Hogyan töltődnek ki az elektronikus szintek, alszintek és pályák, ahogy az atom bonyolultabbá válik.

A legtöbb esetben a molekulákban lévő kötések közbensőek a kettő között korlátozó esetek– kovalens ill ionos típusok kommunikáció. Például a HF-molekulában a kötés sem nem tisztán kovalens, sem nem tisztán ionos. De mennyire egyenlőtlenül történik az elektronok megosztása a HF molekulában, és a HF molekulában melyik atom vonzza nagyobb mértékben magához a megosztott H vagy F elektronokat? A második kérdés megválaszolására és az első kérdésre minőségi választ adandó, Pauling 1932-ben vezette be a fogalmat. elektronegativitás (EO)elem (a görög χ jelölése) és a kémiai kötés relatív elektronegativitása (REO). Az elektronegativitás az atom azon képességének mértéke, hogy vonzza a közös vegyértékelektronokat. Az OEO egyenlő a kémiai kötés kialakításában részt vevő elemek elektronegativitásának különbségével. Hagyományosan elfogadott, hogy ha a relatív elektronegativitás nagyobb, mint 1,7.

7. Molekulák térszerkezete

A kovalens kémiai kötést az irányítottság jellemzi, amely az atompályák bizonyos térbeli orientációinak köszönhető. A kialakulásban részt vevő atomi pályák kémiai kötések lehet s, p, d és f. Mint fentebb megjegyeztük, csak az s-pályáknak van gömb alakúak, a többi súlyzó alakú. A következő típusú kötéseket különböztetjük meg: szigma - kötés (σ szimbólummal jelölve), pi-kötés (π szimbólummal jelölve) delta - kötések (δ szimbólummal jelölve).

Sigma csatlakozás.

A kölcsönhatásban lévő atomok magjait összekötő vonal mentén AO-k átfedésével létrejövő kötést σ kötésnek nevezzük. Ez a kötés létrejöhet s pályák, s és p pályák, p és p pályák, s és d pályák, d és d pályák átfedésével stb.

4. ábra Atompályák átfedése a kialakulás során σ-csatlakozások

A szigma kötvény egyszerű közönséges kötvény. Az egyszerű mellett σ-kötések Többszörös (kettős és hármas) kötés jön létre, ha σ, π- és δ kötéseket egymásra helyezünk. Kettős kötés két közös elektronpár szocializációja következtében jön létre, hármas kötés– három szocializációja miatt elektronpárok. Átfedő atomi kötés p - vagy d - az atommagokat összekötő egyenes (valójában egy sík) két oldalán lévő pályákat ún.π- kommunikáció A pi kötés p-p pályák, p-d pályák, d-d pályák, f-p pályák, f-d pályák és f-f pályák átfedésével jöhet létre. A kettős kötés egyből áll σ-kötés és egy π-kötés; a hármas kötés egy σ kötésből és két π kötésből áll.

5. ábra Atompályák átfedése π kötések kialakulása során

A kötést, amely mind a négy lebeny d pályáinak átfedésével jön létre, δ kötésnek nevezzük.

a δ-kötések kialakulása során

A hibridizáció fogalmát Pauling vezette be, hogy megmagyarázza az ekvivalens kötések előfordulását olyan vegyületekben, mint a BeCl 2, AlCl 3, CH 4, C 2 H 4 stb.

Nézzük meg, hogyan jönnek létre a kémiai kötések a 11A, 111A és 1VA csoportok elemei által.

A külső elektronszint szerkezete, azaz elektronjai részt vesznek a kémiai kötések kialakításában és meghatározzák az elem vegyértékét és oxidációs állapotát, a 11A csoportba tartozó elemek a következők:

Egyértelmű, hogy vegyértékelektronok a külső n-szinten vannak (itt az n-főkvantumszám egyenlő 2,3, 4...) és a BC módszer szempontjából a 11A csoport alapállapotú elemei mutatkoznak nulla vegyérték. Tudjuk azonban, hogy ennek a csoportnak az elemei kettős vegyértéket mutatnak, és a kialakult két kémiai kötés egyenértékű. Ennek a ténynek a megmagyarázására úgy gondolják, hogy enyhe gerjesztéssel az ns-atomi pályáról az egyik párosított elektron a három üres p-atomi pálya valamelyikére mozog, és a külső energiaszint alábbi elektronszerkezete jön létre:

