Napisana je u obliku takozvanih elektronskih formula. U elektronskim formulama, slova s, p, d, f označavaju energetske podnivoe elektrona; Brojevi ispred slova označavaju energetski nivo na kojem se nalazi dati elektron, a indeks u gornjem desnom uglu je broj elektrona u datom podnivou. Da biste sastavili elektronsku formulu atoma bilo kojeg elementa, dovoljno je znati broj ovog elementa u periodnom sistemu i slijediti osnovne principe koji upravljaju raspodjelom elektrona u atomu.
Struktura elektronske ljuske atoma također se može prikazati u obliku dijagrama rasporeda elektrona u energetskim ćelijama.
Za atome željeza ova shema ima sljedeći oblik:
Ovaj dijagram jasno pokazuje implementaciju Hundovog pravila. Na 3d podnivou, maksimalni broj ćelija (četiri) je ispunjen nesparenim elektronima. Slika strukture elektronske ljuske u atomu u obliku elektronskih formula i u obliku dijagrama ne odražava jasno valna svojstva elektrona.
Izmjena i dopuna teksta periodičnog zakona DA. Mendeljejev : svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su zavisnosti od veličine atomskih težina elemenata.
Savremena formulacija periodičnog zakona: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, periodično zavise od veličine naboja jezgra njihovih atoma.
Tako se pokazalo da je pozitivni naboj jezgra (a ne atomska masa) točniji argument o kojem zavise svojstva elemenata i njihovih spojeva.
Valence- Ovo je broj hemijskih veza kojima je jedan atom povezan sa drugim.
Valentne sposobnosti atoma određene su brojem nesparenih elektrona i prisustvom slobodnih atomskih orbitala na vanjskom nivou. Struktura eksternog nivoi energije atomi hemijski elementi i određuje uglavnom svojstva njihovih atoma. Stoga se ovi nivoi nazivaju valentnim nivoima. Elektroni ovih nivoa, a ponekad i pred-eksternih nivoa, mogu učestvovati u formiranju hemijskih veza. Takvi elektroni se također nazivaju valentnim elektronima.
Stehiometrijska valencija hemijski element - ovo je broj ekvivalenata koje dati atom može sebi prikačiti, ili broj ekvivalenata u atomu.
Ekvivalenti su određeni brojem vezanih ili supstituiranih atoma vodika, tako da je stehiometrijska valencija jednaka broju atoma vodika s kojima je dati atom u interakciji. Ali ne djeluju svi elementi slobodno, ali gotovo svi stupaju u interakciju s kisikom, tako da se stehiometrijska valencija može definirati kao dvostruki broj vezanih atoma kisika.
Na primjer, stehiometrijska valencija sumpora u vodikovom sulfidu H 2 S je 2, u oksidu SO 2 - 4, u oksidu SO 3 -6.
Prilikom određivanja stehiometrijske valencije elementa koristeći formulu binarnog spoja, treba se voditi pravilom: ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valentnosti svih atoma drugog elementa.
Oksidacijsko stanje Također karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji sa znakom plus (za metal ili elektropozitivniji element u molekuli) ili minus.
1. U jednostavnim supstancama oksidacijsko stanje elemenata je nula.
2. Oksidacijsko stanje fluora u svim jedinjenjima je -1. Preostali halogeni (hlor, brom, jod) sa metalima, vodonikom i drugim elektropozitivnijim elementima takođe imaju oksidaciono stanje -1, ali u jedinjenjima sa više elektronegativnih elemenata imaju pozitivna oksidaciona stanja.
3. Kiseonik u jedinjenjima ima oksidaciono stanje od -2; izuzeci su vodonik peroksid H 2 O 2 i njegovi derivati (Na 2 O 2, BaO 2 itd., u kojima kiseonik ima oksidaciono stanje -1, kao i kiseonik fluorid OF 2, kod kojih je oksidaciono stanje kiseonika je +2.
