Atom glinu w stanie podstawowym zawiera. Niesparowany elektron. Teoria na zadaniu

Sparowane elektrony

Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, nazywa się to nieparzysty, a jeśli są dwa, to to sparowane elektrony.

Cztery liczby kwantowe n, l, m, m s całkowicie charakteryzują stan energetyczny elektronu w atomie.

Rozważając budowę powłoki elektronowej atomów wieloelektronowych różnych pierwiastków, należy wziąć pod uwagę trzy główne postanowienia:

· zasada Pauliego,

· zasada najmniejszej energii,

Reguła Hunda.

Według Zasada Pauliego Atom nie może mieć dwóch elektronów o tych samych wartościach wszystkich czterech liczb kwantowych.

Zasada Pauliego określa maksymalną liczbę elektronów na jednym orbicie, poziomie i podpoziomie. Ponieważ AO charakteryzuje się trzema liczbami kwantowymi N, l, M, wówczas elektrony danego orbitalu mogą różnić się jedynie spinową liczbą kwantową SM. Ale spinowa liczba kwantowa SM może mieć tylko dwie wartości + 1/2 i – 1/2. W związku z tym jeden orbital może zawierać nie więcej niż dwa elektrony o różnych wartościach spinowych liczb kwantowych.

Ryż. 4.6. Maksymalna pojemność jednego orbitalu wynosi 2 elektrony.

Maksymalna liczba elektronów na poziomie energetycznym jest zdefiniowana jako 2 N 2, a na podpoziomie – jak 2(2 l+ 1). Maksymalną liczbę elektronów znajdujących się na różnych poziomach i podpoziomach podano w tabeli. 4.1.

Tabela 4.1.

Maksymalna liczba elektronów na poziomach i podpoziomach kwantowych

Poziom energii	Podpoziom energii	Możliwe wartości magnetycznej liczby kwantowej M	Liczba orbitali na	Maksymalna liczba elektronów na
podpoziom	poziom	podpoziom	poziom
K (N=1)	S (l=0)
L (N=2)	S (l=0) P (l=1)	–1, 0, 1
M (N=3)	S (l=0) P (l=1) D (l=2)	–1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2
N (N=4)	S (l=0) P (l=1) D (l=2) F (l=3)	–1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3

Kolejność wypełniania orbitali elektronami odbywa się zgodnie z zasada najmniejszej energii .

Zgodnie z zasadą najmniejszej energii elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii.

Ustalana jest kolejność wypełniania orbitali Reguła Klechkowskiego: wzrost energii i odpowiednio wypełnienie orbitali następuje w kolejności rosnącej sumy głównych i orbitalnych liczb kwantowych (n + l), a jeśli suma jest równa (n + l) - w kolejności rosnącej głównej liczba kwantowa r.

Na przykład energia elektronu na podpoziomie 4s jest mniejsza niż na podpoziomie 3 D, ponieważ w pierwszym przypadku kwota N+ l = 4 + 0 = 4 (pamiętaj o tym dla S-wartość podpoziomu orbitalnej liczby kwantowej l= = 0), a w drugim N+ l = 3 + 2 = 5 ( D- podpoziom, l= 2). Dlatego podpoziom 4 jest wypełniany jako pierwszy S, a następnie 3 D(patrz ryc. 4.8).

Na 3 podpoziomach D (N = 3, l = 2) , 4R (N = 4, l= 1) i 5 S (N = 5, l= 0) suma wartości P I l są identyczne i równe 5. W przypadku równych wartości sum N I l w pierwszej kolejności wypełniany jest podpoziom z wartością minimalną N, tj. podpoziom 3 D.

Zgodnie z regułą Klechkowskiego energia orbitali atomowych rośnie w szeregu:

1S < 2S < 2R < 3S < 3R < 4S < 3D < 4R < 5S < 4D < 5P < 6S < 5D »

„4 F < 6P < 7S….

