ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Электронная формула (конфигурация) атома химического элемента показывает расположение электронов на электронных оболочках (уровнях и подуровнях) в атоме или молекуле.
Наиболее часто электронные формулы записывают для атомов в основном или возбужденном состоянии и для ионов.
Существует несколько правил, которые необходимо учитывать при составлении электронной формулы атома химического элемента. Это принцип Паули, правила Клечковского или правило Хунда.
Составление электронной и электронно-графической формулы
При составление электронной формулы следует учитывать, что номер периода химического элемента определяет число энергетических уровней (оболочек) в атоме, а его порядковый номер количество электронов.
Согласно правилу Клечковского , заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях этой суммы - в порядке возрастания n:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.
Так, значению n + l = 5 соответствуют энергетические подуровни 3d (n = 3, l=2), 4d (n=4, l=1) и 5s (n=5, l =0). Первым из этих подуровней заполняется тот, у которого ниже значение главного квантового числа.
Поведение электронов в атомах подчиняется принципу запрета, сформулированному швейцарским ученым В. Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа. Согласно принципу Паули , на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел (главное, орбитальное и магнитное), могут находиться только два электрона, отличающиеся значением спинового квантового числа. Из принципа Паули вытекает следствие : максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа.
Электронную формулу атома изображают следующим образом: каждому энергетическому уровню соответствует определенное главное квантовое число n, обозначаемое арабской цифрой; за каждой цифрой следует буква, соответствующая энергетическому подуровню и обозначающая орбитальное квантовое число. Верхний индекс у буквы показывает число электронов, находящихся в подуровне. Например, электронная формула атома натрия имеет следующий вид:
11 N 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .
При заполнение электронами энергетических подуровней также необходимо соблюдать правило Хунда : в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным, что наиболее наглядно отражается при составлении электронно-графических формул.
Электронно-графические формулы обычно изображают для валентных электронов. В такой формуле все электроны помечаются стрелочками, а ячейками (квадратиками) - орбитали. В одной ячейке не может находиться более двух электронов. Рассмотрим на примере ванадия. Сначала записываем электронную формулу и определяем валентные электроны:
74 W) 2) 8) 18) 32) 12) 2 ;
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4f 14 5s 2 5p 6 5d 4 6s 2 .
Внешний энергетический уровень атома вольфрама содержит 6 электронов, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Изобразите электронную и электронно-графическую формулу химического элемента алюминия. |
| Ответ | Алюминий имеет порядковый номер 13 и расположен в третьем периоде Периодической системы Д.И. Менделеева, следовательно, атом этого химического элемента состоит из положительно заряженного ядра, внутри которого находится 13 протонов, а вокруг ядра имеется три оболочки, по которым движутся 13 электронов.
Электронная формула алюминия выглядит следующим образом: 13 Al) 2) 8) 3 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . На внешнем энергетическом уровне алюминия находится три электрона, все электроны 3-го подуровня. Электронно-графическая формула имеет следующий вид: |
Квантовые числа
n – главное квантовое число, оно определяет энергию электронов и размер электронного облака, принимает целочисленные значения. Электроны с одинаковым n образуют энергетический уровень. (n = № периода в табл. Менделеева)
L – орбитальное квантовое число определяет форму орбитали и принимает значение от 0 до n-1
n = 1, L = 0 - S-орбиталь (шар)
n = 2, L = 0 ; 1 - S и Р – орбиталь (гантель)
n = 3, L = 0 ; 1 ; 2 - S,P и d – орбиталь (сложная лепестковая форма) (L=0 – S орбит., L=1 - P орбиталь, L=2 – d орбиталь)
n = 4, L = 0 ; 1 ; 2 ; 3 (F – орб. еще более сложная)
m – магнитное квантовое число, определяет пространственную ориентацию орбитали, принимает значение от –L до +L . L=0 m=0 1(одна) S-орбиталь L=1 m= -1;0;1 3 P-орбиталей L=2 m=-2,-1,0,1,2 5 d-орб. и т.д.
- спиновое квантовое число, характеризует движение электрона вокруг своей оси и имеет 2 ориентации: «право», «лево» = + или-
С помощью 4-х квантовых чисел можно описать состояние любого электрона в вакууме, для этого составляют электронные формулы атомов.
