Structura învelișurilor de electroni ale atomilor este importantă pentru chimie, determină ei Proprietăți chimice substante. Cea mai importantă caracteristică a mișcării unui electron pe o anumită orbită este energia conexiunii acestuia cu nucleul. Electronii dintr-un atom diferă într-o anumită energie și, după cum arată experimentele, unii sunt atrași de nucleu mai puternic, alții mai slab. Acest lucru se explică prin îndepărtarea electronilor de nucleu. Cu cât electronii sunt mai aproape de nucleu, cu atât legătura lor cu nucleul este mai mare, dar cu atât mai puțină energie. Pe măsură ce distanța de la nucleul atomului, forța de atracție a electronului către nucleu scade, iar aportul de energie crește. Așa se formează straturile de electroni în învelișul de electroni a unui atom. Electronii cu valori energetice similare formează un singur strat de electroni, sau nivel de energie. Energia electronilor dintr-un atom și nivelul de energie sunt determinate de numărul cuantic principal n și iau valori întregi 1, 2, 3, 4, 5, 6 și 7. mai multă valoare n, cu atât energia electronului din atom este mai mare. Numărul maxim de electroni care pot fi într-un anumit nivel de energie este determinat de formula:

Unde N este numărul maxim de electroni pe nivel;

n este numărul nivelului de energie.

S-a stabilit că nu mai mult de doi electroni sunt localizați pe primul înveliș, nu mai mult de opt pe a doua, nu mai mult de 18 pe a treia și nu mai mult de 32 pe a patra. Nu vom lua în considerare umplerea a mai mult scoici îndepărtate. Se știe că nivelul de energie externă nu poate conține mai mult de opt electroni, se numește complet. Straturile electronice care nu conțin numărul maxim de electroni sunt numite incomplete.

Numărul de electroni din nivelul energetic exterior al învelișului de electroni a unui atom este egal cu numărul de grup pentru elementele chimice ale subgrupurilor principale.

După cum sa menționat anterior, electronul nu se mișcă pe o orbită, ci pe o orbită și nu are traiectorie.

Spațiul din jurul nucleului unde este cel mai probabil să fie un anumit electron se numește orbital acelui electron sau nor de electroni.

Orbitalii sau subnivelurile, după cum sunt numite și ele, pot avea formă diferită, iar numărul acestora corespunde numărului de nivel, dar nu depășește patru. Primul nivel de energie are un subnivel (s), al doilea are două (s,p), al treilea are trei (s,p,d) și așa mai departe. Electronii de diferite subnivele ale aceluiași nivel au forme diferite ale norului de electroni: sferici (s), în formă de gantere (p) și configurații mai complexe (d) și (f). Oamenii de știință au fost de acord să numească orbital atomic sferic s-orbital. Este cel mai stabil și este situat destul de aproape de miez.

Cu cât energia unui electron într-un atom este mai mare, cu atât se rotește mai repede, cu atât regiunea de ședere este mai extinsă și, în cele din urmă, se transformă într-o formă de gantere. p-orbital:

Un nor de electroni de această formă poate ocupa trei poziții într-un atom de-a lungul axelor de coordonate ale spațiului X, yȘi z. Acest lucru este ușor de explicat: la urma urmei, toți electronii sunt încărcați negativ, astfel încât norii de electroni se resping reciproc și tind să fie amplasați cât mai departe unul de celălalt.

Asa de, p Pot exista trei orbitali. Energia lor, desigur, este aceeași, dar locația lor în spațiu este diferită.

Desenați o diagramă a umplerii secvențiale a nivelurilor de energie cu electroni

Acum putem întocmi o diagramă a structurii învelișurilor de electroni ale atomilor:

1. Determinați numărul total de electroni de pe înveliș după numărul de serie al elementului.

2. Determinați numărul de niveluri de energie din învelișul de electroni. Numărul lor este egal cu numărul perioadei din tabelul lui D. I. Mendeleev, în care se află elementul.

3. Determinați numărul de electroni la fiecare nivel de energie.

4. Utilizarea cifrelor arabe pentru a desemna nivelul și desemnarea orbitalilor cu literele s și p și numărul de electroni dintr-un orbital dat Cifra arabăîn dreapta sus, deasupra literei, înfățișăm structura atomilor cu formule electronice mai complete. Oamenii de știință au convenit să desemneze fiecare orbital atomic ca o celulă cuantică - un pătrat pe diagrama energetică:

Pe s Un subnivel poate conține un orbital atomic

și pe p-s-ar putea să existe deja trei subniveluri -

(după cele trei axe de coordonate):

Orbitali d- Și f- subnivelurile dintr-un atom pot fi deja cinci și, respectiv, șapte:

Nucleul unui atom de hidrogen are o sarcină de +1, astfel încât doar un electron se mișcă în jurul nucleului său la un singur nivel de energie. Să notăm configurația electronică a atomului de hidrogen

Pentru a stabili o legătură între structura atomului unui element chimic și proprietățile acestuia, vom lua în considerare încă câteva elemente chimice.

