subnivel îi lipsește un electron pentru a fi jumătate sau plin, luați un electron de la cel mai apropiat subnivel s sau p și mutați-l la subnivelul care are nevoie de un electron.
   • Există două opțiuni pentru scrierea unei configurații electronice. Ele pot fi scrise în ordinea crescătoare a numărului de niveluri de energie sau în ordinea în care sunt umpluți orbitalii electronilor, așa cum sa arătat mai sus pentru erbiu.
   • De asemenea, puteți scrie configurația electronică a unui element scriind doar configurația de valență, care este ultimul subnivel s și p. Astfel, configurația de valență a antimoniului va fi 5s 2 5p 3 .
   • Ionii nu sunt la fel. Cu ei e mult mai greu. Treci peste două niveluri și urmează același model, în funcție de unde ai început și de cât de mare este numărul de electroni.

Subniveluri energetice - secțiunea Chimie, Baze Chimie anorganică Numărul cuantic orbital L Forma...

Conform limitelor modificărilor numărului cuantic orbital de la 0 la (n-1), un număr strict limitat de subniveluri este posibil în fiecare nivel de energie și anume: numărul de subniveluri este egal cu numărul de nivel.

Combinația numerelor cuantice principale (n) și orbitale (l) caracterizează complet energia unui electron. Rezerva de energie a unui electron este reflectată de suma (n+l).

Deci, de exemplu, electronii subnivelului 3d au o energie mai mare decât electronii subnivelului 4s:

Ordinea în care nivelurile și subnivelurile dintr-un atom sunt umplute cu electroni este determinată de regula V.M. Klechkovsky: umplerea nivelurilor electronice ale atomului are loc secvenţial în ordinea sumei crescătoare (n + 1).

În conformitate cu aceasta, se determină scara de energie reală a subnivelurilor, conform căreia sunt construite învelișurile de electroni ale tuturor atomilor:

1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d...

3. Numărul cuantic magnetic (m l) caracterizează direcția norului de electroni (orbital) în spațiu.

Cu cât forma norului de electroni este mai complexă (adică, cu cât valoarea lui l este mai mare), cu atât mai multe variații în orientarea acestui nor în spațiu și există mai multe stări individuale de energie ale electronului, caracterizate printr-o anumită valoare a magneticului. număr cuantic.

Matematic m l ia valori întregi de la -1 la +1, inclusiv 0, adică valori totale (21+1).

Să desemnăm fiecare orbital atomic individual din spațiu ca o celulă energetică ð, atunci numărul de astfel de celule din subniveluri va fi:

Poduro-ven	Valori posibile m l	Numărul de stări individuale de energie (orbitali, celule) din subnivel
s (l=0)		unu
p (l=1)	-1, 0, +1	Trei
d (l=2)	-2, -1, 0, +1, +2	cinci
f (l=3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	Șapte

De exemplu, un orbital s sferic este direcționat în mod unic în spațiu. Orbitalii în formă de gantere ai fiecărui subnivel p sunt orientați de-a lungul a trei axe de coordonate

4. Spin numărul cuantic m s caracterizează rotația proprie a electronului în jurul axei sale și ia doar două valori:

p- subnivel + 1 / 2 și - 1 / 2, în funcție de sensul de rotație într-un sens sau altul. Conform principiului Pauli, într-un orbital nu pot fi localizați mai mult de 2 electroni cu spini direcționați opus (antiparalel):

Astfel de electroni se numesc pereche.Un electron nepereche este reprezentat schematic printr-o singura sageata:.

Cunoscând capacitatea unui orbital (2 electroni) și numărul de stări de energie din subnivel (m s), putem determina numărul de electroni din subnivelurile:

Rezultatul se poate scrie altfel: s 2 p 6 d 10 f 14 .

Aceste numere trebuie bine amintite pentru scrierea corectă a formulelor electronice ale atomului.

Deci, patru numere cuantice - n, l, m l, m s - determină complet starea fiecărui electron dintr-un atom. Toți electronii dintr-un atom cu aceeași valoare a lui n formează un nivel de energie, cu aceleasi valori n și l - subnivelul energetic, cu aceleași valori ale lui n, l și m l- un orbital atomic separat (celula cuantică). Electronii din același orbital au spinuri diferite.

Luând în considerare valorile tuturor celor patru numere cuantice, determinăm numărul maxim de electroni în nivelurile de energie (straturi electronice):

Un număr mare de electroni (18.32) sunt conținute numai în straturile de electroni profunde ale atomilor, stratul de electroni exterior poate conține de la 1 (pentru hidrogen și metale alcaline) până la 8 electroni (gaze inerte).