4. Alkalni elementi (Li, Na, K, itd.) i elementi glavne podgrupe druge grupe periodnog sistema (Be, Mg, Ca itd.) uvek imaju oksidaciono stanje jednako broju grupe, tj. je, +1 i +2, respektivno.
5. Svi elementi treće grupe, osim talija, imaju konstantno oksidaciono stanje jednako broju grupe, tj. +3.
6. Najveće oksidaciono stanje elementa jednako je broju grupe periodnog sistema, a najniže je razlika: broj grupe - 8. Na primjer, najviši stepen oksidacija dušika (nalazi se u petoj grupi) je +5 (in azotne kiseline i njegove soli), a najniža je -3 (u amonijaku i solima amonijaka).
7. Oksidacijska stanja elemenata u spoju se međusobno poništavaju tako da je njihov zbir za sve atome u molekulskoj ili neutralnoj formuli nula, a za jon njegov naboj.
Ova pravila se mogu koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja nekog elementa u spoju ako su oksidacijska stanja ostalih poznatih i za konstruiranje formula za jedinjenja s više elemenata.
Oksidacijsko stanje (oksidacioni broj) — pomoćna konvencionalna veličina za snimanje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija.
Koncept oksidacijskom stanjučesto se koristi u neorganskoj hemiji umjesto koncepta valence. Oksidacijsko stanje atoma je jednako numeričkoj vrijednosti električnog naboja dodijeljenog atomu, pod pretpostavkom da su vezni elektronski parovi potpuno pristrasni prema više elektronegativnih atoma (to jest, pod pretpostavkom da se spoj sastoji samo od jona).
Oksidacijski broj odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se reducirali na neutralni atom, ili oduzeti od negativnog iona da bi se oksidirali u neutralni atom:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Svojstva elemenata, u zavisnosti od strukture elektronske ljuske atoma, variraju prema periodima i grupama periodnog sistema. Budući da su u nizu analognih elemenata elektronske strukture samo slične, ali ne i identične, onda se pri prelasku s jednog elementa u grupi na drugi kod njih ne opaža jednostavno ponavljanje svojstava, već njihova manje-više jasno izražena prirodna promjena. .
Hemijska priroda elementa određena je sposobnošću njegovog atoma da izgubi ili dobije elektrone. Ova sposobnost je kvantificirana vrijednostima energija jonizacije i afiniteta prema elektronima.
Energija jonizacije (E i) pozvao minimalna količina energija potrebna za odvajanje i potpuno uklanjanje elektrona iz atoma u gasnoj fazi pri T = 0
K bez prijenosa kinetičke energije na oslobođeni elektron sa transformacijom atoma u pozitivno nabijeni ion: E + Ei = E+ + e-. Energija jonizacije je pozitivna veličina i ima najniže vrijednosti za atome alkalnih metala i najveću za atome plemenitih plinova.
Elektronski afinitet (Ee) je energija koja se oslobađa ili apsorbuje kada se atomu doda elektron u gasnoj fazi pri T = 0
K s transformacijom atoma u negativno nabijeni ion bez prijenosa kinetičke energije na česticu:
E + e- = E- + Ee.
Halogeni, posebno fluor, imaju maksimalan afinitet prema elektronu (Ee = -328 kJ/mol).
Vrijednosti Ei i Ee izražene su u kilodžulima po molu (kJ/mol) ili u elektron voltima po atomu (eV).
Sposobnost vezanog atoma da pomiče elektrone hemijskih veza prema sebi, povećavajući gustinu elektrona oko sebe naziva se elektronegativnost.
Ovaj koncept je u nauku uveo L. Pauling. Elektronegativnostoznačen simbolom ÷ i karakterizira tendenciju datog atoma da dodaje elektrone kada formira hemijsku vezu.
Prema R. Malikenu, elektronegativnost atoma procjenjuje se polovinom sume energija jonizacije i afiniteta prema elektronu slobodnih atoma = (Ee + Ei)/2
U periodima postoji opšta tendencija povećanja energije ionizacije i elektronegativnosti sa povećanjem naboja atomskog jezgra u grupama, te vrednosti opadaju sa povećanjem atomskog broja elementa.