Următorul element după hidrogen este heliul. Nucleul unui atom de heliu are o sarcină de +2, deci un atom de heliu conține doi electroni în primul nivel de energie:

Deoarece primul nivel de energie nu poate conține mai mult de doi electroni, este considerat complet.

Elementul numărul 3 - litiu. Nucleul de litiu are o sarcină de +3, prin urmare, în atomul de litiu există trei electroni. Două dintre ele sunt la primul nivel de energie, iar al treilea electron începe să umple al doilea nivel de energie. Mai întâi, orbitalul s al primului nivel este umplut, apoi orbitalul s al celui de-al doilea nivel. Electronul din al doilea nivel este mai slab legat de nucleu decât ceilalți doi.

Pentru un atom de carbon, este deja posibil să presupunem trei scheme posibile de umplere a învelișurilor de electroni în conformitate cu formulele grafice electronice:

O analiză a spectrului atomic arată că ultima schemă este corectă. Folosind această regulă, nu este dificil să se întocmească o diagramă a structurii electronice pentru atomul de azot:

Această schemă corespunde formulei 1s22s22p3. Apoi începe plasarea pe perechi a electronilor în orbitali 2p. Formule electronice ale atomilor rămași din a doua perioadă:

Umplerea celui de-al doilea nivel de energie al atomului de neon se încheie, iar construcția celei de-a doua perioade a sistemului de elemente este finalizată.

Găsiți semnul chimic al litiului în sistemul periodic, de la litiu la neon Ne, sarcina nucleelor ​​atomice crește în mod natural. Al doilea strat este umplut treptat cu electroni. Odată cu creșterea numărului de electroni din al doilea strat, proprietățile metalice ale elementelor slăbesc treptat și sunt înlocuite cu altele nemetalice.

A treia perioadă, ca și a doua, începe cu două elemente (Na, Mg), în care electronii sunt localizați la subnivelul s al stratului exterior de electroni. Aceasta este urmată de șase elemente (de la Al la Ar), în care se formează subnivelul p al stratului exterior de electroni. Structura stratului electronic exterior al elementelor corespunzătoare din a doua și a treia perioadă este similară. Cu alte cuvinte, cu o creștere a încărcăturii nucleului, structura electronică a straturilor exterioare ale atomilor se repetă periodic. Dacă elementele au aceleași niveluri de energie externă, atunci proprietățile acestor elemente sunt similare. De exemplu, argonul și neonul conțin opt electroni la nivelul exterior și, prin urmare, sunt inerți, adică aproape că nu intră în reacții chimice. În formă liberă, argonul și neonul sunt gaze care au molecule monoatomice.

Atomii de litiu, sodiu și potasiu conțin un electron la nivelul exterior și au proprietăți similare, deci sunt plasați în aceeași grupă a sistemului periodic.

III. Concluzii.

1. Proprietățile elementelor chimice, dispuse în ordinea crescătoare a sarcinii nucleului, se repetă periodic, întrucât structura nivelurilor de energie exterioară a atomilor elementelor se repetă periodic.

2. O schimbare lină a proprietăților elementelor chimice într-o perioadă poate fi explicată printr-o creștere treptată a numărului de electroni la nivelul energiei externe.

3. Motivul asemănării proprietăților elementelor chimice aparținând aceleiași familii constă în aceeași structură a nivelurilor energetice externe ale atomilor lor.

Configuratie electronica atom este o formulă care arată aranjarea electronilor într-un atom pe niveluri și subniveluri. După ce ați studiat articolul, veți afla unde și cum sunt localizați electronii, vă veți familiariza cu numerele cuantice și veți putea construi configurația electronică a unui atom după numărul său, la sfârșitul articolului există un tabel cu elemente.

De ce să studiem configurația electronică a elementelor?

Atomii sunt ca un constructor: există un anumit număr de părți, ele diferă unele de altele, dar două părți de același tip sunt exact aceleași. Dar acest constructor este mult mai interesant decât cel din plastic și iată de ce. Configurația se schimbă în funcție de cine se află în apropiere. De exemplu, oxigenul lângă hidrogen pot fi se transformă în apă, alături de sodiu în gaz, iar fiind lângă fier îl transformă complet în rugină. Pentru a răspunde la întrebarea de ce se întâmplă acest lucru și pentru a prezice comportamentul unui atom lângă altul, este necesar să se studieze configurația electronică, care va fi discutată mai jos.

Câți electroni sunt într-un atom?

