Как по электронной формуле научиться определять элемент. Электронная и электронно-графическая формула

Записывается в виде так называемых электронных формул. В электронных формулах буквами s, p, d, f обозначаются энергетические подуровни электронов; цифры впереди букв означают энергетический уровень, в котором находится данный электрон, а индекс вверху справа - число электронов на данном подуровне. Чтобы составить электронную формулу атома любого элемента, достаточно знать номер данного элемента в периодической системе и выполнить основные положения, которым подчиняется распределение электронов в атоме.

Структура электронной оболочки атома может быть изображена и в виде схемы размещения электронов по энергетическим ячейкам.

Для атомов железа такая схема имеет следующий вид:

На этой схеме наглядно видно выполнение правила Гунда . На Зd-подуровне максимальное количество, ячеек (четыре) заполнено неспаренными электронами. Изображение структуры электронной оболочки в атоме в виде электронных формул и в виде схем наглядно не отражает волновых свойств электрона.

Формулировка периодического закона в редакции Д.А. Менделеева : свойства простых тел, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости величины атомных весов элементов.

Современная формулировка Периодического закона : свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов.

Таким образом, положительный заряд ядра (а не атомная масса) оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений

Валентность - это число химических связей, которым один атом связан с другим.
Валентные возможности атома определяются числом неспаренных электронов и наличием на внешнем уровне свободных атомных орбиталей. Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.

Стехиометрическая валентность химического элемента- это число эквивалентов, которое может к себе присоединить данный атом, или - число эквивалентов в атоме.

Эквиваленты определяются по числу присоединённых или замещённых атомов водорода , поэтому стехиометрическая валентность равна числу атомов водорода, с которыми взаимодействует данный атом. Но свободно взаимодействуют не все элементы, а с кислородом - практически все, поэтому стехиометрическую валентность можно определить как удвоенное число присоединённых атомов кислорода.

Например, стехиометрическая валентность серы в сероводороде H 2 S равна 2, в оксиде SO 2 - 4 , в оксиде SO 3 -6.

При определении стехиометрической валентности элемента по формуле бинарного соединения следует руководствоваться правилом: суммарная валентность всех атомов одного элемента должна быть равна суммарной валентности всех атомов другого элемента.

Степень окисления также характеризует состав вещества и равна стехиометрической валентности со знаком плюс (для металла или более электроположительного элемента в молекуле) или минус.

1. В простых веществах степень окисления элементов равна нулю.

2. Степень окисления фтора во всех соединениях равна -1. Остальные галогены (хлор, бром, иод) с металлами, водородом и другими более электроположительными элементами тоже имеют степень окисления -1, но в соединениях с более электроотрицательными элементами они имеют положительные значения степеней окисления.

3. Кислород в соединениях имеет степень окисления -2; исключением являются пероксид водорода Н 2 О 2 и его производные (Na 2 O 2 , BaO 2 и т.п., в которых кислород имеет степень окисления -1, а также фторид кислорода OF 2 , степень окисления кислорода в котором равна +2.

4. Щелочные элементы (Li, Na, K и др.) и элементы главной подгруппы второй группы Периодической системы (Be, Mg, Ca и др.) всегда имеют степень окисления, равную номеру группы, то есть +1 и +2, соответственно.

5. Все элементы третьей группы, кроме таллия имеют постоянную степень окисления, равную номеру группы, т.е. +3.

6. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы, а низшая - разности: № группы - 8. Например, высшая степень окисления азота (он расположен в пятой группе) равна +5 (в азотной кислоте и её солях), а низшая равна -3 (в аммиаке и солях аммония).

7. Степени окисления элементов в соединении компенсируют друг друга так, что их сумма для всех атомов в молекуле или нейтральной формульной единице равна нулю, а для иона - его заряду.

Эти правила можно использовать для определения неизвестной степени окисления элемента в соединении, если известны степени окисления остальных, и составления формул многоэлементных соединений.

Сте?пень окисле?ния (окислительное число, ) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций.

Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность . Степень окисления атома равна численной величине электрического заряда, приписываемого атому в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов (то есть исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов).