Treba naglasiti da elementu ne može biti pripisana konstantna vrijednost elektronegativnosti, jer ona ovisi o mnogim faktorima, posebno o valentnom stanju elementa, vrsti spoja u koji je uključen, te broju i vrsti susjednih atoma. .
Atomski i jonski radijusi. Veličine atoma i iona određuju se veličinama elektronske ljuske. Prema kvantnomehaničkim konceptima, elektronska ljuska nema striktno definisane granice. Stoga se radijus slobodnog atoma ili jona može uzeti kao teoretski izračunata udaljenost od jezgra do položaja glavnog maksimuma gustoće vanjskih elektronskih oblaka. Ova udaljenost se naziva orbitalni radijus. U praksi se obično koriste radijusi atoma i jona u spojevima, izračunati na osnovu eksperimentalnih podataka. U ovom slučaju razlikuju se kovalentni i metalni radijusi atoma.
Ovisnost atomskog i ionskog radijusa o naboju jezgra atoma elementa je periodične prirode. U periodima, kako se atomski broj povećava, radijusi imaju tendenciju smanjenja. Najveći pad je tipičan za elemente kratkih perioda, jer je njihov vanjski elektronski nivo ispunjen. U velikim periodima u porodicama d- i f-elemenata, ova promjena je manje oštra, jer se u njima punjenje elektrona događa u pred-vanjskom sloju. U podgrupama se radijusi atoma i iona istog tipa općenito povećavaju.
Periodični sistem elemenata je jasan primjer manifestacije raznih vrsta periodičnosti u svojstvima elemenata, koja se promatra horizontalno (u periodu slijeva na desno), vertikalno (u grupi, na primjer, od vrha do dna), dijagonalno, tj. neka svojstva atoma se povećavaju ili smanjuju, ali periodičnost ostaje.
U periodu s lijeva na desno (→) povećavaju se oksidacijska i nemetalna svojstva elemenata, a smanjuju redukcijska i metalna svojstva. Dakle, od svih elemenata perioda 3, natrijum će biti najaktivniji metal i najjači redukcioni agens, a hlor će biti najjači oksidant.
Hemijska veza- Ovo je međusobna povezanost atoma u molekuli, odnosno kristalnoj rešetki, kao rezultat djelovanja električnih sila privlačenja između atoma.
Ovo je interakcija svih elektrona i svih jezgara, što dovodi do formiranja stabilnog, poliatomskog sistema (radikal, molekularni jon, molekul, kristal).
Hemijsko povezivanje se vrši pomoću valentnih elektrona. Prema modernim konceptima, hemijska veza je elektronske prirode, ali se odvija na različite načine. Dakle, postoje tri glavne vrste hemijskih veza: kovalentni, jonski, metalni.Nastaje između molekula vodikova veza, i desiti se van der Waalsove interakcije.
Glavne karakteristike hemijske veze uključuju:
- dužina veze - Ovo je međunuklearna udaljenost između kemijski vezanih atoma.
Zavisi od prirode atoma u interakciji i od višestrukosti veze. Kako se višestrukost povećava, dužina veze se smanjuje i, posljedično, njena snaga se povećava;
- višestrukost veze određena je brojem elektronskih parova koji povezuju dva atoma. Kako se višestrukost povećava, energija vezivanja se povećava;
- spojni ugao- ugao između zamišljenih pravih linija koje prolaze kroz jezgra dva hemijski međusobno povezana susedna atoma;
Energija veze E SV - to je energija koja se oslobađa tokom formiranja date veze i troši na njeno kidanje, kJ/mol.
Kovalentna veza - Hemijska veza nastala dijeljenjem para elektrona između dva atoma.
Objašnjenje hemijske veze pojavom zajedničkih elektronskih parova između atoma činilo je osnovu spinove teorije valencije, čiji je alat metoda valentne veze (MVS) , koji je otkrio Lewis 1916. Za kvantnomehanički opis hemijskih veza i strukture molekula, koristi se još jedna metoda - molekularna orbitalna metoda (MMO) .