W zależności od tego, który podpoziom atomu jest wypełniony jako ostatni, wszystkie pierwiastki chemiczne dzielą się na 4 rodzina elektroniczna : s-, p-, d-, f-elementy.

4 4d

3 4s

1 2S

Poziomy Podpoziomy

Ryż. 4.8. Energia orbitali atomowych.

Nazywa się elementy, których atomy jako ostatnie wypełniają podpoziom s poziomu zewnętrznego elementy S . U S-elementy walencyjne to s-elektrony zewnętrznego poziomu energii.

U elementy p Podwarstwa p warstwy zewnętrznej jest wypełniana jako ostatnia. Ich elektrony walencyjne znajdują się na P- I S-podpoziomy poziomu zewnętrznego. U D-elementy są wypełniane jako ostatnie D-podpoziom poziomu przedzewnętrznego i wartościowości S-elektrony zewnętrzne i D-elektrony przedzewnętrznych poziomów energii.

U elementy f ostatni do wypełnienia F-podpoziom trzeciego zewnętrznego poziomu energii.

Ustalana jest kolejność rozmieszczenia elektronów w obrębie jednego podpoziomu Reguła Hunda:

w podpoziomie elektrony są rozmieszczone w taki sposób, że suma ich spinowych liczb kwantowych ma maksymalną wartość bezwzględną.

Inaczej mówiąc, orbitale danego podpoziomu zapełniane są najpierw przez jeden elektron o tej samej wartości spinowej liczby kwantowej, a następnie przez drugi elektron o przeciwnej wartości.

Przykładowo, jeśli konieczne będzie rozprowadzenie 3 elektronów w trzech komórkach kwantowych, to każda z nich będzie zlokalizowana w osobnej komórce, tj. zajmują oddzielny orbital:

∑SM= ½ – ½ + ½ = ½.

Porządek rozkładu elektronów pomiędzy poziomami i podpoziomami energii w powłoce atomu nazywany jest jego konfiguracją elektronową lub formułą elektronową. Uspokajający elektroniczna Konfiguracja numer poziom energii (główna liczba kwantowa) oznaczona jest cyframi 1, 2, 3, 4..., podpoziom (orbitalna liczba kwantowa) – literami S, P, D, F. Liczba elektronów na podpoziomie jest wskazywana przez liczbę zapisaną w górnej części symbolu podpoziomu.

Konfigurację elektronową atomu można przedstawić jako tzw elektronowa formuła graficzna. To jest schemat rozmieszczenia elektronów w komórkach kwantowych, który jest graficzną reprezentacją orbitalu atomowego. Każda komórka kwantowa może zawierać nie więcej niż dwa elektrony o różnych liczbach kwantowych spinu.

Aby utworzyć formułę elektroniczną lub elektroniczno-graficzną dla dowolnego elementu, powinieneś wiedzieć:

1. Numer seryjny elementu tj. ładunek jego jądra i odpowiadająca mu liczba elektronów w atomie.

2. Numer okresu, który określa liczbę poziomów energetycznych atomu.

3. Liczby kwantowe i związki między nimi.

Na przykład atom wodoru o liczbie atomowej 1 ma 1 elektron. Wodór jest pierwiastkiem pierwszego okresu, zatem jedyny elektron zajmuje ten znajdujący się na pierwszym poziomie energetycznym S-orbita o najniższej energii. Elektronowa formuła atomu wodoru będzie następująca:

1 N 1 S 1 .

Elektroniczna formuła graficzna wodoru będzie wyglądać następująco:

Wzory elektroniczne i elektronowo-graficzne atomu helu:

2 Nie 1 S 2

2 Nie 1 S

odzwierciedlają kompletność powłoki elektronicznej, która decyduje o jej stabilności. Hel jest gazem szlachetnym charakteryzującym się dużą stabilnością chemiczną (obojętnością).