Правила составления электронных формул атомов элементов
1. Принцип наименьшей энергии: электроны располагаются на тех орбиталях в атоме, которые характеризуются наименьшей энергией. (Правило Клечковского) Наименьшей энергией обладает орбиталь с наименьшим квантовым числом (n +L ), если (n +L ) у орбиталей равны, наименьшую энергию имеет имеет та у которой меньше n.
2. Принцип Паули: в атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел, это значит, что на одной орбитали может поместиться только 2 электрона с антипараллельными спинами.
S подуровень – 1 орбиталь 2е
P подуровень – 3 орбитали 6е
d подуровень – 5 орбиталей 10е
f подуровень – 7 орбиталей 14е
3. Правило Хунда: сумарное спиновое число на подуровене должно быть максимальным, т.е при заполнении подуровня, сначала на каждую орбиталь садится по одному электрону и у всех одно направление спина (направление вращения), а когда подуровень заполнен, на каждую орбиталь подсаживается еще один электрон уже с противоположным спином.
4) Периодическая система (таблица Менделеева)
Свойства простых веществ, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра и электронной конфигурации атомов элемента. Периодическая система является графическим изображением периодического закона, она состоит из 7-ми периодов (3из них малые 1-й,2 и 3-й) и 8-ми групп.
Физический смысл периодического закона заключается в периодическом изменении свойств элементов в результате периодически возобновляющихся сходных электронных оболочек атомов при возрастании главного квантового числа n
(n = № периода)
В группах расположены элементы с периодически повторяющейся электронной структурой внешнего энергетического уровня и похожими свойствами.
Например: I-гр, А-подгр. :
Na 3s -они все щелочные металлы,
K 4s у них одинаковая структура внешнего
Rb 5s энергетич. уровня s
Cs 6s Металлическая активность возрастает
Fr 7s по ходу вниз
Каждый период (кроме 1-го) начинается двумя s-элементами, заканчивается шестью элементами, причем в малых периодах св-ва элементов изменяются резко.
По табл. вниз металлические св-ва возрастают, т.е легче отдаются электроны, по табл. в право мет. св-ва уменьшаются.
В IV периоде между s и p элементами появляются 10 d-элементов, а в VI и в VII периодах f- элементы.
Электронная структура атомов элементов и их положение в периодической системе тесно взаимосвязаны.
1) Порядковый № элемента =Z(заряду) его ядра и числу электронов в электронной структуре атома.
Например: Z=30(Zn), 30e; 1s,2s,2p,3s,3p,3d,4s (d-элемент)
2)Каждый период начинается с заполнения нового энергетического уровня, поэтому № пер. = главному квантовому числу внешнего энергетического уровня в электронной структуре атома. 4s (Zn)-IVпериод
3)№ гр. совпадает с числом валентных электронов у атомов.
5) Периодически изменяющиеся св-ва атомов элементов:
1. Радиусы атомов : атом не имеет четких границ из за волнового движ. электрона. Орбитальный радиус атома )≈ теоретически рассчитанному расстоянию от ядра атома до главного максимума плотности внешнего электронного облака. Чаще используют эффективные радиусы атомов ( (это межъядерные расстояния в молекулах).
· У металлических элементов , а у неметаллических (особенно у газов) они значительно отличаются.
В периодах (слева направо) r атомов уменьшаются из-за роста заряда их ядер, а в группах (сверху вниз) – растут из за роста числа электронных слоёв, но эта зависимость немонотонна из за особенностей строения атомов.
· Немонотонность изменений св-в элементов по периоду называется внутренней периодичностью, а в группе -вторичной периодичностью
2. Энергия ионизации и сродство к электрону:
Энергия ионизации - это энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального невозбуждённого атома.
- энергия невозбужд. атома < (при отрыве каждого последующего электрона нужно тратить все больше и больше энергии)
Энергия ионизации характеризует восстановительные св-ва атомов элементов: Чем меньше у атома , тем больше восстановительные св-ва элемента. зависит от атомного радиуса и заряда ядра элемента и от электронной конфигурации атомов элемента. Чем меньше радиус и больше заряд, тем выше значение .
В периоде (слева направо) значение I растёт, но немонотонно. У металлов I меньше чем у неметаллов.
В группах (сверху вниз) значение в целом уменьшается.