Metoda valentne veze
Osnovni principi formiranja hemijskih veza korišćenjem MBC:
1. Hemijsku vezu formiraju valentni (nespareni) elektroni.
2. Elektroni sa antiparalelnim spinovima koji pripadaju dva različita atoma postaju uobičajeni.
3. Hemijska veza nastaje samo ako, kada se dva ili više atoma približe jedan drugom, ukupna energija sistema opada.
4. Glavne sile koje djeluju u molekulu su električnog, kulonovskog porijekla.
5. Što je jača veza, to se više preklapaju elektronski oblaci koji djeluju u interakciji.
Postoje dva mehanizma za formiranje kovalentnih veza:
Mehanizam razmjene. Veza se formira deljenjem valentnih elektrona dva neutralna atoma. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru:
Rice. 7. Mehanizam razmjene za formiranje kovalentnih veza: A- nepolarni; b- polarni
Donorsko-akceptorski mehanizam. Jedan atom (donor) daje par elektrona, a drugi atom (akceptor) daje praznu orbitalu za taj par.
veze, obrazovan prema mehanizmu donor-akceptor, pripadaju kompleksna jedinjenja
Rice. 8. Donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze
Kovalentna veza ima određene karakteristike.
Zasićenost - svojstvo atoma da formiraju strogo određen broj kovalentnih veza. Zbog zasićenosti veza, molekuli imaju određeni sastav.
|
Usmjerenost - t . e. veza se formira u pravcu maksimalnog preklapanja elektronskih oblaka . S obzirom na liniju koja povezuje centre atoma koji formiraju vezu, razlikuju se: σ i π (slika 9): σ-veza - nastala preklapanjem AO duž linije koja povezuje centre atoma u interakciji; π veza je veza koja se javlja u smjeru ose okomite na pravu liniju koja povezuje jezgra atoma. Smjer veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov geometrijski oblik. hibridizacija - to je promjena oblika nekih orbitala prilikom formiranja kovalentne veze kako bi se postiglo efikasnije orbitalno preklapanje. Hemijska veza nastala uz učešće elektrona hibridnih orbitala je jača od veze sa učešćem elektrona nehibridnih s- i p-orbitala, jer dolazi do više preklapanja. Razlikovati sledeće vrste hibridizacija (slika 10, tabela 31): sp hibridizacija - jedna s-orbitala i jedna p-orbitala pretvaraju se u dvije identične “hibridne” orbitale, ugao između njihovih osa je 180°. Molekuli u kojima se javlja sp-hibridizacija imaju linearnu geometriju (BeCl 2). |
sp 2 hibridizacija- jedna s-orbitala i dvije p-orbitale pretvaraju se u tri identične “hibridne” orbitale, ugao između njihovih osa je 120°. Molekuli u kojima se javlja sp 2 hibridizacija imaju ravnu geometriju (BF 3, AlCl 3).
sp 3-hibridizacija- jedna s-orbitala i tri p-orbitale se transformišu u četiri identične “hibridne” orbitale, čiji je ugao između osa 109°28". Molekuli u kojima dolazi do sp 3 hibridizacije imaju tetraedarsku geometriju (CH 4 , NH 3).
Rice. 10. Vrste hibridizacije valentnih orbitala: a - sp-hibridizacija valentnih orbitala; b - sp 2 - hibridizacija valentnih orbitala; V - sp 3-hibridizacija valentnih orbitala
Elektronske formule fiksiraju nivoe i podnivoe koje zauzimaju elektroni i broj elektrona na njima. U elektronskim formulama se koriste oznake nivoa i podnivoa, tj. Prvi, digitalni simbol označava nivo (broj), a drugi abecedni simbol (s, p, d, f) označava podnivoe. Broj elektrona u podnivou označen je gornjim prvim indeksom.