Степень окисления соответствует числу электронов, которое следует присоединить к положительному иону, чтобы восстановить его до нейтрального атома, или отнять от отрицательного иона, чтобы окислить его до нейтрального атома:

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

Свойства элементов, зависящие от строения электронной оболочки атома, изменяются по периодам и группам периодической системы. Поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры лишь сходны, но не тождественны, то при переходе от одного элемента в группе к другому для них наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение.

Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается величинами энергий ионизации и сродства к электрону.

Энергией ионизации (Eи ) называется минимальное количество энергии, необходимое для отрыва и полного удаления электрона из атома в газовой фазе при T = 0

K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии с превращением атома в положительно заряженный ион: Э + Eи = Э+ + e-. Энергия ионизации является положительной величиной и имеет наименьшие значения у атомов щелочных металлов и наибольшие у атомов благородных (инертных) газов.

Сродством к электрону (Ee ) называется энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона атому в газовой фазе при T = 0

K с превращением атома в отрицательно заряженный ион без передачи частице кинетической энергии:

Э + e- = Э- + Ee.

Максимальным сродством к электрону обладают галогены, особенно фтор (Ee = -328 кДж/моль).

Величины Eи и Ee выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон-вольтах на атом (эВ).

Способность связанного атома смещать к себе электроны химических связей, повышая около себя электронную плотность называется электроотрицательностью.

Это понятие в науку введено Л. Полингом . Электроотрицательность обозначается символом ÷ и характеризует стремление данного атома к присоединению электронов при образовании им химической связи.

По Р. Маликену электротрицательность атома оценивается полусуммой энергий ионизации и сродства к электрону свободных атом÷ = (Ee + Eи)/2

В периодах наблюдается общая тенденция роста энергии ионизации и электроотрицательности с ростом заряда ядра атома, в группах эти величины с увеличением порядкового номера элемента убывают.

Следует подчеркнуть, что элементу нельзя приписать постоянное значение электроотрицательности, так как оно зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, числа и вида атомов-соседей.

Атомные и ионные радиусы . Размеры атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Согласно квантово-механическим представления электронная оболочка не имеет строго определенных границ. Поэтому за радиус свободного атома или иона можно принять теоретически рассчитанное расстояние от ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это расстояние называется орбитальным радиусом. На практике обычно используют значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединениях, вычисленные исходя из экспериментальных данных. При этом различают ковалентные и металлические радиусы атомов.

Зависимость атомных и ионных радиусов от заряда ядра атома элемента и носит периодический характер . В периодах по мере увеличения атомного номера радиусы имеют тенденцию к уменьшению. Наибольшее уменьшение характерно для элементов малых периодов, поскольку у них заполняется внешний электронный уровень. В больших периодах в семействах d- и f- элементов это изменение менее резкое, так как у них заполнение электронов происходит в предпредвнешнем слое. В подгруппах радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

Периодическая система элементов есть наглядный пример проявления различного рода периодичности в свойствах элементов, которая соблюдается по горизонтали (в периоде слева направо), по вертикали (в группе, например, сверху вниз), по диагонали, т.е. какое-то свойство атома усиливается или уменьшается, но периодичность сохраняется.

В периоде слева направо (→) увеличиваются окислительные и неметаллические свойства элементов, а восстановительные и металлические свойства уменьшаются. Так, из всех элементов 3 периода натрий будет самым активным металлом и самым сильным восстановителем, а хлор - самым сильным окислителем.

Химическая связь - это взаимное соединение атомов в молекуле, или кристаллической решетке, в результате действия между атомами электрических сил притяжения.

Это взаимодействие всех электронов и всех ядер, приводящих к образованию устойчивой, многоатомной системы (радикал, молекулярный ион, молекула, кристалл).

Химическая связь осуществляется валентными электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу, но осуществляется она по-разному. Поэтому различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую .Между молекулами возникает водородная связь, и происходят вандерваальсовые взаимодействия .

К основным характеристикам химической связи относятся:

- длина связи - это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.