F-энергия сродства к электрону – это энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому. F может быть (+) или (-): СL+e→ (выделяется) Не+е= = -0.22 эв (поглащается)
F характеризует окислительные св-ва атомов элементов: чем выше F, тем выше окислительные св-ва. F зависит от r (радиуса атома), Z (заряда) и от электронной конфигурации атомов элемента. Мах F у р-элементов VIIA группы, Min F у инертных газов.
Электроотрицательность – способность атома элемента оттягивать на себя электроны при образовании хим. связи с атомами других элементов. ЭО = 1/2 (1+F)
В периодах (слева направо) ЭО в целом растет, в главных подгруппах (сверху вниз) уменьшается, но зависимость не монотонна.
Виды химической связи
Ковалентная связь – связь возникающая за счет образования общих электронных пар.
В двухатомных молекулах ( образуется неполярная ковалентная связь, т.к. общая электронная пара в одинаковой степени принадлежит обоим атомам. F + F → F F
Одинарная ковалентная связь - атомы связаны одной общей электронной парой, если двумя, то связь двойная , если тремя то тройная . N + N → N N (число неспареных электронов 8-N = 3, N-номер группы)
Полярная ковалентная связь – связь между атомами различных элементов неметаллов (HCL, , N )
Общие электронные пары в таких соединениях смещены к атомам с большей электроотрицательностью.
Ионная связь – связь возникающая между ионами, за счет электростатического притяжения.
Ионная связь возникает между атомами элементов, резко отличающимися по величине электроотрицательности. Например между типич. металлами и типич. неметаллами (Na CL, Na, F)
Кроме того ионная связь образуется между атомами металла и кислорода в солях кислотосодержащих кислот и в щелочах.
Металлическая связь – связь в металлах между атом-ионами по средством обобществленных электронов.
Атомы металлов на внешнем уровне содержат мало электронов. Эти электроны легко отбрасываются, а атомы превращаются в положительные ионы. Оторвавшиеся электроны перемещаются от одного иона к другому связывая их в единое целое.
7) Электрод – это металл или др. токопроводящий материал, погруженный в раствор его соли (электролита), а реакция протекающая на нём, называется электродной реакцией . Если металл привести в контакт с раствором соли, то ионы , гидратируясь, переходят с поверхности металла в раствор, и дегидратируясь, обратно, из раствора в металл (под действием сил кристаллической решётки). Когда скорости этих процессов становятся равными, образуется ДЭС (двойной электро-слой) и возникает электродный потенциал.
Электродный потенциал (𝞿) -это разность электростатических потенциалов между электролитом и электродом.
Значение электродного потенциала зависит от природы веществ – участников электродного процесса, от концентрации этих веществ, от t и определяется по уравнению Нернста.
Уравнение Нернста : = + ox, Red – концентрации окислительной и восстановительной форм
–число электронов, принимающих участие в процессе.
– cтандартный электродный потенциал (тбл. величина)
Уравнение Нернста для металлических электродов: +
для окислительно-восстановительных электродов:
для водородного электрода:
(условно принято) – это НВЭ (нормальный водородный электрод) принят в качестве эталона, для сравнения электродных потенциалов различных электрохимич. систем.
Условие протекания окислительно-восстановительной реакции:
8) Гальванический элемент – прибор, в котором за счет самопроизвольно идущей реакции окисления-восстановления получается электрический ток. Он представляет собой систему из 2-х электродов, соединенных жидкостным мостиком или полупроницаемой перегородкой. Если соединить электроды металлическим проводником, то электроны перетекут от одного электрода (восстановителя) к другому (окислителю) получится электрический ток. Хим. энергия превращается в электрическую. Окислитель - электрод с бОльшим значением потенциала (катод(+)), на катоде идут процессы восстановления.
Восстановитель – электрод с меньшим знач. потенциала (анод(-)), на аноде идут процессы окисления.
Аккумулятор – это обратимый химический источник тока, его можно перезаряжать и использовать многократно.
Например свинцовый аккумулятор (кислотный) - состоит из электродов (положительного и отрицательного)и электролита.
1-й электрод – свинец, 2-й элктрод –диоксид свинца, электролит 30% серной к-ты.
Принцип работы основан на электрохимических реакциях свинца и диоксида свинца, в водном растворе серной кислоты.