Este important de reținut că umplerea învelișurilor de electroni cu electroni are loc conform principiul minimei energie: Se completează mai întâi subnivelurile cu cea mai mică valoare energetică, apoi cele cu valori mai mari. Această secvență corespunde scalei de energie a lui V.M. Klechkovsky.

Structura electronică a unui atom este afișată prin formule electronice, care indică nivelurile de energie, subnivelurile și numărul de electroni din subniveluri.

De exemplu, atomul de hidrogen 1 H are doar 1 electron, care este situat în primul strat din nucleu la subnivelul s; formula electronică a atomului de hidrogen este 1s 1.

Atomul de litiu 3 Li are doar 3 electroni, dintre care 2 sunt în subnivelul s al primului strat, iar 1 este plasat în al doilea strat, care începe tot cu subnivelul s. Formula electronică a atomului de litiu este 1s 2 2s 1.

Atomul de fosfor 15 P are 15 electroni situati in trei straturi de electroni. Reținând că subnivelul s nu conține mai mult de 2 electroni, iar subnivelul p nu conține mai mult de 6, plasăm treptat toți electronii în subniveluri și întocmim formula electronică a atomului de fosfor: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

La compilarea formulei electronice a atomului de mangan 25 Mn, este necesar să se țină cont de secvența de creștere a energiei subnivelului: 1s2s2p3s3p4s3d...

Distribuim treptat toți cei 25 de electroni Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .

Formula electronică finală a atomului de mangan (ținând cont de distanța electronilor de la nucleu) arată astfel:

1s2

2s 2 2p 6

3s 2 3p 6 3d 5

4s 2

Formula electronică a manganului corespunde pe deplin poziției sale în sistemul periodic: numărul de straturi electronice (niveluri de energie) - 4 este egal cu numărul perioadei; există 2 electroni în stratul exterior, penultimul strat nu este finalizat, ceea ce este tipic pentru metalele subgrupurilor secundare; numărul total de electroni mobili de valență (3d 5 4s 2) - 7 este egal cu numărul grupului.

În funcție de care dintre subnivelurile de energie din atom -s-, p-, d- sau f- este construit ultimul, toate elementele chimice sunt împărțite în familii electronice: s-elemente(H, He, metale alcaline, metale din subgrupa principală a grupei a 2-a a sistemului periodic); p-elemente(elementele principalelor subgrupe 3, 4, 5, 6, 7, a 8-a grupe ale sistemului periodic); d-elemente(toate metalele subgrupurilor secundare); elemente f(lantanide și actinide).

Structurile electronice ale atomilor sunt o justificare teoretică profundă a structurii sistemului periodic, lungimea perioadelor (adică numărul de elemente în perioade) decurge direct din capacitatea straturilor electronice și din succesiunea energiei în creștere a subnivelurilor:

Fiecare perioadă începe cu un element s cu structura stratului exterior s 1 ( metal alcalin) și se termină cu un element p cu structura stratului exterior …s 2 p 6 (gaz inert). I-a perioadă conține doar două elemente s (H și He), perioadele mici a II-a și a III-a conțin două elemente s și șase elemente p fiecare. În IV și V-a mare perioadele dintre elementele s- și p „cununate” în 10 elemente d - metale de tranziție, alocate subgrupurilor secundare. În perioadele VI și VII, la structura analogă se adaugă încă 14 elemente f, care au proprietăți similare lantanului și, respectiv, actiniului și izolate ca subgrupe de lantanide și actinide.

Când studiați structurile electronice ale atomilor, acordați atenție reprezentării lor grafice, de exemplu:

13 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

sunt utilizate ambele versiuni ale imaginii: a) și b):

Pentru aranjarea corectă a electronilor în orbitali, este necesar să se cunoască Regula lui Gund: electronii din subnivel sunt aranjați astfel încât spinul lor total să fie maxim. Cu alte cuvinte, electronii ocupă mai întâi toate celulele libere ale subnivelului dat una câte una.

De exemplu, dacă este necesar să plasați trei electroni p (p 3) în subnivelul p, care are întotdeauna trei orbiti, atunci din doi Opțiuni Regula lui Hund corespunde primei opțiuni:

Ca exemplu, luați în considerare circuitul electronic grafic al unui atom de carbon:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Numărul de electroni nepereche dintr-un atom este o caracteristică foarte importantă. Conform teoriei legăturii covalente, numai electronii nepereche pot forma legături chimice și pot determina capacitățile de valență ale unui atom.