Atom litu 3 Li ma 3 elektrony, jest pierwiastkiem II okresu, co oznacza, że elektrony znajdują się na 2 poziomach energetycznych. Wypełniają się dwa elektrony S- podpoziom pierwszego poziomu energetycznego, na którym znajduje się trzeci elektron S- podpoziom drugiego poziomu energetycznego:

3 Li 1 S 2 2S 1

Walencja I

Atom litu ma elektron znajdujący się w pozycji 2 S-podpoziom, jest słabiej związany z jądrem niż elektrony pierwszego poziomu energetycznego, dlatego w reakcjach chemicznych atom litu może łatwo oddać ten elektron, zamieniając się w jon Li + ( i on -cząstka naładowana elektrycznie ). W tym przypadku jon litu uzyskuje stabilną kompletną powłokę helu w postaci gazu szlachetnego:

3 Li + 1 S 2 .

Należy zauważyć że, określa liczbę niesparowanych (pojedynczych) elektronów wartościowość elementu , tj. jego zdolność do tworzenia wiązań chemicznych z innymi pierwiastkami.

Zatem atom litu ma jeden niesparowany elektron, co określa jego wartościowość równą jedności.

Wzór elektroniczny atomu berylu:

4 Bądź 1s 2 2s 2 .

Elektronowy wzór graficzny atomu berylu:

2 Głównie wartościowość

Stan wynosi 0

Beryl ma elektrony z poziomu 2, które odpadają łatwiej niż inne. S 2, tworząc jon Be +2:

Można zauważyć, że atom helu i jony litu 3 Li + i berylu 4 Be +2 mają tę samą strukturę elektronową, tj. charakteryzują się struktura izoelektroniczna.

Pierwiastek chemiczny- specyficzny rodzaj atomu, oznaczony nazwą i symbolem oraz charakteryzujący się liczbą atomową i względną masą atomową.

W tabeli Tabela 1 zawiera listę powszechnych pierwiastków chemicznych, podaje symbole, za pomocą których są one oznaczone (wymowa w nawiasach), numery seryjne, względne masy atomowe i charakterystyczne stopnie utlenienia.

Zero Stopień utlenienia pierwiastka w jego prostej substancji nie jest wskazany w tabeli.

Wszystkie atomy tego samego pierwiastka mają tę samą liczbę protonów w jądrze i taką samą liczbę elektronów na powłoce. Zatem w atomie pierwiastka wodór N wynosi 1 p + w rdzeniu i na peryferiach 1 mi-; w atomie pierwiastka tlen O wynosi 8 p + w rdzeniu i 8 mi- w skorupce; atom pierwiastka aluminium Al zawiera 13 R+ w rdzeniu i 13 mi- w skorupce.

Atomy tego samego pierwiastka mogą różnić się liczbą neutronów w jądrze; takie atomy nazywane są izotopami. Zatem element wodór H trzy izotopy: wodór-1 (nazwa specjalna i symbol protium 1H) z 1 p + w rdzeniu i 1 mi- w skorupce; wodór-2 (deuter 2 N lub D) z 1 p + i 1 P 0 w rdzeniu i 1 mi- w skorupce; wodór-3 (tryt 3 N lub T) z 1 p + i 2 P 0 w rdzeniu i 1 mi- w skorupce. W symbolach 1H, 2H i 3H indeks górny wskazuje Liczba masowa– suma liczby protonów i neutronów w jądrze. Inne przykłady:

Formuła elektroniczna z tabeli można wyznaczyć atom dowolnego pierwiastka chemicznego zgodnie z jego położeniem w układzie okresowym pierwiastków D.I. Mendelejewa. 2.