Общее уравнение работы аккумулятора :
9) Электролиз – окислительно-восстановтительный процесс, протекающий на электродах при прохождении тока через электролит.
В электролитеческую ванну, заполненную электролитом, опускают 2 электрода, и присоединяют к источнику тока. Источник тока перекачивает электроны от одного электрода к другому. Электрод с которого снимаются электроны приобретает + заряд (анод), который получает электроны (-) заряд (катод).
Прцессы, протекающие при электролизе определяются свойствами электролита, растворителя и материала электрода. (Если электролиз протекает в водном растворе, то на катоде им аноде могут восстанавливаться и окисляться молекулы Н2О.
Катод: 2Н2О + 2е = 2 ОН
Анод: А2Н2О – 4е = О2 + 4Н
Если возможно протекание нескольких реакций, то в первую очередь протекает та, которая требует минимальных затрат энегрии.
Инертным называется электрод, материал которого не окисляется в ходе электролиза.
На аноде может окисляться материал самого анода, например, елси анод из Ni, Cu,Cd, Pb и др. Такие аноды называюся растворимыми.
Метод с растворимым анодом используется для рафинирования металлов. Анод выполнен из черного металла.
10) Электрохимическая поляризация –явление отклонения потенциала элетродной реакции от равновесного. Перенапряжение – величина на которую идет отклонение ɳ (эта).
Возникновение поляризации связано с замедленностью отдельных стадий электрохимического процесса. Особенно велика поляризация при выделении газов О2, Н2. Поляризация электрода зависит от материала электрода, чем выше плотность тока i=I/S (I – ток, проходящий через электрод, S- площадь электрода). Поляризационная кривая – зависимость потенциала электрода от плотности тока.
– Величина поляризации.
11) Законы фарадея: 1-й закон: Масса в-ва, образуется при электролизе, пропорциональна кол-ву электричества, прошедшего через электролит. = K*Q где: Q- кол-во электричества, Q=I*t, где: I-cила тока, t-время.
K= где: Э- эквивалентная масса Э = где: М – моль (молярная масса вещества), n – число электронов, перемещаемых при окислении или восстановлении, F – число Фарадея = 26,8 А или 96500 К/моль.
2-й закон: При прохождении через разные электролиты одного и того же количества электричества массы веществ, выделившихся на одноименных электродах пропорциональны их эквивалентным массам.
Применение вэлектрохимических процессов: 1) Принцип г.Э используется в автономных источниках питания. Бывают первичные и вторичные. Первичные – необратимы, не могут вернуться в рабочее состояние посли расхода активного в-ва (батарейки питания). Вторичные – можно регенирировать, пропуская ток в обратном направлении (аккумуляторы).
Электролиз используется в промышленности: для получения щелочей и др. веществ., для получения многих металлов – AL, Mg, Na, Cd., для очистки (рафинирования) Ме, используются загрязнённые Ме, в качестве анода (Cu, Ni, Pb) , используется в гальванотехнике.
Гальваностегия – процесс нанесения на поверхность металлических изделий слоёв других металлов, это делают для защиты от коррозии и для красоты.
Гальванопластика – для получения отпечатков, копий изделий, например для типографических клише.
13) Физические св-ва металлов . Металлический блеск, высокая электропроводность, теплопроводность, ковкость, пластичность. Эти свойства обуславливаются наличием в металлах подвижных электронов и металлической связи.
Различие в природе металлов, их структуре приводит к различию некоторых физ свойств. Щелочные (Li, Na, K, Rb, Cs) при малой плотности упаковки и малом заряде мЯгки, а d- металлы (Cr) очень твердые. Большое различие есть в t плавления, от 28°C (Cs) до 3370°C (W).
12) Положение металлов в периодической системе.
Классификация металлов
не активные (Cu-Au, и т.д…)
Особенности кристаллов металлов : атомы металлов выстраиваются в кристаллические решетки
Виды кристаллических решеток : Объемно центрированная (кубическая), гранецентрированная (кубич.), плотнейшая гексагональная.
Особенности строения атомов: на внешнем энергетическом уровне малое кол-во электронов.