Mivel a MeX 2 vegyületek kémiai kötései egyenértékűek, úgy gondolják, hogy egy s-AO és egy p-AO hibridizációja két sp-hibrid atompálya kialakulásával megy végbe:

2 sp-hibrid orbitál képződésének sémája

Példák a 11A csoport elemeinek vegyületeire: BeH 2, MgCl 2, CaF 2, BaI 2 stb. A molekulák lineárisak, a kötési szögek 180 0. Az 1A és 11A csoportba tartozó fémek az s-elemekhez tartoznak.

Tekintsük a kémiai kötések kialakulását a 111A csoport elemeiben, amelyek külső elektronszintjének szerkezete alapállapotban a következő:

Itt n a fő kvantumszám vagy a csoport 111A elemének periódusszáma (n = 2,3,4,...). Mivel ennek a csoportnak az elemei a külső elektronszinten csak egy párosítatlan elektronnal rendelkeznek alapállapotban, ezért formálisan egyértékűnek kell lenniük. A természetben azonban ezen elemek vegyületeiben három vegyértéket mutatnak. Hasonlóan a 11A csoport vegyületeihez, e csoport vegyületeiben gerjesztett állapotban az egyik s-elektron átmegy a p-pályára, a vegyértékszint elektronszerkezete a következő:

Meg kell jegyezni, hogy a Hund-szabálynak megfelelően a gerjesztett elektron ugyanolyan orientációjú, mint az ezen a szinten elhelyezkedő elektronok alapállapotában. Izgatott elektronikus állapot az elem három egyenértékű sp 2 -atomi pályát alkot (egy s-AO és kettő

p-AO, innen a neve sp 2 – hibridizáció):

Séma 3 sp 2 hibrid pályák kialakítására

Amikor például hidrogénnel vagy halogénekkel kölcsönhatásba lépnek, a 111A csoport elemei olyan vegyületeket képeznek, amelyek molekulái lapos szerkezet 120 0 kötési szögekkel:

Figyeljük meg, hogy mindkét molekulában szigma kötések jönnek létre, de a bór-hidrid molekulában a bór s-AO hidrogénatomjainak és sp 2 -hibridizált atompályáinak átfedésével jönnek létre a szigma kötések, a BCl 3-ban pedig a π-vel jönnek létre szigma kötések. -klóratomok pályái és sp 2 - bór hibridizált atompályái.

Az 1V A elemekben a külső elektron szerkezete alakja

,

és izgatott állapotban:

,

Egy s-AO és három p-AO vesz részt a hibridizációban, négy sp 3 -hibrid AO-t képezve:

Nézzünk meg néhány példát az 1-5. szakasz illusztrálására.

1. példa Írja fel a harmadik periódus elemeinek elektronszerkezetét, határozza meg lehetséges vegyértékeiket és oxidációs állapotukat! Magyarázza meg az ionizációs potenciálok és az elektronaffinitások növekedésének okait, amikor az egyik elemről a másikra haladunk balról jobbra haladva! Hogyan változik az elemek látszólagos atomi sugara egy periódusban.

A harmadik periódus elemei esetében a fő kvantumszám n = 3. Következésképpen ennek a periódusnak minden eleme három energiaszinttel rendelkezik (n = 1, 2 és 3); az első energiaszint a héliummaghoz hasonló elektronszerkezetű, a második energiaszint a neonmaghoz hasonló elektronszerkezetű, azaz. a harmadik periódus összes elemére a két belső energiaszint a következő szerkezettel rendelkezik: 1s 2 2s 2 2p 6. A harmadik energiaszint a nátriumban jelenik meg, és a 3-as félszint kitöltésével kezdődik. Ezenkívül a harmadik periódus minden elemének van egy üres 3d alszintje.

Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ; Al: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 ; Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ; P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ; S: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ; Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ; Ar: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

Minden periódusban balról jobbra haladva következetes csökkenés tapasztalható atomi sugarak. Ez az összenyomódás azért következik be, mert bár az s- és p-pályán az elektronok száma fokozatosan növekszik, nem védik egymást teljesen az atommag egymás után növekvő töltésétől. Így a magtöltés növekedése végső soron a pozitív töltésű atommag és az elektronok közötti elektrosztatikus kölcsönhatás hatásának növekedéséhez vezet, ami az effektív atomsugár csökkenését okozza. Az effektív atomsugár értékei pikométerben a következők (pm - pikométer = 10 -12 m = 10 -2 Ǻ): Na (154 = 1,54 Ǻ), Mg (130), Al (125), Si (134) ), P (110), S (104), Cl (99), Ar (66). A balról jobbra mozgó periódusban az effektív sugarak csökkenése miatt következetesen nő az ionizációs potenciál és az elektronaffinitás.

Egy adott periódus első három elemének vegyértékét a harmadik elektronszinten lévő elektronok száma határozza meg, jelen esetben 3s3p.

A nátrium vegyértéke eggyel egyenlő, mivel csak egy 3s 1 elektronja van a külső elektronszinten, míg a nátrium csak egyetlen elektronját tudja feladni. A 3s ​​2 3p 0 vegyértékelektronikus szinten két páros elektronnal rendelkező magnéziumnak formálisan nulla vegyértékűnek kell lennie, de van egy üres 3p 0 alszintje, amelyre a 3s 2 elektronok közül az egyik mozoghat, míg a magnézium kettős vegyértéket mutat. , azaz e. viszonylag könnyen fel tudja adni azt a két elektront. Az alumíniumnak a külső vegyértékszinten három elektronja van 3s 2 3p 1 gerjesztésre, a 3s 2 elektronok közül az egyik a 3p alszintre kerül, és a vegyérték elektronszint elektronszerkezete 3s 1 3p 2 ill. , és Hund szabálya szerint mindhárom elektronnak azonos spinje lesz: +1/2 vagy -1/2. Az alumínium effektív atomsugara meglehetősen kicsi, és ha más elemek atomjaival lép kölcsönhatásba, amelyek nagy elektronaffinitással és ionizációs potenciállal rendelkeznek, könnyen feladja ezeket az elektronokat, és három vegyértéket mutat. Megjegyezzük, hogy ezek az elemek minden vegyületükben +3 oxidációs állapotot mutatnak.

Egy atom vegyértékelektron rétegének szerkezete szilícium többnyire

feltétele a következő , de a szilícium vegyületeiben négy vegyértéket mutat. Következésképpen a szilícium atom vegyértékelektronjai könnyen gerjeszthetők, és ezáltal a vegyértékszint alábbi elektronszerkezete alakul ki;

.

Felhívjuk figyelmét, hogy az elektron spineknek van ugyanaz a jel(Hund szabálya).

Az atom külső elektronszintjén foszfor 5 elektron van, a foszforatom külső vegyértékelektronikus szintjének elektronszerkezete alapállapotban a következő:

,

de az 5. periódus elemeinek van egy üres 3d alszintje öt d-orbatállal, ezért gerjesztett állapotban a foszforatom vegyértékszintjének szerkezete a következő formában lesz:

A foszfor alapelektronikus állapotában egy másik elem atomjának elektronaffinitásától vagy ionizációs potenciáljától függően, amellyel a foszfor reagál, 3-as vegyértéket mutathat (oxidációs állapot +3 vagy -3). Gerjesztett elektronikus állapotban a foszfor vegyértéke 5.

Kén – a 3. periódus 6. csoportjába tartozó elem alapállapotban a következő külső elektronikus szint szerkezettel rendelkezik:

és két különböző gerjesztett állapot:

És

A kén vegyületeiben 2-es, 4-es és 6-os vegyértéket mutathat, ami a természetben megfigyelhető (kén- és kénsavak szulfidjai és kénhidrogén-sói).

A klór a harmadik periódus hetedik csoportjának eleme. Ezért a legkülső elektronszintje hét elektront tartalmaz. Ennek a rétegnek az elektronikus szerkezete alapállapotban a következő:

Ezenkívül a klóratom külső elektronrétegében a következő három gerjesztett állapot lehetséges:

, És

.