Powłoka elektronowa dowolnego atomu jest podzielona na poziomy energii(1., 2., 3. itd.), poziomy są podzielone na podpoziomy(oznaczone literami s, p, d, f). Podpoziomy składają się z orbitale atomowe– obszary przestrzeni, w których prawdopodobnie przebywają elektrony. Orbitale są oznaczone jako 1s (orbital pierwszego poziomu s-sublevel), 2 S, 2R, 3S, 3p, 3d, 4S... Liczba orbitali w podpoziomach:

Wypełnianie orbitali atomowych elektronami następuje zgodnie z trzema warunkami:

1) zasada minimalnej energii

Elektrony wypełniają orbitale, zaczynając od podpoziomu o niższej energii.

Kolejność narastania energii podpoziomów:

1S < 2C < 2P < 3S < 3P < 4S ? 3D < 4P < 5S ? 4D < 5P < 6S…

2)reguła wykluczenia (zasada Pauliego)

Każdy orbital może pomieścić nie więcej niż dwa elektrony.

Jeden elektron na orbicie nazywa się niesparowanym, a dwa elektrony nazywa się para elektroniczna:

3) zasada maksymalnej krotności (reguła Hunda)

W podpoziomie elektrony najpierw wypełniają wszystkie orbitale w połowie, a następnie całkowicie.

Każdy elektron ma swoją własną charakterystykę - spin (konwencjonalnie reprezentowany przez strzałkę w górę lub w dół). Spiny elektronów sumują się jako wektory; suma spinów danej liczby elektronów na podpoziomie musi być równa maksymalny(wielość):

Wypełnianie poziomów, podpoziomów i orbitali atomów pierwiastków z H elektronami (Z = 1) do Kr (Z = 36) pokazane w diagram energii(liczby odpowiadają kolejności napełniania i pokrywają się z numerami porządkowymi elementów):

Z wypełnionych diagramów energetycznych, formuły elektroniczne atomy pierwiastków. Liczba elektronów na orbitali danego podpoziomu jest wskazana indeksem górnym po prawej stronie litery (na przykład 3 D 5 to 5 elektronów na Z D-podpoziom); najpierw przychodzą elektrony pierwszego poziomu, potem drugiego, trzeciego itd. Wzory mogą być kompletne i krótkie, te ostatnie zawierają w nawiasach symbol odpowiedniego gazu szlachetnego, który przekazuje jego wzór, a ponadto zaczynając od Zn , wypełniony wewnętrzny poziom d. Przykłady:

3 Li = 1 s 2 2 s 1 = [ 2 He] 2 s 1

8 O = 1 s 2 2s 2 2p 4= [2 On] 2s 2 2p 4

13 Al = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1= [10 Ne] 3s 2 3p 1

17 Cl = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5= [10 Ne] 3s 2 3p 5

2O Ca = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 4s 2= [18 Ar] 4s 2

21 Sc = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3d 1 4s 2= [18 Ar] 3d 1 4s 2

25 Mn = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3d 5 4s 2= [18 Ar] 3d 5 4s 2

26 Fe = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3d 6 4s 2= [18 Ar] 3d 6 4s 2

3O Zn = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2= [18 Ar, 3d 10] 4s 2

33 As = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3= [18 Ar, 3d 10] 4s 2 4p 3

36 Kr = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4s 2 4p 6= [18 Ar, 3d 10] 4s 2 4p 6

Elektrony umieszczone poza nawiasami nazywane są wartościowość To one biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych.

Wyjątkami są:

24 Cr = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3d 5 4s 1= [18 Ar] Зd 5 4s 1(nie 3d 4 4s 2!),

29 Cu = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3d 10 4s 1= [18 Ar] 3d 10 4s 1(nie 3d 9 4s 2!).

Przykłady zadań z Części A

1. Tytuł, nieistotne do izotopów wodoru, jest

1) deuter

2) oksoni

2. Wzór na podpoziomy walencyjne atomu metalu to:

3. Liczba niesparowanych elektronów w stanie podstawowym atomu żelaza wynosi

4. W stanie wzbudzonym atomu glinu liczba niesparowanych elektronów jest równa

5. Wzór elektroniczny 3d 9 4s 0 odpowiada kationowi

6. Elektroniczna formuła anionu E 2- 3s 2 3p 6 odpowiada elementowi

7. Całkowita liczba elektronów w kationie Mg 2+ i anionie F jest równa

Za poprawną odpowiedź na każde z zadań 1-8, 12-16, 20, 21, 27-29 przyznaje się 1 punkt.