Na primjer: 1H 1S, za dušik N 7 1S 2 2S 2 2p 3
Elektronske grafičke formule prikazuju atom kao skup orbitala, koje se nazivaju kvantne ćelije. Na primjer, za dušik 1S 2 2S 2 2p 3
S-podnivo
S= -1/2 S = +1/2
P-podnivo, l=1 m=-1,m=0,m=+1
Punjenje orbitala - ćelija elektronima se vrši u skladu sa Paulijevim principom, minimizirajući energiju i Hund rules
Za datu vrijednost l, elektroni u atomu su raspoređeni na takav način da je njihov ukupni spin broj maksimalan.
∑S = 1/2+ 1/2+1/2 =3/2
Ako ste ga ovako popunili, tj. s = +1/2 s = - 1/2, upareni elektroni
∑s= 1/2 + (-1/2) + 1/2 =1/2
Hemijska svojstva atoma određena su uglavnom strukturom vanjskih elektronskih nivoa, koji se nazivaju valence.
Popunjeni energetski podnivoi koji odgovaraju elektronske strukture atomi plemenitog gasa nazivaju se elektronsko jezgro. Na primjer: za natrijum, koji ima elektronsku formulu 1S 2 2S 2 2p 6 plemenitog plina neona. Skraćena elektronska formula plemenitog gasa označena je njegovim hemijskim simbolom u uglastim zagradama, na primjer: 1S 2 2S 2 2p 6 =
Ovo vam omogućava da pojednostavite pisanje elektronskih formula, na primjer, za kalij, umjesto 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 možete napisati 4S 1. Istovremeno, ova notacija jasno naglašava valentne elektrone koji određuju hemijska svojstva atoma elementa.
U elektronskim grafičkim (strukturnim) formulama, za razliku od elektronskih, prikazane su ne samo popunjene, već i prazne orbitale valentnih podnivoa. Ovo omogućava predviđanje promjene valencije elementa kao rezultat prijelaza njegovog atoma u pobuđeno stanje, što je označeno simbolom odgovarajućeg elementa sa zvjezdicom.
Na primjer: 15P * 3S 2 3P 3 n=3 ↓ S ↓↓↓ P
U nepobuđenom stanju, atom fosfora ima tri nesparena elektrona u p-podnivou. Kada atom prijeđe u pobuđeno stanje, par elektrona s-podnivoa se može odvojiti, a jedan od elektrona sa S-podnivoa može preći na d-podnivo. Valencija fosfora se mijenja od tri u osnovnom stanju do pet u pobuđenom stanju.
1 Koje elementarne čestice čine atom?
2 Šta je elektron, proton, neutron?
3 Objasnite zašto mnogi elementi sa istim nabojem na atomskom jezgru mogu imati različite masene brojeve. Zašto neki elementi, kao što je hlor, imaju necijele atomske mase?
4 Opišite kvantne brojeve. Zašto atom ne može imati dva elektrona sa istim kvantnim brojevima? Paulijev princip.
5 Objasnite fizičko značenje grafičkih slika
S i p orbitale: S p
6 Nacrtajte elektronske strukturne formule atoma ugljika, dušika i kisika. Izračunajte sume spin kvantnih brojeva elektrona u ovim atomima. Kako se ovi iznosi mijenjaju kada se prekrši Hundovo pravilo?
7 Napišite elektronsku i elektronsku strukturnu formulu atoma bora. Koji dodatne informacije sadrži elektronsku strukturnu formulu u poređenju sa elektronskom.
8 Pravilo Klečkovskog. Koji energetski nivo i podnivo je ispunjen unapred sa 4S ili 3d, 5S ili 4p, 4f ili 6p?
9 Koja je glavna razlika između p-orbitala i d-orbitala?
10 Koliko elektrona može biti u energetskim stanjima 2S, 3p, 3d, 5f?
11 Opišite oblik orbitale koju karakterišu kvantni brojevi: a) n=3, 1=0, m=0 ; b) n=3, 1=1, m=0+1-1; c) n=3, 1=2, m=0+1-1+2-2 Navedite simbole orbitala
12 Okarakterizirajte svaku od sljedećih orbitala skupom kvantnih brojeva: 1S, 2p, 3d.
13 Formulirajte pravila koja određuju broj orbitala i elektrona datog elektronskog sloja. Na primjer 1=0,1,2 n=1,2,3
14 Koliki je maksimalni kapacitet elektronskih slojeva K, M, L, N?
15 Da li broj orbitala sa datom vrijednošću 1 ovisi o broju energetskog nivoa? Dajte slovne oznake orbitala sa naznačenim vrijednostima 1.