A fentieknek megfelelően a klórvegyületekre a következő oxidációs állapotok jellemzőek: -1 (kloridok - HCl, NaCl), +1 (hipoklórsav sói, hipokloritok - NaOCl), +3 (kloritok -KClO 2), +5 (klorátok - KClO 3) és +7 (perklorátok - KClO 4).

A harmadik periódus az argon inert gázzal zárul. Az argon külső elektronrétege, valamint a belső energiahéjak teljesen kitöltöttek, nagyon kicsi az effektív atomi sugara, nagyon magas az első ionizációs potenciálja és nagyon alacsony az elektronaffinitása nulla.

Milyen értékeket vehet fel az n főkvantumszám? Mely n értékek mellett a legnagyobb és a legkisebb az atommaggal rendelkező elektron kötési energiája? Mely n értékeinél van az elektronnak a legnagyobb és a legkisebb energiája?

Az n főkvantumszám egész értéket vehet fel 1-től ∞-ig. Az elektron energiája az n érték növekedésével nő, minimális érték n = 1 kvantumszámú elektronja van. A pozitív töltésű atommaggal való elektron kölcsönhatási energiája n értékének növekedésével csökken a következő két okból:

Az n növekedésével az elektron és az atommag közötti távolság növekszik, és a Coulomb-törvény szerint a két ponttöltés közötti kölcsönhatás ereje fordítottan arányos a köztük lévő távolság négyzetével.

Az elektronikus rétegek számának növelésével (növekedéssel) a pozitív töltésű mag szűrése növekszik.

A Klechkowski-szabály segítségével jósoljuk meg azt az energiaszintet, amelyen egy elektron hozzáadódik a következő Ca, Zn, Si, Ti elemek elektronszerkezetéhez. Rajzoljon elektronikus szerkezeteket diagramokkal!

Elem Ca c sorozatszámát 20 a negyedik periódusban van a második csoportban fő alcsoport. U ennek az elemnek húsz elektron van, amelyek közül tizennyolc az inert 3. csoportba tartozó argon elem konfigurációjával rendelkezik:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 0 A káliumtól kezdve és kalciummal végződve a 4s pálya meg van töltve, de a 3d nem, mivel ebben az esetben az elektronenergia minimális. Valójában, mivel az E elektronenergia n+l és E = min összegétől függ n+l =min¸ esetén és egyenlő értékeket Az n+l elektronenergia minimális n értéknél minimális, akkor K-ra, valamint Ca-ra két lehetőség van a tizenkilencedik és a huszadik elektron elhelyezésére:

kitöltés 3d – pályák. Ebben az esetben n =3, és l =2 és E = n+l =5

a 4s pálya kitöltése.

n=4, és l=0 és E=n+l=4

Látható, hogy a második lehetőségnél az elektronenergia kisebb, és a 4s pályák tele vannak elektronokkal. A zinl (Zn) elem 30-as sorozatszámú, a 4. periódusban található a másodlagos alcsoport második csoportjában. A d-fémekre utal. A cink 30 elektronja a következőkkel rendelkezik:

elektronikus konfiguráció

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

A szkandiumtól kezdve a cinkig a d-pálya van kitöltve, nem a 4p. Tekintsünk két lehetőséget a d-sorozat alapozó szkandium felső pályáinak kitöltésére. A szkandium atom huszonegyedik elektronja is megtalálható

3 d-pályára (n = 3, ℓ =2), majd E 1 = 5, vagy< n 2 и заполнение идет по a 4p pályára (n = 4, ℓ = 1), majd E 2 =5, de az első lehetőségnél n 1 első lehetőség< Е2.

