Electrones
El concepto de átomo se originó en el mundo antiguo para denotar partículas de materia. Traducido del griego, átomo significa "indivisible".
El físico irlandés Stoney, sobre la base de experimentos, llegó a la conclusión de que la electricidad es transportada por las partículas más pequeñas que existen en los átomos de todos los elementos químicos. En 1891, Stoney sugirió llamar a estas partículas electrones, que en griego significa "ámbar". Unos años después de que el electrón obtuviera su nombre, el físico inglés Joseph Thomson y el físico francés Jean Perrin demostraron que los electrones tienen carga negativa. Esta es la carga negativa más pequeña, que en química se toma como una unidad (-1). Thomson incluso logró determinar la velocidad de movimiento de un electrón (la velocidad de un electrón en una órbita es inversamente proporcional al número de la órbita n. Los radios de las órbitas crecen en proporción al cuadrado del número de la órbita. En la primera órbita del átomo de hidrógeno (n = 1; Z = 1), la velocidad es ≈ 2,2 · 106 m / c, es decir, unas cien veces menor que la velocidad de la luz c = 3 × 108 m / s .) y la masa de un electrón (es casi 2000 veces menor que la masa de un átomo de hidrógeno).
El estado de los electrones en un átomo.
El estado de un electrón en un átomo se entiende como un conjunto de información sobre la energía de un electrón en particular y el espacio en el que se encuentra... Un electrón en un átomo no tiene trayectoria de movimiento, es decir, solo se puede hablar de la probabilidad de encontrarlo en el espacio alrededor del núcleo.
Puede ubicarse en cualquier parte de este espacio que rodea al núcleo, y la combinación de sus diversas posiciones se considera como una nube de electrones con cierta densidad de carga negativa. En sentido figurado, esto se puede imaginar de la siguiente manera: si, después de centésimas o millonésimas de segundo, fuera posible fotografiar la posición del electrón en el átomo, como en el acabado de la foto, entonces el electrón en tales fotografías se representaría como puntos . La superposición de innumerables fotografías de este tipo crearía una imagen de la nube de electrones con la densidad más alta donde se encuentran la mayoría de estos puntos.
El espacio alrededor del núcleo atómico, en el que es más probable que se encuentre el electrón, se llama orbital. Contiene aproximadamente 90% nube electrónica, y esto significa que aproximadamente el 90% del tiempo el electrón está en esta parte del espacio. Distinguir en forma 4 tipos de orbitales actualmente conocidos, que se denotan por el latín s, p, d y f... En la figura se muestra una representación gráfica de algunas formas de orbitales de electrones.
La característica más importante del movimiento de un electrón en un orbital determinado es la energía de su conexión con el núcleo... Los electrones con valores de energía cercanos forman una sola capa electrónica o nivel de energía. Los niveles de energía están numerados comenzando por el núcleo: 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7.
El número entero n, que denota el número del nivel de energía, se llama número cuántico principal. Caracteriza la energía de los electrones que ocupan un determinado nivel de energía. La energía más baja la poseen los electrones del primer nivel de energía, que está más cerca del núcleo. En comparación con los electrones del primer nivel, los electrones de los niveles posteriores se caracterizarán por una gran cantidad de energía. En consecuencia, los electrones del nivel externo son los que están menos unidos al núcleo del átomo.
La mayor cantidad de electrones a nivel de energía está determinada por la fórmula:
N = 2n 2,
donde N es el número máximo de electrones; n es el número de nivel o el número cuántico principal. En consecuencia, en el primer nivel de energía más cercano al núcleo no puede haber más de dos electrones; en el segundo, no más de 8; en el tercero, no más de 18; en el cuarto, no más de 32.
A partir del segundo nivel de energía (n = 2), cada uno de los niveles se subdivide en subniveles (subcapas), difiriendo ligeramente entre sí en la energía de enlace con el núcleo. El número de subniveles es igual al valor del número cuántico principal: el primer nivel de energía tiene un subnivel; el segundo - dos; el tercero es tres; cuarto - cuatro subniveles. Los subniveles, a su vez, están formados por orbitales. A cada valorn corresponde al número de orbitales igual an.