Она зависит от природы взаимодействующих атомов и от кратности связи. С увеличением кратности длина связи уменьшается, а, следовательно, увеличивается ее прочность;

- кратность связи - определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности энергия связи возрастает;

- угол связи - угол между воображаемыми прямыми проходящими через ядра двух химически взаимосвязанных соседних атомов;

Энергия связи Е СВ - это энергия, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв, кДж/моль.

Ковалентная связь - Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Объяснение химической связи возникновением общих электронных пар между атомами легло в основу спиновой теории валентности, инструментом которой является метод валентных связей (МВС) , открытый Льюисом в 1916 г. Для квантово-механического описания химической связи и строения молекул применяют ещё один метод - метод молекулярных орбиталей (ММО) .

Метод валентных связей

Основные принципы образования химической связи по МВС:

1. Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов.

2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие двум различным атомам, становятся общими.

3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух и более атомов полная энергия системы понижается.

4. Основные силы, действующие в молекуле, имеют электрическое, кулоновское происхождение.

5. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Существует два механизма образования ковалентной связи:

Обменный механизм. Связь образована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

Рис. 7. Обменный механизм образования ковалентной связи: а - неполярной; б - полярной

Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

Соединения, образованные по донорно-акцепторному механизму, относятся к комплексным соединениям

Рис. 8. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Ковалентная связь имеет определенные характеристики.

Насыщаемость - свойство атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав.

Направленность - т. е. связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков . Относительно линии соединяющей центры атомов образующих связь различают: σ и π(рис. 9): σ-связь - образована перекрыванием АО по линии соединяющей центры взаимодействующих атомов; π-связь - это связь, возникающая в направлении оси перпендикулярной прямой, соединяющей ядра атома. Направленность связи обусловливает пространственную структуру молекул, т. е. их геометрическую форму.

Гибридизация - это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. Химическая связь, образуемая с участием электронов гибридных орбиталей, более прочная, чем связь с участием электронов негибридных s- и р-орбиталей, так как происходит большее перекрывание. Различают следующие виды гибридизации (рис. 10, табл. 31): sp-гибридизация - одна s-орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию (BeCl 2).

sp 2 -гибридизация - одна s-орбиталь и две p-орбитали превращаются в три одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 120°. Молекулы, в которых осуществляется sp 2 -гибридизация, имеют плоскую геометрию (BF 3 , AlCl 3).

sp 3 -гибридизация - одна s-орбиталь и три p-орбитали превращаются в четыре одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 109°28". Молекулы, в которых осуществляется sp 3 -гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH 4 , NH 3).

Рис. 10. Виды гибридизаций валентных орбиталей: а - sp -гибридизация валентных орбиталей; б - sp 2 - гибридизация валентных орбиталей; в - sp 3 -гибридиза-ция валентных орбиталей

Электронные формулы фиксируют занятые электронами уровни и подуровни и количество электронов на них. В электронных формулах используется обозначение уровней и подуровней, т.е. первым, цифровым символом обозначают уровень (номер), а вторым буквенным символом (s, p, d, f) обозначают подуровни. Число электронов на подуровне обозначают верхним первым индексом.

Например: 1Н 1S , для азота N 7 1S 2 2S 2 2p 3

Электронно-графические формулы изображают атом в виде совокупности орбиталей, которые называют квантовыми ячейками. Например, для азота 1S 2 2S 2 2p 3

S-подуровень

S= -1/2 S = +1/2

P-подуровень, l=1 m=-1,m=0,m=+1

Заполнение орбиталей – ячеек электронами осуществляется в соответствии с принципом Паули, минимизация энергии и правилами Хунда

При данном значении l электроны в атоме располагаются так, что суммарное спиновое число их максимально.

∑S = 1/2+ 1/2+1/2 =3/2

Если заполнили так, т.е. s = +1/2 s = - 1/2, спаренные электроны

∑s= 1/2 + (-1/2) + 1/2 =1/2

Химические свойства атомов определяются в основном строением наружных электронных уровней, которые называются валентными.