, hiszen a második Klecskovszkij-szabály szerint E1 A szilícium Si a 4. csoport 3. periódusának 14-es rendszámú eleme. Ez a 14 elektron három energiaszinten helyezkedik el. alábbiak szerint

: az n = 1, ℓ = 0 energiaszinten két s-elektron van, a második szinten n = 2, ℓ = 0 és 1 esetén nyolc elektron (2s 2 és 2p 6), a maradék négy elektron a harmadik energiaszinten helyezkednek el (n = 3, ℓ = 0, 1 és 2) 3s 2 és 3p 2. Ebben az időszakban az argon inert elemig a 3p pálya szekvenciálisan feltöltődik. Titán (Ti) in

periódusos rendszer

Minden vegyületben az oxigén kétértékű; az oxidációs állapot a Na 2 O, CaO, K 2 O és CsO 2 oxidokban -2, a Na 2 O 2 CsO 2 és BaO 2 peroxidokban pedig -1. Ez a következőkből következik: minden vegyület fémek oxidja és peroxidja. A fémek oxidációs állapotának mindig + jele van, és a selyemfémeknél +1, az alkáliföldfémeknél (Ca és Ba) pedig +2. A csatlakozásnak elektromosan semlegesnek kell lennie, pl. mennyiség + mennyiségnek egyenlőnek kell lennie (-). Innen határozzák meg az oxigén oxidációs állapotát.

Hogyan magyarázható meg, hogy normál körülmények között a klóratom miért nem létezik szabad állapotban, de a Cl-ion szabad állapotban van oldatban?

A klórion az oldatban létezik, mivel poláris oldószermolekulákkal oldódik fel. Minden egyes klórion körül szolvatációs héj képződik, amely termodinamikailag stabilizálja az iont. Ha kovalens σ kötés jön létre két klóratom között, az energia csökken (két atom energiáinak összege atomi p-pályák kevesebb, mint egy MO energiája, ami ebben az esetben keletkezik), ezért a klóratomok kútnál való léte energetikailag kedvezőtlen.

Határozza meg az elemek vegyértékét a következő vegyületekben: KClO 4, K 2 Cr 2 O 7, KCrO 4, Na 2 SO 3, Na 2 SO 4, KNO 3!

A probléma oxigéntartalmú sókat tartalmaz. Az összes só megoldása ugyanaz. A legtöbb vegyületben az oxigén vegyértéke -2, a fémek minden sóban egyértékűek (alkálifémek, vegyértékük +1). A molekulának mint egésznek elektromosan semlegesnek kell lennie.

Ekkor a KClO 4 vegyületben a Cl vegyérték

(-2) x 4 – (+1) = +7.

A Cr vegyértékét K 2 Cr 2 O 7-ben a következőképpen számítjuk ki:

[ (-2x7) – (2x +1) ] /2 = +6,

A KNO 3 nitrogén vegyértékét a következő egyenlettel számítjuk ki:

Hasonló módon határozzuk meg a Cr és S vegyértékét a KCrO 4-ben, Na 2 SO 3-ban, Na 2 SO 4-ben. Atom - elektromosan semleges részecske, amely pozitív töltésű atommagból és negatív töltésű elektronokból áll. Az atom középpontjában egy pozitív töltésű atommag található. Az atomon belüli tér jelentéktelen részét foglalja el pozitív töltés

és az atom szinte teljes tömege. Az atommag elemi részecskékből áll - proton és neutron; körül atommag

Az elektronok zárt pályákon mozognak. - Proton(p) elemi részecske Vel 1,00728 relatív tömeg atomi egység

tömeg és töltés +1 konvencionális egység. Az atommagban lévő protonok száma megegyezik a periódusos rendszer D.I. elemének rendszámával. Mengyelejev.- 1,00866 atomtömeg-egység (amu) relatív tömegű semleges elemi részecske.

Az N atommagban lévő neutronok számát a következő képlet határozza meg:

ahol A a tömegszám, Z a nukleáris töltés, számával egyenlő protonok (sorszám).

Az atommag paramétereit általában a következőképpen írjuk fel: az elem szimbólumának bal alsó sarkában az atommag töltése, a tetején pedig a tömegszám található, például:

Ez a bejegyzés azt mutatja, hogy a foszfor atom nukleáris töltése (és így a protonok száma) 15, a tömegszám 31, a neutronok száma pedig 31 – 15 = 16. Mivel a proton és a neutron tömege nagyon különbözik egymástól kis mértékben, a szám tömege megközelítőleg megegyezik az atommag relatív atomtömegével.

Elektron (e –)- 0,00055 tömegű elemi részecske. e.m és feltételes töltés –1. Az atomban lévő elektronok száma megegyezik az atommag töltésével (az elem sorszáma D. I. Mengyelejev periódusos rendszerében).