Main
1 Khomchenko G.P., Tsitovich I.K. Neorganska hemija. M.: postdiplomske škole, 1998, poglavlje 2, str. 53-75
2 Knyazev D.A., Smarygin S.N. Neorganska hemija. M.: Viša škola, 1990, poglavlje 10, str. 102 -112
Dodatni
3 Glinka N.L. Opća hemija (Ed. A.I. Ermakov, - 28. izd., prerađeno i dopunjeno - M.; Integral-Press, 2000 - 728 str.)
4 Glinka N.L. Zadaci i vježbe iz opšte hemije. M. 1988.
5 Pavlov N.N. Teorijske osnove opšta hemija. M., Viša hemija 1978.
Konvencionalni prikaz distribucije elektrona u elektronskom oblaku po nivoima, podnivoima i orbitalama naziva se elektronska formula atoma.
Pravila zasnovana na|na osnovu| koji|koji| našminkati|predati| elektronske formule
1. Princip minimalne energije: što manje energije ima sistem, to je stabilniji.
2. Vladavina Klečkovskog: distribucija elektrona između nivoa i podnivoa elektronskog oblaka odvija se u rastućem redosledu vrednosti zbira glavnog i orbitalnog kvantnog broja (n + 1). Ako su vrijednosti jednake (n + 1), prvi se popunjava podnivo koji ima manju vrijednost n.
1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Broj nivoa n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 1 2 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 kvantni broj
n+1|
1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Serija Klečkovskog
3. 1* - vidi tabelu br. 2. Hundovo pravilo : pri popunjavanju orbitala jednog podnivoa niži nivo
energija odgovara postavljanju elektrona sa paralelnim spinovima.
Kompilacija|prolazi| elektronske formule
Potencijalni niz:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f
1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Redoslijed punjenja Elektronika 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..
(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.
Elektronska formula 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Informativni sadržaj elektronskih formula
1. Položaj elementa u periodičnoj|periodici| sistem.
2. Mogući stepeni| oksidacija elementa.
3. Hemijski karakter elementa.
4. Sastav|magacin| i svojstva veza elemenata.Položaj elementa u periodičnom periodu|periodično|
Sistem D.I. Mendeljejeva: A) broj perioda
, u kojem se element nalazi, odgovara broju nivoa na kojima se nalaze elektroni; b) broj grupe
, kojem pripada dati element, jednak je zbiru valentnih elektrona. Valentni elektroni za atome s- i p-elemenata su elektroni vanjskog nivoa; za d – elemente to su elektroni spoljašnjeg nivoa i nepopunjeni podnivo prethodnog nivoa. V) elektronska porodica
određen simbolom podnivoa na koji stiže posljednji elektron (s-, p-, d-, f-). G) određena pripadanjem elektronskoj porodici: s - i p - elementi zauzimaju glavne podgrupe, a d - elementi - sekundarne, f - elementi zauzimaju odvojene dijelove u donjem dijelu periodnog sistema (aktinidi i lantanidi).
2. Mogući stepeni| oksidacija elemenata.
Oksidacijsko stanje je naboj koji atom dobija kada odustane ili dobije elektrone.
Atomi koji daju elektrone dobijaju pozitivan naboj, koji je jednak broju predatih elektrona (naboj elektrona (-1)
Z E 0 – ne Z E + n
Atom koji je dao elektrone pretvara se u kation(pozitivno naelektrisani jon). Proces uklanjanja elektrona iz atoma naziva se proces jonizacije. Energija potrebna za izvođenje ovog procesa naziva se energija jonizacije ( Eion, eV).