Un atom este format dintr-un nucleu și electroni care se rotesc în jurul lui, nucleul este format din protoni și neutroni. În stare neutră, fiecare atom are același număr de electroni ca numărul de protoni din nucleul său. Numărul de protoni a fost desemnat prin numărul de serie al elementului, de exemplu, sulful are 16 protoni - al 16-lea element al sistemului periodic. Aurul are 79 de protoni - al 79-lea element al tabelului periodic. În consecință, există 16 electroni în sulf în stare neutră și 79 de electroni în aur.

Unde să cauți un electron?

Observând comportamentul unui electron, au fost derivate anumite modele, acestea sunt descrise prin numere cuantice, sunt patru în total:

• Numărul cuantic principal
• Numărul cuantic orbital
• Număr cuantic magnetic
• Spin număr cuantic

Orbital

Mai mult, în loc de cuvântul orbita, vom folosi termenul „orbital”, orbital este funcția de undă a electronului, aproximativ - aceasta este zona în care electronul petrece 90% din timp.

N - nivel
L - coajă
M l - numărul orbital
M s - primul sau al doilea electron din orbital

Numărul cuantic orbital l

În urma studiului norului de electroni, s-a constatat că, în funcție de nivelul de energie, norul ia patru forme principale: o minge, gantere și celelalte două, mai complexe. În ordinea crescătoare a energiei, aceste forme se numesc s-, p-, d- și f-shells. Fiecare dintre aceste învelișuri poate avea 1 (pe s), 3 (pe p), 5 (pe d) și 7 (pe f) orbitali. Numărul cuantic orbital este învelișul pe care se află orbitalii. Numărul cuantic orbital pentru orbitalii s, p, d și, respectiv, f, ia valorile 0,1,2 sau 3.

Pe capacul s un orbital (L=0) - doi electroni
Pe învelișul p sunt trei orbiti (L=1) - șase electroni
Există cinci orbiti pe învelișul d (L=2) - zece electroni
Există șapte orbitali (L=3) pe învelișul f - paisprezece electroni

Numărul cuantic magnetic m l

Există trei orbitali pe învelișul p, ei sunt notați prin numere de la -L la +L, adică pentru învelișul p (L=1) există orbitali „-1”, „0” și „1” . Numărul cuantic magnetic este notat cu litera m l .

În interiorul carcasei, este mai ușor ca electronii să fie localizați în orbitali diferiți, astfel încât primii electroni umplu câte unul pentru fiecare orbital, iar apoi perechea sa este adăugată fiecăruia.

Luați în considerare un d-shell:
Învelișul d corespunde valorii L=2, adică cinci orbitali (-2,-1,0,1 și 2), primii cinci electroni umplu învelișul, luând valorile M l =-2, Ml =-1,Ml =0, Ml =1,Ml =2.

Spin număr cuantic m s

Spinul este direcția de rotație a unui electron în jurul axei sale, există două direcții, deci numărul cuantic de spin are două valori: +1/2 și -1/2. Doar doi electroni cu spini opuși pot fi pe același subnivel de energie. Numărul cuantic de spin se notează m s

Numărul cuantic principal n

Numărul cuantic principal este nivelul energetic, în momentul de față sunt cunoscute șapte niveluri de energie, fiecare fiind notat cu o cifră arabă: 1,2,3,...7. Numărul de shell la fiecare nivel este egal cu numărul nivelului: există o shell la primul nivel, două la al doilea și așa mai departe.

Numărul de electroni

Deci, orice electron poate fi descris prin patru numere cuantice, combinația acestor numere este unică pentru fiecare poziție a electronului, să luăm primul electron, cel mai scăzut nivel de energie este N=1, un înveliș este situat la primul nivel, prima coajă de la orice nivel are forma unei mingi (s -shell), adică. L=0, numărul cuantic magnetic poate lua o singură valoare, M l =0 iar spinul va fi egal cu +1/2. Dacă luăm al cincilea electron (în orice atom ar fi acesta), atunci principalele numere cuantice pentru acesta vor fi: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Configurații electronice ale atomilor

Numărul total de electroni dintr-un atom este determinat de sarcina nucleului său, adică de numărul de protoni. Este egal cu numărul atomic al elementului. Electronii, în funcție de energia lor, sunt distribuiți în atom pe niveluri și subniveluri de energie, fiecare dintre ele constând dintr-un anumit număr de orbiti.

Distribuția electronilor este exprimată folosind formulele electronice (sau configurațiile electronice) ale atomului. De exemplu, hidrogenul, un element cu număr atomic 1, are o formulă electronică: 1H 1s1. În această formulă, numărul nivelului de energie este scris ca un număr, urmat de o literă care indică tipul de subnivel și, în final, numărul din dreapta sus indică numărul de electroni din acest subnivel.