Az elektronok szigorúan meghatározott pályákon mozognak az atommag körül, úgynevezett elektronfelhőt alkotva.

Az elektronfelhő alakját az atommag körüli térrész határozza meg, ahol a legvalószínűbb (90% vagy több) elektron található.

Az s elektron elektronfelhője gömb alakú; Az s-energia részszint legfeljebb két elektront tartalmazhat.

A p-elektron elektronfelhője súlyzó alakú; Három p-pálya maximum hat elektront tartalmazhat.

A pályák négyzetként vannak ábrázolva, az elsődleges és a másodlagos értékek felette vagy alatta. kvantumszámok, amely ezt a pályát írja le. Az ilyen felvételt grafikus elektronikus képletnek nevezzük, például:

Ebben a képletben a nyilak egy elektront jeleznek, és a nyíl iránya megfelel a spin irányának - a sajátjának mágneses momentum elektron. A ↓ ellentétes spinű elektronokat párosnak nevezzük.

Az elemek atomjainak elektronikus konfigurációi elektronikus képletek formájában ábrázolhatók, amelyekben az alszint szimbólumok előtti együttható jelzi a hozzátartozást ezt a szintet, a szimbólum foka pedig egy adott részszint elektronjainak száma.

Az 1. táblázat a kémiai elemek periódusos rendszerének első 20 eleme atomjainak elektronhéjának szerkezetét mutatja D.I. Mengyelejev.

Azokat a kémiai elemeket, amelyek atomjaiban a külső szint s-alszintje egy vagy két elektronnal van feltöltve, s-elemeknek nevezzük. Azokat a kémiai elemeket, amelyek atomjaiban a p-alszint (1-6 elektron) van kitöltve, p-elemeknek nevezzük.

Az elektronrétegek száma egy atomban kémiai elem egyenlő az időszak számával.

Szerint Hund szabálya Az elektronok hasonló, azonos energiaszintű pályákon helyezkednek el úgy, hogy a teljes spin maximális legyen. Következésképpen egy energia-alszint kitöltésekor minden elektron először külön cellát foglal el, és csak ezután kezdődik a párosításuk. Például egy nitrogénatomban minden p-elektron külön sejtben lesz, és oxigénben megindul a párosításuk, ami teljesen neonban végződik.

Izotópok Ugyanannak az elemnek az atommagjaiban lévő atomjait nevezzük ugyanaz a szám protonok, de különböző számú neutron.

Az izotópok minden elemre ismertek. Ezért a periódusos rendszerben szereplő elemek atomtömege az átlag tömegszámok izotópok természetes keverékei, és különböznek az egész értékektől. Így, atomtömeg az izotópok természetes keveréke nem szolgálhat fő jellemzője atom, tehát elem. Az atom ezen jellemzője az atommag töltése, amely meghatározza a benne lévő elektronok számát elektronhéj atom és szerkezete.

Nézzünk meg néhányat tipikus feladatok ehhez a szakaszhoz.

1. példa Melyik elem atomjának elektronkonfigurációja 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1?

Ennek az elemnek egy 4s elektronja van a külső energiaszintjén. Következésképpen ez a kémiai elem a fő alcsoport első csoportjának negyedik periódusába tartozik. Ez az elem a kálium.

Van egy másik módja ennek a válasznak. Összehajtva teljes mennyiség minden elektronból 19-et kapunk. Teljes szám elektron egyenlő az elem rendszámával. A periódusos rendszer 19-e a kálium.

2. példa A kémiai elem a legmagasabb RO 2 oxidnak felel meg. Ennek az elemnek az atomjának külső energiaszintjének elektronikus konfigurációja megfelel az elektronikus képletnek:

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

A magasabb oxid képlete szerint (lásd a képleteket magasabb oxidok a periódusos rendszerben) megállapítjuk, hogy ez a kémiai elem a fő alcsoport negyedik csoportjába tartozik. Ezeknek az elemeknek a külső energiaszintjében négy elektron van - két s és két p. Ezért a helyes válasz a 2.