Методы получения металлов: 1. Металлотермия - восстановление руд, с помощью алюминия, магния, и др. металлов
2.Пирометалургия – востанивление руд с помощью угля, СО, при высоких t:
+ → 2 Fe + 3 (при температуре)
3.Электролиз : а) Сu (Сu – катод, CL – анод)
б) 2NaCL → 2Na + (2Na – катод,
4.Гидрометалургический метод – так же часто включает стадию получения металлов электрохимическим восстановлением.
2ZnS + 3 (при переработке сульфидных руд, сначала сульфиды
переводят в оксиды при высокой t.)
2Zn + 2 (2Zn – катод, )
Современные технологии направлены на получение металлов высокой чистоты (зонная плавка, плавка электронными лучами и т.д.)
14) Химические св-ва металлов . По хим. св-вам металлы являются восстановителями и реагируют с окислителями.
В период. системе большинство элементов – металлы. К металлам относятся все s,d,f-элементы (кроме и He) а так же р-элементы. К р-элементам относят элементы III A гр – AL, Ga, In, IV A гр – Ge, Sn, Pb, в V A гр Sb, Bi, и в VI A – Ро (полоний).
Классификация металлов : 1.По электронной структуре: s,p,d и f – металлы.
2. По восстановительной активности: активные (Li-AL)(по ряду напряжений), средние (AL-H),
не активные (Cu-Au, и т.д…)
Восстановительная активность свободных атомов металлов характеризуется энергией ионизации (). Чем меньше , тем выше восстановительная актив. металла. В гр. А, (для s и р-металлов) восстановительная актив. растет сверху вниз, а в гр. В (для d-металлов) –уменьшается.
В растворах восстановительная активность атомов металлов характеризуется значением электродного потенциала (). Чем отрицательнее, тем выше восст. актив.. Самые активные восстановители – щелочные металлы.
1) Металлы энергично реагируют с простыми веществами: , галогены(фтор, хлор, бром, йод), сера, водород.
С кислородом: Большинство металлов окисляются на воздухе, покрываясь оксидной плёнкой, если плёнка плотная, она предохраняет металл от коррозии. все щелочные металлы : Li,Na,К, и т.д. активно реагируют с кислородом, Rb, Cs – самовоспламеняются.
С хлором : энергично реагируют (Mg+ =Mg )
C серой : менее энергично (при нагревании) (Fe+S→FeS cульфид железа)
С водородом : реагируют только щелочные и щелочно-земельные металлы. (2Li+ =2LiH) (Ca+ )
2) Реакции с водой : Ме+ металлы реагируют с если их электродный потенциал ниже чем у водорода (ниже 0) реагируют вытесняя . Например: -2,714в, поэтому 2Na+
Если на поверхности металла находится оксидная пленка взаимодействие с водой протекает при нагревании.
3) Реакции с растворами солей : металлы реагируют с растворами солей, вытесняя из них менее активный металл:
() Cu = 0,337 в, () /Ni = - 0,25в
4)Реакции с щелочами : реакции протекают с выделением , электродный потенциал должен быть , металл должени иметь амфотерную природу своих оксидов и гидрооксдов (это AL,Zn,Cr,Be и др.)
5) Реакции с кислотами : взаимодействие металлов с кислотами зависит от активности металла, концентрации к-ты и t.
HCL-взаимодействует только с металлами у которых , с выделением водорода, хлорид металла должен быть растворим в воде.
(разбавленая серная к-та реагирует с металлами так же, как соляная: Zn+
Концентрированная серная кислота окисляет металлы за счет сульфат-иона () продукты восстановления зависят от активности металла. к Mg + (активные восстанавливают до , средние до , малоактивные до .
Серная к-та пассивирует металлы: Fe, Co, Ni, Cr, AL, Be. (с этими металлами реакция идет только при нагревании).
В реакцию с концентрированной серной кислотой вступает медь
Реакция с разбавленной азотной кислотой . Разбавл. азот. к-та более сильный окислитель чем серная, окисляет большинство металлов при комнатной t. Восстанавливается с активными металлами до , с металлами средней активности до или , с неактивным до –NO.
Концентрированная азотная к-та восстанавливается с большинством металлов до бурого газа –NO, и еще она пассивирует те же металлы при обычной t. (Fe,Ni,Co,Cr,AL,Be)
Неактивные d-металлы не окисляются азотной к-той, их можно окислить «царской водкой» + .
В реакциях металлов с азотной к-той любой концентрации и концентрированной серной к-той водород не выделяется.
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.