Schematic, structura electronică a unui atom este descrisă folosind o diagramă grafică electronică în care orbitalii sunt reprezentați ca celule, iar electronii ca săgeți.

Schema grafică electronică a atomului de hidrogen este scrisă după cum urmează:

Pentru reprezentarea corectă a formulelor electronice trebuie respectate câteva reguli de bază.

Prima regulă: Distribuția electronilor într-un atom, care se află în starea fundamentală (cea mai stabilă), este determinată de principiul energiei minime: starea fundamentală a atomului corespunde celor mai scăzute niveluri și subniveluri de energie posibile.

Prin urmare, electronii (pentru atomii elementelor din primele trei perioade) umplu orbitalii în ordinea creșterii energiei:

1s→2s→2p→3s→3p

A doua regulă: Nu pot fi mai mult de doi electroni în fiecare orbital și cu spini opuși.

Astfel, heliul 2He după hidrogen are formula electronică:

2Nu 1s2,

Deoarece doar doi electroni pot fi pe primul strat de electroni, acest strat din atomul de heliu este complet și, prin urmare, foarte stabil.

Pentru atomii elementelor din a doua perioadă, al doilea nivel de energie este umplut, pe care nu pot fi localizați mai mult de 8 electroni. În primul rând, electronii umplu orbitalul 2s (pentru atomii de litiu și beriliu):

Deoarece orbitalul 2s este umplut, al cincilea electron de la atomul de bor B ocupă unul dintre cei trei orbitali 2p. Formula electronică a atomului de bor:

și schema grafică electronică:

Vă rugăm să rețineți că subnivelul 2p este reprezentat aproape de subnivelul 2s, dar puțin mai sus. Acest lucru subliniază apartenența sa la același nivel (al doilea) și în același timp o mai mare aprovizionare cu energie.

a 3-a regulă. Setează ordinea în care sunt completați orbitalii unui subnivel. Electronii unui subnivel umplu mai întâi orbitalii unul câte unul (adică, toți goli), iar dacă numărul de electroni este mai mare decât numărul de orbitali, atunci doi fiecare. Prin urmare, formulele electronice ale atomilor de carbon și azot sunt:

6C 1s22s22p2 și 7N 1s22s22p3

și scheme grafice electronice:

La atomii de oxigen, fluor și neon, numărul de electroni crește și sunt forțați să fie plasați pe orbitalii p ai celui de-al doilea nivel de energie cu doi:

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

Scheme grafice electronice ale atomilor acestor elemente:

Configurația electronică a stratului exterior 2s22p6 corespunde umplerii sale complete și, prin urmare, este stabilă.

În atomii elementelor din a treia perioadă începe să se formeze al treilea strat de electroni. În primul rând, subnivelul s de sodiu și magneziu este umplut cu electroni:

11Na 1s22s22p63s1 12Mg 1s22s22p63s2

și apoi subnivelul p de aluminiu, siliciu, clor și argon:

18Ar 1s22s22p63s23p6

Schema grafică electronică pentru atomul de argon:

Într-un atom de argon, există 8 electroni pe stratul exterior de electroni. Prin urmare, este finalizat, deoarece în atomul oricărui element la nivel de energie externă, nu pot exista cel mult 8 electroni.

Construirea celui de-al treilea strat de electroni nu este epuizată prin aceasta. În conformitate cu formula 2n2, pe ea pot fi 18 electroni: 8 pe subnivelele s și p și 10 pe subnivelul d. Acest subnivel va fi format pentru elementele perioadei a patra. Dar mai întâi, primele două elemente ale perioadei a patra - potasiu și calciu - au un al patrulea strat de electroni, care se deschide cu un subnivel s (energia subnivelului 4s este puțin mai mică decât cea a subnivelului 3d:

19K 1s22s22p63s23p64s1 și 19Ca 1s22s22p63s23p64s2

Abia după aceasta, subnivelul d al celui de-al treilea nivel de energie, acum preextern, va începe să fie umplut cu electroni. Configurația electronică a atomului de scandiu:

21Sc 1s22s22p63s23p64s23d1,

atom de titan:

21Ti 1s22s22p63s23p64s23d2,

si tot asa, pana la zinc. Configurația electronică a atomului său este:

21Zn 1s22s22p63s23p64s23d10,

și schema grafică electronică:

Deoarece pentru elementele perioadei a patra doar orbitalii nivelului de energie al treilea și al patrulea sunt umpluți cu electroni, nivelurile complet umplute (în acest caz, primul și al doilea) nu sunt de obicei indicate pe diagramele grafice electronice. În loc de ele, în formule electronice, ei scriu simbolul celui mai apropiat element al grupului VIII A cu subnivelurile s și p de energie complet umplute: de exemplu, formula electronică a clorului este 3s23p5, zincul este 3d104s2 și antimoniul. este 51Sb -4d105s25p3

Pe lângă formulele electronice și diagramele grafice electronice, se folosesc uneori diagramele electronice ale atomilor, în care este indicat doar numărul de electroni la fiecare nivel de energie (stratul electronic):

Structura electronică a unui atom este determinată de sarcina nucleului său, care este egală cu numărul atomic al elementului din sistemul periodic.