Заполненные энергетические подуровни, соответствующие электронным структурам атомов благородных газов, называют электронным остовом. Например: для натрия, имеющего электронную формулу 1S 2 2S 2 2p 6 благородного газа неона. Сокращенно электронную формулу благородного газа обозначают его химическим символом в квадратных скобках, например: 1S 2 2S 2 2p 6 =

Это позволяет упростить запись электронных формул, например для калия вместо 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 можно написать 4S 1 . Одновременно эта запись наглядно выделяет валентные электроны, определяющие химические свойства атомов элемента.

В электронно-графических (структурных) формулах в отличие от электронных изображают не только заполненные, но и вакантные орбитали валентных подуровней. Это позволяет предсказать изменение валентности элемента в результате перехода его атома в возбужденное состояние, что обозначают символом соответствующего элемента со звездочкой.

Например: 15P * 3S 2 3P 3 n=3 ↓ S ↓↓↓ P

В невозбужденном состоянии атом фосфора имеет три неспаренных электрона на p-подуровне. При переходе атома в возбужденное состояние электронная пара s-подуровня может разделиться, и один из электронов с S- подуровня может переходить на d-подуровень. Валентность фосфора при этом меняется с трех в основном состоянии до пяти в возбужденном состоянии.

Контрольные вопросы

1 Какие элементарные частицы входят в состав атома?

2 Что такое электрон, протон, нейтрон?

3 Объясните, почему у многих элементов при одном и том же заряде ядра атома могут быть разные массовые числа. Почему у ряда элементов, например у хлора, нецелочисленные атомные массы?

4 Дайте характеристику квантовым числам. Почему в атоме не могут быть два электрона с одинаковыми квантовыми числами? Принцип Паули.

5 Объясните физический смысл графических изображений

S и р-орбиталей: S p

6 Изобразите электронно-структурные формулы атомов углерода, азота и кислорода. Подсчитайте суммы спиновых квантовых чисел электронов в этих атомах. Как изменяются эти суммы при нарушении правила Хунда.

7 Напишите электронную и электронно-структурную формулу атома бора. Какую дополнительную информацию содержит электронно-структурная формула по сравнению с электронной.

8 Правило Клечковского. Какой энергетический уровень и подуровень заполняется вперед 4S или 3d, 5S или 4p, 4f или 6p?

9 Какое основное отличие р-орбиталей от d-орбиталей?

10 Какое число электронов может находиться в энергетических состояниях 2S, 3p, 3d, 5f?

11 Опишите форму орбитали, характеризующейся квантовыми числами: а) n=3, 1=0, m=0 ; б) n=3, 1=1, m=0+1-1; в) n=3, 1=2, m=0+1-1+2-2 Приведите символы орбиталей

12 Охарактеризуйте набором квантовых чисел каждую из следующих орбиталей: 1S, 2p, 3d.

13 Сформулируйте правила, которыми определяется число орбиталей и электронов данного электронного слоя. Например 1=0,1,2 n=1,2,3

14 Какова максимальная емкость электронных слоев К, М, L, N?

15 Зависит ли число орбиталей с данным значением 1 от номера энергетического уровня? Приведите буквенные обозначения орбиталей с указанными значениями 1.

Основная

1 Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1998, глава 2, стр 53-75

2 Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неоганическая химия. М.: Высшая школа, 1990, глава 10, стр 102 -112

Дополнительная

3 Глинка Н.Л. Общая химия.(Под ред. А.И.Ермакова, - 28-е изд., перераб. и доп. – М.; Интеграл-Пресс, 2000 – 728с.)

4 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. М.;1988.

5 Павлов Н.Н Теоретические основы общей химии. М.,Высшая химия 1978.

Условное изображение распределения электронов в электронном облаке по уровням, подуровням и орбиталям называется электронной формулой атома .

Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы

1. Принцип минимальной энергии : чем меньший запас энергии имеет система, тем более стойкой она является.

2. Правило Клечковского : распределение электронов по уровням и подуровням электронного облака происходит в порядке возростания значения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + 1). В случае равенства значений (n + 1) первым заполняется тот подуровень, который имеет меньшее значение 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 Номер уровня n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбитальное 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантовое число

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Ряд Клечковского

1* - смотри таблицу №2.