Prvi koji se odvajaju od atoma su elektroni vanjskog nivoa, koji nemaju par u orbiti – nespareni. U prisustvu slobodnih orbitala unutar jednog nivoa, pod uticajem vanjske energije, elektroni koji su formirali parove na ovom nivou se ne uparuju, a zatim se svi zajedno razdvajaju. Proces razdvajanja, koji nastaje kao rezultat apsorpcije dijela energije od strane jednog od elektrona para i njegovog prijelaza na viši podnivo, naziva se proces ekscitacije.
Najveći broj elektrona koji atom može donirati jednak je broju valentnih elektrona i odgovara broju grupe u kojoj se element nalazi. Naboj koji atom dobije nakon što izgubi sve svoje valentne elektrone naziva se najviše oksidaciono stanje atom.
Nakon otpuštanja|otpuštanja| valentni nivo vanjski postaje|postaje| nivo koji|šta| prethodila valentnosti. Ovo je nivo potpuno ispunjen elektronima, i stoga|i stoga| energetski stabilan.
Atomi elemenata koji imaju od 4 do 7 elektrona na vanjskom nivou postižu energetski stabilno stanje ne samo doniranjem elektrona, već i njihovim dodavanjem. Kao rezultat, formira se nivo (.ns 2 p 6) - stabilno stanje inertnog gasa.
Atom koji je dodao elektrone dobija negativanstepenoksidacija– negativni naboj, koji je jednak broju prihvaćenih elektrona.
Z E 0 + ne Z E - n
Broj elektrona koje atom može dodati jednak je broju (8 –N|), gdje je N broj grupe u kojoj|koja| lociran element (ili broj valentnih elektrona).
Proces dodavanja elektrona atomu je praćen oslobađanjem energije, što se naziva afinitet prema elektronu (Esaffinity,eB).
Algoritam za sastavljanje elektronske formule elementa:
1. Odredite broj elektrona u atomu koristeći periodni sistem hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev.
2. Na osnovu broja perioda u kojem se element nalazi odrediti broj energetskih nivoa; broj elektrona na zadnjem elektronskom nivou odgovara broju grupe.
3. Podijelite nivoe na podnivoe i orbitale i popunite ih elektronima u skladu sa pravilima za popunjavanje orbitala:
Mora se imati na umu da prvi nivo sadrži najviše 2 elektrona 1s 2, na drugom - maksimalno 8 (dva s i šest r: 2s 2 2p 6), na trećem - maksimalno 18 (dva s, šest str, i deset d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Glavni kvantni broj n treba biti minimalan.
- Prvi za punjenje s- podnivo, dakle r-, d- b f- podnivoa.
- Elektroni popunjavaju orbitale po redu porasta energije orbitala (pravilo Klečkovskog).
- Unutar podnivoa, elektroni prvo zauzimaju slobodne orbitale jednu po jednu, a tek nakon toga formiraju parove (Hundovo pravilo).
- U jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona (Paulijev princip).
Primjeri.
1. Kreirajmo elektronsku formulu dušika. Azot je broj 7 u periodnom sistemu.
2. Kreirajmo elektronsku formulu za argon. Argon je broj 18 u periodnom sistemu.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. Kreirajmo elektronsku formulu hroma. Hrom je broj 24 u periodnom sistemu.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Energetski dijagram cinka.
4. Kreirajmo elektronsku formulu cinka. Cink je broj 30 u periodnom sistemu.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Imajte na umu da je dio elektronske formule, odnosno 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, elektronska formula argona.