Distribuția electronilor pe niveluri de energie, subniveluri și orbitali este afișată folosind formule electronice și diagrame grafice electronice, precum și diagrame electronice ale atomilor.

Un atom al oricărui element nu poate avea mai mult de 8 electroni pe stratul exterior de electroni. 3.2. Tipuri de legături chimice

legătură covalentă- cel mai general tip de legătură chimică care ia naștere din cauza socializării unei perechi de electroni prin mecanism de schimb, când fiecare dintre atomii care interacționează furnizează un electron, sau mecanism donor-acceptor, dacă perechea de electroni este transferată la uzul obișnuit a unui atom (donator) către alt atom (acceptor) (Fig. 3.2).

Un exemplu clasic de legătură covalentă nepolară (diferența de electronegativitate este zero) se observă în moleculele homonucleare: H–H, F–F. Energia unei legături cu doi electroni și două centre se află în intervalul 200–2000 kJ⋅mol–1.

Când se formează o legătură covalentă heteroatomică, perechea de electroni este mutată la un atom mai electronegativ, ceea ce face ca o astfel de legătură să fie polară. Ionicitatea legăturii polare în procente este calculată prin relația empirică 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2 , unde χ A și χ B sunt electronegativitatea atomilor A și B din AB. moleculă. cu exceptia polarizabilitate legătura covalentă are proprietatea satietate- capacitatea unui atom de a forma atâtea legături covalente câte orbitali atomici dispune energetic. Aproximativ a treia proprietate a unei legături covalente - se concentreze vor fi discutate mai jos (cf. metoda legăturii de valență).

Legătură ionică- un caz special de covalent, când perechea de electroni formată aparține complet unui atom mai electronegativ, care devine anion. Baza pentru separarea acestei legături într-un tip separat este faptul că compușii cu o astfel de legătură pot fi descriși în aproximarea electrostatică, luând în considerare legătura ionică datorită atracției ionilor pozitivi și negativi. Interacțiunea ionilor de semn opus nu depinde de direcție, iar forțele Coulomb nu au proprietatea de saturație. Prin urmare, fiecare ion dintr-un compus ionic atrage un astfel de număr de ioni de semn opus încât se formează o rețea cristalină de tip ionic. Nu există molecule într-un cristal ionic. Fiecare ion este înconjurat de un anumit număr de ioni de semn diferit (numărul de coordonare al ionului). Perechile de ioni pot exista în stare gazoasă ca molecule polare. În stare gazoasă, NaCl are un moment dipol de ~3∙10 –29 C∙m, ceea ce corespunde unei deplasări de 0,8 electroni pe lungimea legăturii de 0,236 nm de la Na la Cl, adică Na 0,8+ Cl 0,8– .

Legătura metalică apare ca urmare a delocalizării parțiale a electronilor de valență, care se mișcă destul de liber în rețeaua metalică, interacționând electrostatic cu ionii încărcați pozitiv. Forțele de legătură nu sunt localizate și nu sunt direcționate, iar electronii delocalizați provoacă o conductivitate termică și electrică ridicată.

legătură de hidrogen. Formarea sa se datorează faptului că, ca urmare a unei deplasări puternice a unei perechi de electroni către un atom electronegativ, un atom de hidrogen cu o sarcină pozitivă eficientă poate interacționa cu un alt atom electronegativ (F, O, N, mai rar Cl, Br , S). Energia unei astfel de interacțiuni electrostatice este de 20–100 kJ∙mol–1. Legăturile de hidrogen pot fi intra și intermoleculare. O legătură de hidrogen intramoleculară se formează, de exemplu, în acetilacetonă și este însoțită de închiderea ciclului (Fig. 3.3).

molecule acizi carboxiliciîn solvenți nepolari, se dimerizează datorită a două legături de hidrogen intermoleculare (Fig. 3.4).

Legătura de hidrogen joacă un rol extrem de important în macromoleculele biologice, cum ar fi compuși anorganici precum H2O, H2F2, NH3. Datorită legăturilor de hidrogen, apa este caracterizată de puncte de topire și fierbere atât de ridicate în comparație cu H 2 E (E = S, Se, Te). Dacă nu ar exista legături de hidrogen, atunci apa s-ar topi la –100°C și ar fierbe la –80°C.