3. Правило Хунда : при заполнении орбиталей одного подуровня низшему уровню энергии отвечает размещение электронов с параллельными спинами.

Составление|сдает| электронных формул

Потенциальный ряд: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

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Ряд Клечковского

Порядок заполнения Електрони 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.

Электронная формула 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

Информативность электронных формул

1. Положение элемента в периодической|периодичной| системе.

2. Возможны степени| окисления элемента.

3. Химический характер элемента.

4. Состав|склад| и свойства соединений элемента.

Положение элемента в периодической |периодичной| системе Д.И.Менделеева:

а) номер периода , в котором находится элемент, отвечает числу уровней, на которых располагаются электроны;

б) номер группы , к которой принадлежит данный элемент, равняется сумме валентных электронов. Валентные электроны для атомов s- и р- элементов – это электроны внешнего уровня; для d – элементов - это электроны внешнего уровня и незаполненного подуровня предыдущего уровня.

в) электронное семейство определяется по символу подуровня, на который поступает последний электрон (s-, p-, d-, f-).

г) подгруппа определяется по принадлежности к электронному семейству: s - и р – элементы занимают главные подгруппы, а d – элементы - побочные, f – элементы занимают отдельные разделы в нижней части периодической системы (актиноиды и лантаноиды).

2. Возможные степени | окисления элементов.

Степень окисления – это заряд, который приобретает атом, если отдает или присоединяет электроны.

Атомы, которые отдают электроны, приобретают положительный заряд, который равняется числу отданных электронов (заряд электрона (-1)

Z Е 0 – ne  Z E + n

Атом, который отдал электроны превращается в катион (положительный заряженный ион). Процесс отрыва электрона от атома называется процессом ионизации. Энергия, необходимая на осуществление этого процесса называется энергией ионизации (Эион, еВ).

Первыми отделяются от атома электроны внешнего уровня, которые на орбитали не имеют пары, - розпарованные. При наличии свободных орбиталей в пределах одного уровня под действием внешней энергии электроны, которые образовывали на данном уровне пары, розпаровываються, а затем отделяются все вместе. Процесс розпаровывания, который происходит в результате поглощения одним из электронов пары порции энергии и переходом его на высший подуровень, называется процессом возбуждения.

Наибольшее количество электронов, которые может отдать атом, равняется числу валентных электронов и отвечает номеру группы, в которой расположен элемент. Заряд, который приобретает атом после потери всех валентных электронов, называется высшей степенью окисления атома.

Атомы элементов, которые имеют на внешнем уровне от 4 до 7 электронов, достигают энергетически стойкого состояния не только путем отдачи электронов, но и путем их присоединения. Вследствие этого образуется уровень (.ns 2 p 6) – стойкое инертногазовое состояние.

Атом, который присоединил электроны, приобретает отрицательную степень окисления – отрицательный заряд, который равняется числу принятых электронов.

Z Е 0 + ne  Z E - n

Число электронов, которые может присоединить атом, равняется числу (8 –N|), где N – это номер группы, в которой|какой| расположен элемент (или число валентных электронов).

Процесс присоединения электронов к атому сопровождается выделением энергии, которая называется сродством к электрону (Эсродства, еВ ).

Алгоритм составления электронной формулы элемента:

1. Определите число электронов в атоме используя Периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева .

2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы.

3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей :

Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s 2 , на втором - максимум 8 (два s и шесть р: 2s 2 2p 6 ), на третьем - максимум 18 (два s , шесть p , и десять d: 3s 2 3p 6 3d 10 ).

Главное квантовое число n должно быть минимально.
Первым заполняется s- подуровень, затем р-, d- b f- подуровни.
Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей (правило Клечковского).
В пределах подуровня электроны сначала по одному занимают свободные орбитали, и только после этого образуют пары (правило Хунда).
На одной орбитали не может быть больше двух электронов (принцип Паули).

Примеры.

1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под №7.

2. Составим электронную формулу аргона. В периодической таблице аргон находится под №18.

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

3. Составим электронную формулу хрома. В периодической таблице хром находится под №24.