При графическом изображении формул веществ указывается последовательность расположения атомов в молекуле с помощью, так называемых валентных штрихов (термин «валентный штрих» предложил в 1858 г. А. Купер для обозначения химических сил сцепления атомов), иначе называемых валентной чертой (каждая валентная черта, или валентный штрих, эквивалентны одной паре электронов в ковалентных соединениях или одному электрону, участвующему в образовании ионной связи). Часто неправильно принимают графическое изображение формул за структурные формулы, приемлемые только для соединений с ковалентной связью и показывающие взаимное расположение атомов в молекуле.
Так, формула N а—С L не является структурной, так как N аСI — ионное соединение, в его кристаллической решетке отсутствуют молекулы (молекулы N аС L существуют только в газовой фазе). В узлах кристаллической решетки N аСI находятся ионы, причем каждый N а + окружен шестью хлорид-ионами. Это графическое изображение формулы вещества, показывающее, что ионы натрия не связаны между собой, а с хлорид-ионами. Не соединяются между собой и хлорид-ионы, они соединены с ионами натрия.Покажем это на примерах. Мысленно предварительно «разбиваем» лист бумаги на несколько столбцов и выполняем действия согласно алгоритмам по графическому изображению формул оксидов, оснований, кислот, солей в следующем порядке.
Графическое изображение формул оксидов (например, А l 2 O 3 )
III II
1. Определяем валентность атомов элементов в А l 2 O 3
2. Записываем химические знаки атомов металлов на первое место (первый столбец). Если атомов металлов больше одного, то записываем и в один столбец и обозначаем валентность (число связей между атомами) валентными штрихами
З. Второе место (столбец), тоже в один столбец, занимают химические знаки атомов кислорода, причем к каждому атому кислорода должно подходить по два валентных штриха, так как кислород двухвалентен
lll ll l
Графическое изображение формул оснований (например F е(ОН) 3)
1. Определяем валентность атомов элементов F е(ОН) 3
2. На первом месте (первый столбец) пишем химические знаки атомов металла, обозначаем их валентность F е
З. Второе место (столбец) занимают химические знаки атомов кислорода, которые присоединяются одной связью к атому металла, вторая связь пока «свободна»
4. Третье место (столбец) занимают химические знаки атомов водорода, присоединяющихся на«свободную» валентность атомов кислорода
Графическое изображение формул кислот (например, Н 2 SO 4 )
l Vl ll
1. Определяем валентность атомов элементов Н 2 SO 4 .
2. На первом месте (первый столбец) пишем химические знаки атомов водорода в один столбец с обозначением валентности
Н—
Н—
З. Второе место (столбец) занимают атомы кислорода, присоединяясь одной валентной связью к атому водорода, при этом вторая валентность каждого атома кислорода пока «свободна»
Н— О —
Н— О —
4. Третье место (столбец) занимают химические знаки атомов кислотообразователя с обозначением валентности
5. На «свободные» валентности атома кислотообразователя присоединяются атомы кислорода согласно правилу валентности
Графическое изображение формул солей
Средние соли (например, Fe 2 SO 4 ) 3) В средних солях все атомы водорода кислоты замещены на атомы металла, поэтому при графическом изображении их формул первое место (первый столбец) занимают химические знаки атомов металла с обозначением валентности, а далее — как в кислотах, то есть второе место (столбец) занимают химические знаки атомов кислорода, третье место (столбец) — химические знаки атомов кислотообразователя, их три и они присоединяются к шести атомам кислорода. На «свободные» валентности кислотообразователя присоединяются атомы кислорода согласно правилу валентности
Кислые соли ( например, Ва(Н 2 PO 4 ) 2) Кислые соли можно рассматривать как продукты частичного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла, поэтому при составлении графических формул кислых солей на первое место (первый столбец) записывают химические знаки атомов металла и водорода с обозначением валентности
Н—
Н—
Ва =
Н—
Н—
Второе место (столбец) занимают химические знаки атомов кислорода
Чтобы научиться составлять электронно-графические формулы, важно понять теорию строения атомного ядра. Ядро атома составляют протоны и нейтроны. Вокруг ядра атома на электронных орбиталях находятся электроны.
Вам понадобится
- - ручка;
- - бумага для записей;
- - периодическая система элементов (таблица Менделеева).