Legătura Van der Waals (intermoleculară).- cel mai universal tip de legătură intermoleculară, datorită forte de dispersie(dipol indus - dipol indus), inducţie interacţiune (dipol permanent - dipol indus) şi orientare interacțiune (dipol permanent - dipol permanent). Energia legăturii van der Waals este mai mică decât legătura de hidrogen și este de 2–20 kJ∙mol–1.

Legături chimice în solide. Proprietățile solidelor sunt determinate de natura particulelor care ocupă nodurile rețelei cristaline și de tipul de interacțiune dintre acestea.

Argonul solid și metanul formează cristale atomice și, respectiv, moleculare. Deoarece forțele dintre atomi și molecule din aceste rețele sunt de tip slab van der Waals, astfel de substanțe se topesc la temperaturi destul de scăzute. Majoritatea substanțelor care sunt lichide și gazoase la temperatura camerei formează cristale moleculare la temperaturi scăzute.

Punctele de topire ale cristalelor ionice sunt mai mari decât cele ale cristalelor atomice și moleculare, deoarece forțele electrostatice care acționează între ioni depășesc cu mult forțele slabe van der Waals. Compușii ionici sunt mai duri și mai fragili. Astfel de cristale sunt formate din elemente cu electronegativitate foarte diferită (de exemplu, halogenuri de metale alcaline). Cristalele ionice care conțin ioni poliatomici au puncte de topire mai mici; deci pentru NaCl t pl. = 801 °C, iar pentru NaN03 tpl = 306,5 °C.

În cristalele covalente, rețeaua este construită din atomi legați printr-o legătură covalentă, astfel încât aceste cristale au duritate mare, punct de topire și conductivitate termică și electrică scăzută.

Rețelele cristaline formate din metale se numesc metalice. Nodurile unor astfel de rețele conțin ioni metalici pozitivi, iar interstițialele conțin electroni de valență (gazul de electroni).

Dintre metale, elementele d au cel mai mare punct de topire, ceea ce se explică prin prezența în cristale a acestor elemente a unei legături covalente formate din electroni d nepereche, pe lângă legătura metalică formată de electronii s.

Metoda legăturii de valență(MVS) altfel numită teoria perechilor de electroni localizați, deoarece metoda se bazează pe presupunerea că legătura chimică dintre doi atomi se realizează folosind una sau mai multe perechi de electroni, care sunt localizate în principal între ei. Spre deosebire de MMO, în care cea mai simplă legătură chimică poate fi fie cu două, fie multicentrice, în MVS este întotdeauna cu doi electroni și neapărat cu două centre. Numărul de legături chimice elementare pe care le poate forma un atom sau un ion este egal cu valența acestuia. La fel ca în MMO, electronii de valență participă la formarea unei legături chimice. Funcția de undă care descrie starea electronilor care formează o legătură se numește orbital localizat (LO).

Rețineți că electronii descriși de LO, în conformitate cu principiul pauli trebuie să aibă spini direcționați opus, adică în MVS toți spinurile sunt împerecheate și toate moleculele trebuie să fie diamagnetice. În consecință, MVS în mod fundamental nu poate explica proprietățile magnetice ale moleculelor.

Cu toate acestea, principiul conexiunilor localizate are o serie de avantaje importante, dintre care unul este vizibilitatea sa extremă. MHS este destul de bun, de exemplu, la prezicerea posibilităților de valență ale atomilor și a geometriei moleculei rezultate. Această din urmă circumstanță este asociată cu așa-numita hibridizare AO. A fost introdus pentru a explica faptul că legăturile chimice cu doi electroni și două centre formate de AO în diferite stări energetice au aceeași energie. Deci, Be * (2s 1 1p 1), B * (2s 1 2p 2), C * (2s 1 2p 3) formează două, trei și, respectiv, patru legături datorită orbitalilor s și p și, prin urmare, una dintre ei ar trebui să fie mai puternici decât alții. Cu toate acestea, experiența arată că în BeH 2 , BCl 3 , CH 4 toate legăturile sunt echivalente. Pentru BeH 2, unghiul de legătură este de 180°, pentru BCl 3 este de 120°, iar pentru CH 4 este de 109°28".

Conform conceptului de hibridizare, legăturile chimice sunt formate din orbitali mixti - hibridi (GO), care sunt o combinație liniară de AO a unui atom dat (s- și p-AO Be, B, C), au aceeași energie și formă, o anumită orientare în spațiu (simetrie). Astfel, orbitalii s și p dau două sp-GO situate la un unghi de 180 ° unul față de celălalt.

În molecula CH 4, orbitalii hibrizi ai patru AO de carbon (un s și trei p) se numesc orbitali sp 3, ei sunt complet echivalenti energetic și spațial direcționați către vârfurile tetraedrice.