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

Энергетическая диаграмма цинка.

4. Составим электронную формулу цинка. В периодической таблице цинк находится под №30.

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

Обратим внимание, что часть электронной формулы, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - это электронная формула аргона.

Электронную формулу цинка можно представить в виде.

Многие металлы распространены в природе не только в составе различных горных пород или минералов, но и в свободном - самородном виде. К таким, например, относятся золото, серебро и медь. Однако активные металлические элементы, такие как натрий, электронно-графическую формулу которого мы изучим, не встречаются как простое вещество. Причина заключается в их высокой реакционной способности, приводящей к быстрому окислению вещества кислородом воздуха. Именно поэтому в лаборатории металл сберегают под слоем керосина или технического масла. Химическую активность всех щелочных металлических элементов можно объяснить особенностями строения их атомов. Рассмотрим электронно-графическую формулу натрия и выясним, как ее характеристика отражается на физических свойствах и особенностях взаимодействия с другими веществами.

Атом натрия

Положение элемента в главной подгруппе первой группы периодической системы влияет на строение его электронейтральной частицы. Данная схема иллюстрирует расположение электронов вокруг ядра атома и определяет количество энергетических уровней в нем:

Число протонов, нейтронов, электронов в атоме натрия будет соответственно равно 11, 12, 11. Протонное число и количество электронов определяем по порядковому номеру элемента, а количество нейтральных ядерных частиц будет равным разности между нуклонным числом (атомной массой) и протонным числом (порядковым номером). Для записи распределения отрицательно заряженных частиц в атоме можно воспользоваться следующей электронной формулой: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Взаимосвязь между строением атома и свойствами вещества

Свойства натрия как щелочного металла можно объяснить тем, что он относится к s-элементам, его валентность равна 1, а степень окисления +1. Один неспаренный электрон на третьем, последнем, слое обуславливает его восстановительные характеристики. В реакциях с другими атомами натрий всегда отдает собственную отрицательную частицу более электроотрицательным элементам. Например, окисляясь кислородом воздуха, атомы Na становятся положительно заряженными частицами - катионами, входящими в состав молекулы основного оксида Na 2 O. Данная реакция имеет следующий вид:

4Na +O 2 = 2Na 2 O.

Физические свойства

Электронно-графическая формула натрия и его кристаллическая решетка определяют такие параметры элемента, как агрегатное состояние, температуры плавления и кипения, а также способность проводить тепло и электрический ток. Натрий - это легкий (плотность 0,97 г/см 3) и очень мягкий серебристый металл. Наличие в кристаллической решетке свободно движущихся электронов обуславливает высокую тепло- и электропроводность. В природе он встречается в составе таких минералов, как поваренная соль NaCl и сильвинит NaCl × KCl. Натрий является очень распространенным не только в неживой природе, например в составе залежей каменной соли или морской воды морей и океанов. Он, наряду с хлором, серой, кальцием, фосфором и другими элементами, входит в десятку важнейших органогенных химических элементов, образующих живые биологические системы.

Особенности химических свойств

На электронно-графической формуле натрия хорошо видно, что единственный s-электрон, вращающийся на последнем, третьем энергетическом слое атома Na, слабо связан с положительно заряженным ядром. Он легко покидает пределы атома, поэтому натрий в реакциях с кислородом, водой, водородом и азотом ведет себя как сильный восстановитель. Приведем примеры уравнений реакций, типичных для щелочных металлов:

2Na + Н 2 = 2NaH;

6Na + N 2 = 2Na 3 N;

2Na + 2Н 2 O = 2NaOH + H 2.

Реакция с водой заканчивается образованием химически агрессивных соединений - щелочей. Гидроксид натрия, еще называемый проявляет свойства активных оснований и в твердом состоянии нашел применение в качестве осушителя газов. Металлический натрий в промышленности получают электролизом расплава соли - хлорида натрия или соответствующего гидроксида, при этом на катоде образуется слой металлического натрия.

В нашей статье мы рассмотрели электронно-графическую формулу натрия, а также изучили его свойства и получение в промышленности.