Zadania 9–11, 17–19, 22–26 uważa się za wykonane prawidłowo, jeśli prawidłowo wskazano ciąg liczb. Za całkowicie poprawną odpowiedź w zadaniach 9–11, 17–19, 22–26 przyznaje się 2 punkty; za jeden błąd - 1 punkt; za błędną odpowiedź (więcej niż jeden błąd) lub jej brak – 0 punktów.

Teoria na zadaniu:

1) F 2) S 3) I 4) Na 5) Mg

Określ, którym atomom wskazanych pierwiastków w stanie podstawowym brakuje jednego elektronu przed ukończeniem zewnętrznej warstwy elektronowej.

Powłoka ośmioelektronowa odpowiada powłoce gazu obojętnego. Każdej z substancji w okresie, w którym występują, odpowiada gaz obojętny, fluorowi neonowi, siarkowemu argonowi, jodowemu ksenonowi, sodowemu i magnezowemu argonowi, ale z wymienionych pierwiastków tylko fluor i jod nie mają jednego elektronu dotrzeć do powłoki ośmioelektronowej, ponieważ należą do siódmej grupy.

Aby wykonać zadanie, użyj następującej serii pierwiastków chemicznych. Odpowiedzią w zadaniu jest ciąg trzech liczb, pod którymi wskazane są pierwiastki chemiczne znajdujące się w tym rzędzie.

1) Być 2) H 3) N 4) K 5) C

Określ, które atomy wskazanych pierwiastków w stanie podstawowym zawierają taką samą liczbę niesparowanych elektronów.

4 Bądź berylem: 1 s 2 2 s 2

7 N Azot: 1s 2 2s 2 2p 3

Liczba niesparowanych elektronów - 1

6 C Węgiel: 1s 2 2s 2 2p 2

1s 2	2s 2	2p 3
↓	↓

Liczba niesparowanych elektronów - 2

Z tego widać, że dla wodoru i potasu liczba niesparowanych elektronów jest taka sama.

1) Ge 2) Fe 3) Sn 4) Pb 5) Mn

Określ, które atomy pierwiastków wskazanych w szeregu mają elektrony walencyjne zarówno na podpoziomie s, jak i d.

Aby rozwiązać to zadanie, należy opisać górny poziom elektroniczny elementów:

32 Ge German: 3d 10 4s 2 4p 2
26 Fe Żelazo: 3d 6 4s 2
50 Sn Cyna: 4d 10 5s 2 5p 2
82 Pb Ołów: 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2
25 Mn Mangan: 3d 5 4s 2

W żelazie i manganie elektrony walencyjne znajdują się na podpoziomach s i d.

1) Br 2) Si 3) Mg 4) C 5) Al

Określ, które atomy pierwiastków wskazanych w szeregu w stanie wzbudzonym mają elektroniczny wzór poziomu energii zewnętrznej ns 1 np 3

Dla stanu niewzbudzonego obowiązuje wzór elektroniczny ns 1 np. 3 będzie reprezentować ns 2 np 2, to właśnie elementy tej konfiguracji są nam potrzebne. Zapiszmy górny poziom elektroniczny elementów (lub po prostu znajdź elementy czwartej grupy):

35 Br Brom: 3d 10 4s 2 4p 5
14 Si Krzem: 3s 2 3p 2
12 Mg Magnez: 3 s 2
6 C Węgiel: 1 s 2 2s 2 2p 2
13 Al Aluminium: 3s 2 3p 1

W przypadku krzemu i węgla górny poziom energii pokrywa się z pożądanym

1) Si 2) F 3) Al 4) S 5) Li