Astfel, atunci când un atom formează mai multe legături, iar electronii săi de valență aparțin unor orbitali diferiți (s și p; s, p și d), pentru a explica geometria moleculelor din MVS, este necesar să se implice teoria hibridizării atomice. orbitali. Principalele prevederi ale teoriei sunt următoarele:

Introducerea orbitalilor hibrizi servește la descrierea legăturilor localizate direcționate. Orbitalii hibrizi asigură suprapunerea maximă a AO-urilor în direcția legăturilor σ localizate.

Numărul de orbitali hibrizi este egal cu numărul de AO implicați în hibridizare.

Valence AO aproape de energie sunt hibridizate, indiferent dacă sunt complet umplute, pe jumătate sau goale în atom.

AO care au semne comune de simetrie participă la hibridizare.

Conform Tabelului. 3.3 orbitali hibrizi dau molecule cu unghiuri de 180°, 120°, 109°28", 90°. Acestea sunt figuri geometrice regulate. Astfel de molecule se formează atunci când toți atomii periferici dintr-o moleculă (sau ion) multielectron sunt aceiași și numărul lor. coincide cu numărul de orbitali hibrizi Totuși, dacă numărul de orbitali hibrizi este mai mare decât numărul de atomi legați, atunci o parte a orbitalilor hibrizi este populată de perechi de electroni care nu participă la formarea legăturilor, - neobligatoriu sau nedivizat perechi electronice.

H–Be–H, HC≡CH

H 2 C \u003d CH 2, C 6 H 6, BCl 3

CH4, CC14, H3C–CH3

d 2 sp 3 sau sp 3 d 2

Ca exemplu, luați în considerare moleculele de NH 3 și H 2 O. Atomii de azot și oxigen sunt predispuși la hibridizare sp 3. Azotul de pe sp 3 -GO, în plus față de cele trei perechi de electroni de legătură care formează o legătură cu trei atomi de hidrogen, are o pereche fără legături. Ea este cea care, ocupând un sp 3 -GO, distorsionează unghiul legăturii H–N–H la 107,3°. Există două astfel de perechi care nu se leagă în molecula H 2 O, iar unghiul H–O–H este de 104,5° (Fig. 3.17).

Electronii perechilor de legare și nelegare interacționează diferit. Cu cât repulsia interelectronică este mai puternică, cu atât suprafața condiționată de pe sfera ocupată de perechea de electroni este mai mare. Pentru o explicație calitativă a faptelor experimentale, se presupune de obicei că perechile care nu se leagă ocupă un volum mai mare decât perechile de legătură, iar volumul perechilor de legătură este cu atât mai mic, cu atât electronegativitatea atomilor periferici este mai mare (metoda Gillespie).

Proprietățile fizice ale metalelor.

Densitate. Aceasta este una dintre cele mai importante caracteristici ale metalelor și aliajelor. După densitate, metalele sunt împărțite în următoarele grupe:

plămânii(densitate nu mai mult de 5 g / cm 3) - magneziu, aluminiu, titan etc.:

greu- (densitate de la 5 la 10 g / cm 3) - fier, nichel, cupru, zinc, staniu etc. (acesta este grupul cel mai extins);

foarte greu(densitate mai mare de 10 g/cm 3) - molibden, wolfram, aur, plumb etc.

Tabelul 2 prezintă valorile densității metalelor. (Acest tabel și tabelele ulterioare caracterizează proprietățile acelor metale care formează baza aliajelor pentru turnarea artistică).

Tabelul 2. Densitatea metalului.

Temperatură de topire.În funcție de temperatura de topire, metalul este împărțit în următoarele grupe:

fuzibil(punctul de topire nu depășește 600 o C) - zinc, staniu, plumb, bismut etc.;

topire medie(de la 600 o C la 1600 o C) - acestea includ aproape jumătate din metale, inclusiv magneziu, aluminiu, fier, nichel, cupru, aur;

refractar(peste 1600 o C) - wolfram, molibden, titan, crom etc.

Mercurul este un lichid.

În fabricarea pieselor turnate de artă, temperatura de topire a metalului sau a aliajului determină alegerea unității de topire și a materialului de turnare refractar. Când se introduc aditivi în metal, temperatura de topire, de regulă, scade.

Tabelul 3. Punctele de topire și de fierbere ale metalelor.

Căldura specifică. Aceasta este cantitatea de energie necesară pentru a crește temperatura unei unități de masă cu un grad. Capacitatea termică specifică scade odată cu creșterea numărului de serie al elementului în tabelul periodic. Dependența căldurii specifice a unui element în stare solidă de masa atomică este descrisă aproximativ de legea Dulong și Petit:

m A c m = 6.

Unde, m A- masă atomică; c m- capacitate termica specifica (J/kg* o C).

Tabelul 4 prezintă valorile capacității termice specifice a unor metale.

Tabelul 4. Capacitatea termică specifică a metalelor.