Képzési feladatok

1. Az s-elektronok teljes száma egy kalciumatomban

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. A párosított p-elektronok száma egy nitrogénatomban

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. A párosítatlan s-elektronok száma egy nitrogénatomban egyenlő

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Az elektronok száma az argonatom külső energiaszintjében

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. A 9 4 Be atomban lévő protonok, neutronok és elektronok száma egyenlő

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Elektronok eloszlása ​​az elektronikus rétegek között 2; 8; 4 - egy atomnak felel meg, amely a (in) helyen található

1) 3. periódus, IA csoport
2) 2. periódus, IVA csoport
3) 3. periódus, IVA csoport
4) 3. periódus, VA csoport

7. A VA csoport 3. periódusában elhelyezkedő kémiai elem megfelel a diagramnak elektronikus szerkezet atom

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Az 1s 2 2s 2 2p 4 elektronkonfigurációjú kémiai elem illékony anyagot hoz létre hidrogén csatlakozás, amelynek képlete

1) HU
2) HU 2
3) HU 3
4) HU 4

9. Egy kémiai elem atomjában az elektronrétegek száma egyenlő

1) a sorozatszáma
2) csoportszám
3) a neutronok száma az atommagban
4) időszakszám

10. A fő alcsoportok kémiai elemeinek atomjaiban a külső elektronok száma egyenlő

1) az elem sorozatszáma
2) csoportszám
3) a neutronok száma az atommagban
4) időszakszám

11. A sorozat minden kémiai elemének atomjainak külső elektronrétegében két elektron található

1) Ő, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Egy kémiai elem, amelynek elektronképlete 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1, összetételű oxidot képez

1) Li 2 O
2) MgO
3) K 2 O
4) Na 2O

13. Az elektronrétegek száma és a p-elektronok száma egy kénatomban egyenlő

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. Elektronikus konfiguráció ns 2 np 4 az atomnak felel meg

1) klór
2) kén
3) magnézium
4) szilícium

15. Az alapállapotú nátriumatom vegyértékelektronjai az energia alszinten helyezkednek el

1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p

16. A nitrogén- és foszforatomok rendelkeznek

1) ugyanannyi neutron
2) ugyanannyi proton
3) a külső elektronikus réteg azonos konfigurációja

17. A kalcium és a kalcium atomoknak ugyanannyi vegyértékelektronja van.

1) kálium
2) alumínium
3) berillium
4) bór

18. A szén- és fluoratomok rendelkeznek

1) ugyanannyi neutron
2) ugyanannyi proton
3) ugyanannyi elektronikus réteg
4) ugyanannyi elektron

19. Egy szénatom alapállapotában annyi párosítatlan elektront tartalmaz

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. Az alapállapotú oxigénatomban a párosított elektronok száma egyenlő

Szigorúbban szólva az alszintek egymáshoz viszonyított elrendezését nem annyira kisebb-nagyobb energiájuk, hanem a minimum követelménye határozza meg. teljes energia atom

Az elektronok atompályákon való eloszlása ​​a legalacsonyabb energiájú pályától indulva történik (minimális energia elve), azok. Az elektron az atommaghoz legközelebb eső pályán landol. Ez azt jelenti, hogy először azokat az alszinteket, amelyekre a kvantumszámok összege ( n+l) minimális volt. Tehát egy elektron energiája a 4s alszinten kisebb, mint a 3d alszinten elhelyezkedő elektron energiája. Következésképpen az alszintek elektronokkal való feltöltése a következő sorrendben történik: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.

Ezen követelmény alapján a legtöbb atom esetében a minimális energia akkor érhető el, ha alszintjeik a fent látható sorrendben vannak kitöltve. Vannak azonban kivételek, amelyeket az "Elemek elektronikus konfigurációi" táblázatban találhat, de ezeket a kivételeket ritkán kell figyelembe venni a mérlegeléskor. kémiai tulajdonságai elemeket.

Atom króm elektronkonfigurációja nem 4s 2 3d 4, hanem 4s 1 3d 5. Ez egy példa arra, hogy a párhuzamos elektronpörgetésű állapotok stabilizálása hogyan érvényesül a 3d és 4s részszintek energiaállapotainak jelentéktelen különbségén (Hund-szabályok), vagyis a d alszint energetikailag kedvező állapotai d 5És d 10. A króm- és rézatomok vegyérték-alszintjeinek energiadiagramjait a 2.1.1. ábra mutatja be.