Elektronska formula cinka može se predstaviti kao:
Mnogi metali su uobičajeni u prirodi, ne samo u raznim stijenama ili mineralima, već iu slobodnom, prirodnom obliku. To uključuje, na primjer, zlato, srebro i bakar. Međutim, aktivni metalni elementi kao što je natrij, čiju ćemo elektronsko-grafsku formulu proučavati, ne javljaju se kao jednostavna supstanca. Razlog je njihova visoka reaktivnost, što dovodi do brze oksidacije tvari atmosferskim kisikom. Zbog toga se u laboratoriji metal skladišti ispod sloja kerozina ili tehničkog ulja. Hemijska aktivnost svih elemenata alkalnih metala može se objasniti strukturnim karakteristikama njihovih atoma. Razmotrimo elektronsku grafičku formulu natrijuma i saznamo kako se njegove karakteristike odražavaju na fizička svojstva i karakteristike interakcije s drugim supstancama.
Atom natrijuma
Položaj elementa u glavnoj podgrupi prve grupe periodnog sistema utiče na strukturu njegove električno neutralne čestice. Ovaj dijagram ilustruje raspored elektrona oko jezgra atoma i određuje broj energetskih nivoa u njemu:
Broj protona, neutrona, elektrona u atomu natrijuma bit će jednak 11, 12, 11. Broj protona i broj elektrona određeni su atomskim brojem elementa, a broj neutralnih nuklearnih čestica će biti jednaka razlici između nukleonskog broja (atomske mase) i protonskog broja ( serijski broj). Da biste snimili raspodjelu negativno nabijenih čestica u atomu, možete koristiti sljedeću elektronsku formulu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1.
Odnos između strukture atoma i svojstava materije
Svojstva natrijuma kao alkalnog metala mogu se objasniti činjenicom da pripada s-elementima, valencija mu je 1, a oksidaciono stanje +1. Jedan nespareni elektron u trećem i poslednjem sloju određuje njegove karakteristike redukcije. U reakcijama s drugim atomima, natrij uvijek predaje vlastitu negativnu česticu više elektronegativnim elementima. Na primjer, kada se oksidiraju atmosferskim kisikom, atomi Na postaju pozitivno nabijene čestice - kationi koji su dio molekule glavnog oksida Na 2 O. Ova reakcija ima sljedeći oblik:
4Na +O 2 = 2Na 2 O.
Fizička svojstva
Elektronska grafička formula natrijuma i njegove kristalne rešetke određuju takve parametre elementa kao što su stanje agregacije, tačke topljenja i ključanja, kao i sposobnost provođenja topline i električne struje. Natrijum je lagan (gustina 0,97 g/cm3) i veoma mekan srebrnast metal. Prisustvo elektrona koji se slobodno kreću u kristalnoj rešetki uzrokuje visoku toplinsku i električnu provodljivost. U prirodi se nalazi u mineralima kao što su kuhinjska so NaCl i silvinit NaCl × KCl. Natrijum je vrlo čest ne samo u neživoj prirodi, na primjer u naslagama kamene soli ili morska voda mora i okeane. On je, uz hlor, sumpor, kalcijum, fosfor i druge elemente, jedan od deset najvažnijih organogenih hemijskih elemenata koji formiraju žive biološke sisteme.
Karakteristike hemijskih svojstava
Elektronska grafička formula natrijuma jasno pokazuje da je jedini s-elektron koji rotira na posljednjem, trećem energetskom sloju atoma Na, slabo vezan za pozitivno nabijeno jezgro. Lako napušta okvire atoma, pa se natrijum ponaša kao jako redukciono sredstvo u reakcijama sa kiseonikom, vodom, vodonikom i dušikom. Evo primjera jednadžbi reakcija tipičnih za alkalne metale:
2Na + H 2 = 2NaH;
6Na + N 2 = 2Na 3 N;
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2.
Reakcija s vodom završava stvaranjem kemijski agresivnih spojeva - alkalija. Natrijum hidroksid, koji se još naziva i, pokazuje svojstva aktivnih baza i u čvrstom stanju je našao upotrebu kao sredstvo za sušenje gasa. Metalni natrijum se industrijski proizvodi elektrolizom rastaljene soli - natrijum hlorida ili odgovarajućeg hidroksida, dok se na katodi formira sloj metalnog natrijuma.
U našem članku smo ispitali elektronsku grafičku formulu natrijuma, a također smo proučavali njegova svojstva i proizvodnju u industriji.