Algoritm pentru compilarea formulei electronice a unui element:

1. Determinați numărul de electroni dintr-un atom folosind Tabelul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev.

2. După numărul perioadei în care se află elementul, determinați numărul de niveluri de energie; numărul de electroni din ultimul nivel electronic corespunde numărului de grup.

3. Împărțiți nivelurile în subniveluri și orbitali și umpleți-le cu electroni în conformitate cu regulile de umplere a orbitalilor:

Trebuie reținut că primul nivel are maximum 2 electroni. 1s2, pe al doilea - maximum 8 (două s si sase R: 2s 2 2p 6), pe a treia - maximum 18 (două s, șase p, și zece d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Numărul cuantic principal n ar trebui să fie minimă.
• Completat primul s- subnivel, atunci p-, d-b f- subniveluri.
• Electronii umplu orbitalii în ordinea crescătoare a energiei orbitale (regula lui Klechkovsky).
• În cadrul subnivelului, electronii ocupă mai întâi orbitalii liberi pe rând și abia după aceea formează perechi (regula lui Hund).
• Nu pot exista mai mult de doi electroni într-un orbital (principiul Pauli).

Exemple.

1. Compuneți formula electronică a azotului. Azotul este numărul 7 în tabelul periodic.

2. Compuneți formula electronică a argonului. În tabelul periodic, argonul este la numărul 18.

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

3. Compuneți formula electronică a cromului. În tabelul periodic, cromul este numărul 24.

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

Diagrama energetică a zincului.

4. Compuneți formula electronică a zincului. În tabelul periodic, zincul este numărul 30.

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

Rețineți că o parte a formulei electronice, și anume 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 este formula electronică a argonului.

Formula electronică a zincului poate fi reprezentată ca.

Pentru a descrie corect configurațiile electronice ale atomilor, trebuie să răspundeți la următoarele întrebări: 1. Cum se determină numărul total de electroni dintr-un atom? 2. Care este numărul maxim de electroni la niveluri, subniveluri? 3. Care este ordinea de umplere a subnivelurilor și orbitalilor? 3

Configurații electronice (pe exemplul unui atom de hidrogen) 1. Schema structurii electronice Schema structurii electronice a atomilor arată distribuția electronilor pe niveluri de energie 2. Formula electronică 1s 1, unde s este desemnarea subnivelului; 1 - numărul de electroni Formulele electronice ale atomilor arată distribuția electronilor pe subnivelurile de energie 3. Formula grafică electronică Formulele grafice electronice ale atomilor arată distribuția electronilor în orbitali și spinurile electronilor 4

2. Conform probei, alcătuiți formula electronică a aluminiului.Ordinea în care sunt umplute nivelurile de energie din atom. 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 1 6 Aluminiul are 13 electroni Subnivelul 1s este umplut mai întâi în atom.Poate avea maximum 2 electroni, marcați-i și scădeți-i din numărul total de electroni. Rămâne de plasat 11 electroni. Următorul subnivel de 2s este umplut, poate avea 2 electroni. Rămâne de plasat 9 electroni. Următorul subnivel 2p este umplut, poate avea 6 electroni. In continuare completam subnivelul 3s. Am ajuns la subnivelul 3p, poate avea maxim 6 electroni, dar ramane doar 1, si il plasam. 1s = Al s2s2s 2p2p 3p - 2 = - 6 = - 2 = 9 3 1

3. Determinați: Sunt nivelurile de energie în ordine. Dacă nivelurile sunt în ordine, atunci lăsați-le așa. Dacă nivelurile nu sunt în ordine, atunci rescrie-le, aranjandu-le în ordine crescătoare. Nu. Subnivelurile 4s și 3d nu sunt în ordine. Este necesar să le rescrieți și să le aranjați pe măsură ce cresc. 7 Cr 24 1s 2 2p62p6 3s 2 4s 2 3p 6 3d 4 2s22s2 1s 2 2p62p6 3s 2 4s 2 3p 6 3d 4 2s22s2

Reguli pentru întocmirea unei diagrame grafice electronice Fiecare subnivel are un anumit număr de orbitali Fiecare orbital nu poate conține mai mult de doi electroni.Dacă există doi electroni într-un orbital, atunci trebuie să aibă un spin diferit (săgețile arată în direcții diferite) . 8 s p d f
5. Călătoria geografică Stabiliți în ce grupe ale sistemului periodic se află elementele chimice ale căror formule electronice ale atomilor sunt date în prima coloană a tabelului. Literele corespunzătoare răspunsurilor corecte vor da numele țării. 10 JAMAICA Formule electronice ale grupului IIIIIIIVVVIVII 1s 2 2s 1 YAGLRKAO 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 VISNPDM 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 EFTZYAO 1s 2s 2p 2p 2 2p 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ANLO