Dacă există stări de energie liberă (orbitali neocupați) în subnivel, atomul, la excitare, „aburește”, separă electronii perechi, iar capacitățile sale de valență cresc:

6 C 1s 2 2s 2 2p 3

Carbonul în stare normală este 2-valent, în stare excitată este 4-valent. Atomul de fluor nu are oportunități de excitare (deoarece toți orbitalii stratului de electroni exterior sunt ocupați), prin urmare fluorul din compușii săi este monovalent.

Exemplul 1 Ce sunt numerele cuantice? Ce valori pot lua?

Soluţie. Mișcarea unui electron într-un atom are un caracter probabilistic. Spațiul circumnuclear, în care un electron poate fi localizat cu cea mai mare probabilitate (0,9-0,95), se numește orbital atomic (AO). Orbital atomic, ca oricare figură geometrică, se caracterizează prin trei parametri (coordonate), numiți numere cuantice (n, l, m l). Numerele cuantice nu iau nici o valoare, ci anumite, discrete (discontinue). Valorile învecinate ale numerelor cuantice diferă cu unul. Numerele cuantice determină dimensiunea (n), forma (l) și orientarea (m l) a unui orbital atomic în spațiu. Ocupând unul sau altul orbital atomic, un electron formează un nor de electroni, care pentru electronii aceluiași atom poate avea formă diferită(Fig. 1). Formele norilor de electroni sunt similare cu AO. Se mai numesc si electronice sau orbitali atomici. Norul de electroni este caracterizat de patru numere (n, l, m 1 și m 5).

Ce vom face cu materialul primit:

Dacă acest material s-a dovedit a fi util pentru dvs., îl puteți salva pe pagina dvs. de pe rețelele sociale:

tweet

Toate subiectele din această secțiune:

Legile și conceptele de bază ale chimiei
ramură a chimiei care se ocupă compoziţia cantitativă substanțe și raporturi cantitative (masă, volum) dintre substanțele care reacţionează, se numește stoichiometrie. În conformitate cu aceasta,

Simbolism chimic
Simboluri moderne elemente chimice au fost introduse în 1813 de către Berzelius. Elementele sunt desemnate prin literele inițiale ale numelor lor latine. De exemplu, oxigenul (Oxigenul) este notat cu litera O, se

Rădăcinile latine ale unor elemente
Număr ordinal în tabelul sistemului periodic Simbol Nume rusesc rădăcină latină

Nume de grup de elemente
Denumirea grupului de elemente Elemente din grupa Gaze nobile He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Halogeni

Denumiri ale acizilor utilizați în mod obișnuit și ale reziduurilor acide
Formule acide Denumire acidă Formulă reziduu acid Nume reziduu acid Acizi oxigenați

Obținerea acizilor
unu . Interacțiunea oxizilor acizi (majoritatea) cu apa: SO3 + H2O=H2SO4; N2O5 + H2

Nomenclatura compușilor anorganici (conform regulilor IUPAC)
IUPAC este uniunea internațională a chimiei teoretice și aplicate. Regulile IUPAC din 1970 sunt modelul internațional prin care regulile de nomenclatură pentru compușii chimici sunt create în limbajul COO.

Primele modele ale atomului
În 1897, J. Thomson (Anglia) a descoperit electronul, iar în 1909. R. Mulliken a determinat sarcina acestuia, care este 1,6 10-19 C. Masa electronului este de 9,11 10-28 g. V

Spectrele atomice
Când este încălzită, o substanță emite raze (radiații). Dacă radiația are o lungime de undă, atunci se numește monocromatic. În cele mai multe cazuri, radiația este caracterizată de mai multe

Quanta și modelul Bohr
În 1900, M. Planck (Germania) a sugerat că substanțele absorb și emit energie în porțiuni discrete, pe care le-a numit cuante. Energia cuantică E este proporțională cu frecvența radiației (co

Natura duală a electronului
În 1905, A. Einstein a prezis că orice radiație este un flux de quante de energie numite fotoni. Din teoria lui Einstein rezultă că lumina are un dual (undă de particule

Valorile numerelor cuantice și numărul maxim de electroni la niveluri și subniveluri cuantice
Număr cuantic magnetic cuantic ml Număr de stări cuantice (orbitali) Număr maxim de electroni  

Izotopi ai hidrogenului
Izotop Sarcina nucleară (număr de serie) Număr de electroni Masă atomică Număr de neutroni N=A-Z Protium

Sistem periodic de elemente D.I. Mendeleev și structura electronică a atomilor
Luați în considerare relația dintre poziția unui element în sistemul periodic și structura electronică a atomilor săi. Fiecare element ulterior din sistemul periodic are cu un electron mai mult decât cel anterior.