Egy elektron hasonló átmenete az s-alszintről a d-alszintre további 8 elemben történik: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. Az atomnál Pd két s-elektron átmenete van a d-alszintre: Pd 5s 0 4d 10.

2.1.1. ábra. A króm- és rézatomok vegyérték-alszintjeinek energiadiagramjai

Az elektronikus héjak kitöltésének szabályai:

1. Először is megtudjuk, hogy a számunkra érdekes elem atomja hány elektront tartalmaz. Ehhez elegendő ismerni az atommag töltését, amely mindig egyenlő az elem sorszámával a periódusos rendszerben D.I. Mengyelejev. A rendszám (a protonok száma az atommagban) pontosan megegyezik az egész atom elektronjainak számával.

2. A pályákat az 1s pályától kezdve egymás után töltjük fel a rendelkezésre álló elektronokkal, figyelembe véve a minimális energia elvét. Ebben az esetben lehetetlen kettőnél több ellentétes irányú spinű elektront minden pályára elhelyezni (Pauli szabálya).

3. Írja fel az elem elektronikus képletét!

Az atom kölcsönható részecskék összetett, dinamikusan stabil mikrorendszere: protonok p +, neutronok n 0 és elektronok e -.

2.1.2. ábra. Töltő energiaszintek a foszfor elem elektronjai

A hidrogénatom elektronszerkezete (z = 1) a következőképpen ábrázolható:

+1 Н 1s 1, n = 1, ahol a kvantumcellát (atomi pályát) vonalként vagy négyzetként, az elektronokat pedig nyilakként jelöljük.

A periódusos rendszerben egy következő kémiai elem minden atomja többelektronos atom.

A lítium atomnak, akárcsak a hidrogén- és héliumatomnak, van elektronikus szerkezet s-elem, mert A lítium atom utolsó elektronja az s-alszinten „ül”:

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

Az első elektron a p-állapotú bóratomban jelenik meg:

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

Könnyebb az elektronikus képlet jelölésének megjelenítése konkrét példa. Tegyük fel, hogy meg kell találnunk egy 7-es rendszámú elem elektronképletét. Egy ilyen elem atomjának 7 elektronból kell állnia. Töltsük meg a pályákat hét elektronnal, kezdve az alsó 1s pályával.

Tehát 2 elektron az 1s pályán, további 2 elektron a 2s pályán, a maradék 3 elektron pedig három 2p pályán helyezkedhet el.

A 7-es rendszámú elem (ez a nitrogén elem, amelynek az „N” szimbóluma) elektronikus képlete így néz ki:

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

Tekintsük a Hund-szabály működését egy nitrogénatom példáján: N 1s 2 2s 2 2p 3. A 2. elektronszinten három azonos p-pálya található: 2px, 2py, 2pz. Az elektronok benépesítik őket úgy, hogy ezeknek a p-pályáknak egy elektronja lesz. Ez azzal magyarázható, hogy a szomszédos sejtekben az elektronok kevésbé taszítják egymást, mint a hasonló töltésű részecskék. Az általunk kapott nitrogén elektronikus képlete nagyon fontos információkat: A nitrogén 2. (külső) elektronszintje nincs teljesen feltöltve elektronokkal (2 + 3 = 5 vegyértékelektronja van), és három elektron hiányzik a teljes feltöltéshez.

Az atom külső szintje a vegyértékelektronokat tartalmazó magtól legtávolabbi szint. Ez a héj érintkezik, amikor más atomok külső szintjeivel ütközik kémiai reakciók. Más atomokkal kölcsönhatásba lépve a nitrogén 3 további elektront képes befogadni a külső szintjére. Ebben az esetben a nitrogénatom egy kész, azaz maximálisan feltöltött külső elektronszintet kap, amelyen 8 elektron fog elhelyezkedni.

A befejezett szint energetikailag kedvezőbb, mint a nem teljes, ezért a nitrogénatomnak könnyen reakcióba kell lépnie bármely más atommal, amely 3 extra elektront tud biztosítani számára a külső szint teljesítéséhez.