Инструкция
Электроны в атоме занимают свободные орбитали в последовательности, называемой шкалой энергии:1s / 2s, 2p / 3s, 3p / 4s, 3d, 4p / 5s, 4d, 5p / 6s, 4d, 5d, 6p / 7s, 5f, 6d, 7p. На одной орбитали могут располагаться два электрона с противоположными спинами – направлениями вращения.
Структуру электронных оболочек выражают с помощью графических электронных формул. Для записи формулы используйте матрицу. В одной ячейке могут располагаться один или два электрона с противоположными спинами. Электроны изображаются стрелками. Матрица наглядно показывает, что на s-орбитали могут располагаться два электрона, на p-орбитали – 6, на d – 10, на f -14.
Рассмотрите принцип составления электронно-графической формулы на примере марганца. Найдите марганец в таблице Менделеева. Его порядковый номер 25, значит в атоме 25 электронов, это элемент четвертого периода.
Запишите порядковый номер и символ элемента рядом с матрицей. В соответствии со шкалой энергии заполоните последовательно 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s уровни, вписав по два электрона в ячейку. Получится 2+2+6+2+6+2=20 электронов. Эти уровни заполнены полностью.
У вас осталось еще пять электронов и незаполненный 3d-уровень. Расположите электроны в ячейках d-подуровня, начиная слева. Электроны с одинаковыми спинами расположите в ячейках сначала по одному. Если все ячейки заполнены, начиная слева, добавьте по второму электрону с противоположным спином. У марганца пять d-электронов, расположенных по одному в каждой ячейке.
Электронно-графические формулы наглядно показывают количество неспаренных электронов, которые определяют валентность.
При создании теоретических и практических работ по математике, физике, химии студент или школьник сталкивается с необходимостью вставки специальных символов и сложных формул. Располагая приложением Word из офисного пакета Microsoft, можно набрать электронную формулу любой сложности.
Инструкция
Откройте новый документ в Microsoft Word. Присвойте ему название и сохраните в той же папке, где у вас лежит работа, чтобы в будущем не искать.
Перейдите на вкладку «Вставка». Справа найдите символ?, а рядом надпись «Формула». Нажмите на стрелочку. Появится окно, в котором вы можете выбрать встроенную формулу, например, формулу квадратного уравнения.
Нажмите на стрелку и на верхней панели появятся самые разные символы, которые вам могут понадобиться при написании конкретно этой формулы. Изменив ее так, как нужно вам, вы можете сохранить ее. С этого момента она будет выпадать в списке встроенных формул.
Если вам нужно перенести формулу в текст, который позже нужно разместить на сайте, то кликните на активном поле с ней правой кнопкой мыши и выберите не профессиональный, а линейный способ написания. В частности, формула все того же квадратного уравнения в данном случае примет вид:x=(-b±?(b^2-4ac))/2a.
Другой вариант написания электронной формулы в Word – через конструктор. Зажмите одновременно клавиши Alt и =. У вас сразу появится поле для написания формулы, а в верхней панели откроется конструктор. Здесь вы можете выбрать все знаки, которые могут понадобиться для записи уравнения и решения любой задачи.
Некоторые символы линейной записи могут быть непонятными читателю, незнакомому с компьютерной символикой. В этом случае самые сложные формулы или уравнения имеет смысл сохранить в графическом виде. Для этого откройте самый простой графический редактор Paint: «Пуск» - «Программы» - «Paint». Затем увеличьте масштаб документа с формулой так, чтобы она заняла весь экран. Это необходимо, чтобы сохраненное изображение имело наибольшее разрешение. Нажмите на клавиатуре PrtScr, перейдите в Paint и нажмите Ctrl+V.
Обрежьте все лишнее. В итоге у вас получится качественное изображение с нужной формулой.
Обратите внимание
Помните, что химия – наука исключений. У атомов побочных подгрупп Периодической системы встречается «проскок» электрона. Например, у хрома с порядковым номером 24 один из электронов с 4s-уровня переходит в ячейку d-уровня. Похожий эффект есть у молибдена, ниобия и др. Кроме того, есть понятие возбужденного состояния атома, когда спаренные электроны распариваются и переходят на соседние орбитали. Поэтому при составлении электронно-графических формул элементов пятого и последующих периодов побочной подгруппы сверяйтесь со справочником.