Configurații electronice ale elementelor primelor două perioade
Număr atomic Element Configurații electronice Număr atomic Element Configurații electronice

Configurații ale elementelor electronice
Perioada Număr de ordine Element Configurare electronică Perioada Număr de ordine Element

Proprietățile periodice ale elementelor
Deoarece structura electronică a elementelor se modifică periodic, proprietățile elementelor sunt determinate de structura lor electronică, cum ar fi energia de ionizare,

Electronegativitatea elementelor după Pauling
H 2.1 &

Starile de oxidare ale arsenului, seleniului, bromului
Element Stare de oxidare Compuși cel mai mare cel mai scăzut

Ecuații reduse și complete ale reacțiilor nucleare
Ecuații reduse Ecuații complete 27Al(p,

Definiția unei legături chimice
Proprietățile substanțelor depind de compoziția, structura, tipul lor legătură chimicăîntre atomi din materie. Legătura chimică este de natură electrică. Se înțelege că este o legătură chimică

Legătură ionică
În timpul formării oricărei molecule, atomii acestei molecule „se leagă” între ei. Motivul formării moleculelor este că forțele electrostatice acționează între atomii dintr-o moleculă. Obrazova

legătură covalentă
O legătură chimică realizată prin suprapunerea norilor de electroni de atomi care interacționează se numește legătură covalentă. 4.3.1. Potcovar nepolar

Metoda legăturii de valență (MVS, VS)
Pentru o înțelegere profundă a esenței unei legături covalente, a naturii distribuției densității electronilor într-o moleculă, a principiilor de construire a moleculelor simple și simple. substanțe complexe este necesară metoda legăturilor de valență

Metoda orbitală moleculară (MMO, MO)
Cronologic, metoda MO a apărut mai târziu decât metoda VS, deoarece au existat întrebări în teoria legăturilor covalente care nu puteau fi explicate prin metoda VS. Să subliniem câteva dintre ele. Cum

Prevederile de bază ale OMI, MO
1. Într-o moleculă, toți electronii sunt comuni. Molecula în sine este un singur întreg, o colecție de nuclee și electroni. 2. Într-o moleculă, fiecărui electron îi corespunde un orbital molecular, cum ar fi

Hibridizarea orbitalilor și configurația spațială a moleculelor
Tip de moleculă Orbitali inițiali ai atomului A Tip de hibridizare Număr de orbitali hibrizi ai atomului A Pr

conexiune metalica
Numele în sine spune că vom vorbi despre structura internă a metalelor. Atomii majorității metalelor la nivelul energetic exterior conțin un număr mic de electroni. Deci, câte un electron

legătură de hidrogen
O legătură de hidrogen este un fel de legătură chimică. Apare între moleculele care includ hidrogen și un element puternic electronegativ. Aceste elemente sunt fluor, oxigen

Interacțiuni între molecule
Când moleculele se apropie unele de altele, apare atracția, ceea ce provoacă apariția unei stări condensate a materiei. Principalele tipuri de interacțiuni moleculare includ forțele van der Waals,

Contribuția componentelor individuale la energia interacțiunii intermoleculare
Substanță Momentul electric al dipolului, D Rizabilitate la câmp, m3∙1030 Energia de interacțiune, kJ/m

Concepte generale
Când curge reacții chimice starea energetică a sistemului în care are loc această reacție se modifică. Starea sistemului este caracterizată de parametrii termodinamici (p, T, s etc.)

Energie interna. Prima lege a termodinamicii
În reacțiile chimice, în sistem apar modificări calitative profunde, legăturile din substanțele inițiale sunt rupte și apar noi legături în produsele finale. Aceste modificări sunt însoțite de absorbție

Entalpia sistemului. Efectele termice ale reacțiilor chimice
Căldura Q și lucrul A nu sunt funcții de stare, deoarece servesc ca forme de transfer de energie și sunt asociate cu procesul, și nu cu starea sistemului. În reacțiile chimice, A este lucrul împotriva exteriorului

Calcule termochimice
Calculele termochimice se bazează pe legea lui Hess, care face posibilă calcularea entalpiei unei reacții chimice: efectul termic al unei reacții depinde numai de natura și starea fizică a materiilor prime.

Încălziri standard (entalpii) de formare
unele substanţe Substanţă

afinitate chimică. Entropia reacțiilor chimice. Energia Gibbs
Reacțiile pot apărea spontan, însoțite nu numai de eliberare, ci și de absorbția căldurii. O reacție care are loc la o anumită temperatură cu degajare de căldură, la o temperatură diferită

A doua și a treia lege a termodinamicii
Pentru sistemele care nu fac schimb de energie sau materie cu mediul (sisteme izolate), a doua lege a termodinamicii are următoarea formulare: în sistemele izolate, auto

Conceptul de viteză a reacțiilor chimice
Viteza unei reacții chimice este numărul de reacții elementare care au loc pe unitatea de timp pe unitatea de volum (în cazul reacțiilor omogene) sau pe unitatea de interfață (în

Dependența vitezei de reacție de concentrația de reactivi
Pentru ca atomul și moleculele să reacționeze, acestea trebuie să se ciocnească între ele, deoarece forțele de interacțiune chimică acționează doar la o distanță foarte mică. Cu cât mai multe molecule de rea

Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție
Dependența vitezei de reacție de temperatură este determinată de regula van't Hoff, conform căreia, cu o creștere a temperaturii la fiecare 10 grade, viteza majorității reacțiilor crește cu 2-

Energie activatoare
Modificarea rapidă a vitezei de reacție cu temperatura este explicată de teoria activării. De ce încălzirea provoacă o accelerare atât de semnificativă a transformărilor chimice? Pentru a răspunde la această întrebare ai nevoie

Conceptul de cataliză și catalizatori
Cataliza este o modificare a vitezei reacțiilor chimice în prezența unor substanțe - catalizatori. Catalizatorii sunt substanțe care modifică viteza unei reacții prin participarea la o substanță chimică intermediară

echilibru chimic. Principiul lui Le Chatelier
Reacțiile care se desfășoară într-o direcție și ajung până la capăt se numesc ireversibile. Nu sunt mulți dintre ei. Majoritatea reacțiilor sunt reversibile, adică. ele aleargă în direcții opuse

Metode de exprimare a concentrației soluțiilor
Concentrația unei soluții este conținutul unei substanțe dizolvate într-o anumită masă sau volum cunoscut al unei soluții sau solvent. Există masă, molar (molar-volum), mo

Proprietățile coligative ale soluțiilor
Coligative sunt proprietățile soluțiilor care depind de concentrație și practic nu depind de natura substanțelor dizolvate. Ele mai sunt numite comune (colective). T

Soluții de electroliți
Exemple de soluții de electroliți sunt soluțiile de alcalii, sărurile și acizii anorganici în apă, soluțiile unui număr de săruri și amoniac lichid și unii solvenți organici, cum ar fi acetonita.

În soluții la 298 K
Concentrație, mol/1000g Н2О Coeficient de activitate pentru electroliți NaCl KCl NaOH KOH

Hidroliza sării
Interacțiunea de schimb chimic a ionilor de sare dizolvați cu apa, ducând la formarea de produși slab disociați (molecule de acizi sau baze slabe, anioni acizi sau cationi bazici

Constantele și gradele de disociere ale unor electroliți slabi
Electroliți Formula Valori numerice ale constantelor de disociere Gradul de disociere în 0,1 n. soluție, % acizi azoți

Procese
Reacțiile redox sunt reacții însoțite de o modificare a stării de oxidare a atomilor care formează reactanții.

Valențele și stările de oxidare ale atomilor din unii compuși
Ionicitatea legăturii moleculei, % Covalența atomului Valența electrovalenței: v = ve

Reacții redox
Luați în considerare principalele prevederi ale teoriei reacțiilor redox. 1. Oxidarea este procesul de donare de electroni de către un atom, moleculă sau ion. Gradul de oxidare în acest caz

Cei mai importanți agenți reducători și oxidanți
Agenți reducători Oxidanți Metale, hidrogen, cărbune Monoxid de carbon (II) CO Hidrogen sulfurat H2S, sulfură de sodiu Na2S, oxid ce

Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox
Pentru compilarea ecuațiilor reacțiilor redox și determinarea coeficienților sunt utilizate două metode: metoda echilibrului electronic și metoda ion-electronica (metoda semireacției).

Determinarea compușilor complecși
Compuși precum oxizi, acizi, baze, săruri se formează din atomi ca urmare a apariției unei legături chimice între ei. Acestea sunt conexiuni obișnuite sau conexiuni de primă linie.

Liganzii
Liganzii includ anioni simpli, cum ar fi F-, CI-, Br-, I-, S2-, anioni complecși, cum ar fi CN–, NCS–, NO

Nomenclatura compușilor complecși
Numele cationului complex este scris într-un singur cuvânt, începând cu numele ligandului negativ urmat de litera „o”, urmată de moleculele neutre și atomul central, indicând

Disocierea compușilor complecși
Compuși complecși - non-electroliții în soluții apoase nu suferă disociere. Le lipsește sfera exterioară a complexului, de exemplu: , )