Los subniveles generalmente se denotan con letras latinas, así como la forma de los orbitales que los componen: s, p, d, f.
Protones y neutrones
El átomo de cualquier elemento químico es comparable al diminuto sistema solar. Por lo tanto, tal modelo del átomo, propuesto por E. Rutherford, se llama planetario.
El núcleo atómico, en el que se concentra toda la masa de un átomo, consta de dos tipos de partículas: protones y neutrones.
Los protones tienen una carga igual a la carga de los electrones, pero de signo opuesto (+1), y una masa igual a la masa de un átomo de hidrógeno (se toma como una unidad en química). Los neutrones no tienen carga, son neutros y tienen una masa igual a la de un protón.
Los protones y neutrones se denominan colectivamente nucleones (del latín núcleo - núcleo). La suma de la cantidad de protones y neutrones en un átomo se llama número de masa... Por ejemplo, el número de masa de un átomo de aluminio:
13 + 14 = 27
número de protones 13, número de neutrones 14, número de masa 27
Dado que la masa del electrón, que es despreciable, puede despreciarse, es obvio que toda la masa del átomo está concentrada en el núcleo. Los electrones representan e -.
Dado que el átomo eléctricamente neutral, también es obvio que el número de protones y electrones en un átomo es el mismo. Es igual al número ordinal de un elemento químico que se le asigna en la tabla periódica. La masa de un átomo está formada por la masa de protones y neutrones. Conociendo el número ordinal del elemento (Z), es decir, el número de protones, y el número de masa (A) igual a la suma de los números de protones y neutrones, podemos encontrar el número de neutrones (N) mediante la fórmula:
N = A - Z
Por ejemplo, la cantidad de neutrones en un átomo de hierro es:
56 — 26 = 30
Isótopos
Variedad de átomos del mismo elemento, que tienen la misma carga nuclear, pero diferentes números de masa, se denominan isótopos... Los elementos químicos de origen natural son una mezcla de isótopos. Entonces, el carbono tiene tres isótopos con masas 12, 13, 14; oxígeno: tres isótopos con masas de 16, 17, 18, etc. Normalmente, en la tabla periódica, la masa atómica relativa de un elemento químico es el valor medio de las masas atómicas de la mezcla natural de isótopos de un elemento dado, tomando en cuenta su relativa abundancia en la naturaleza. Las propiedades químicas de los isótopos de la mayoría de los elementos químicos son exactamente las mismas. Sin embargo, los isótopos de hidrógeno difieren mucho en sus propiedades debido a un fuerte aumento múltiple de su masa atómica relativa; incluso se les han dado nombres individuales y marcas químicas.
Elementos del primer período
Diagrama de la estructura electrónica del átomo de hidrógeno:
Los diagramas de la estructura electrónica de los átomos muestran la distribución de electrones sobre las capas de electrones (niveles de energía).
Fórmula electrónica gráfica del átomo de hidrógeno (muestra la distribución de electrones por niveles y subniveles de energía):
Las fórmulas electrónicas gráficas de átomos muestran la distribución de electrones no solo en niveles y subniveles, sino también en orbitales.
En un átomo de helio, la primera capa de electrones está completa: contiene 2 electrones. El hidrógeno y el helio son elementos s; el orbital s de estos átomos está lleno de electrones.
Todos los elementos del segundo período la primera capa de electrones está llena, y los electrones llenan los orbitales s y p de la segunda capa de electrones de acuerdo con el principio de mínima energía (primero sy luego p) y las reglas de Pauli y Hund.
En el átomo de neón, la segunda capa de electrones está completa: contiene 8 electrones.
Para los átomos de los elementos del tercer período, se completan la primera y segunda capas de electrones, por lo tanto, se llena la tercera capa de electrones, en la que los electrones pueden ocupar los subniveles 3s, 3p y 3d.
En el átomo de magnesio, se está completando el orbital de electrones 3s. Na y Mg son elementos s.
En el aluminio y los elementos subsiguientes, el subnivel 3p está lleno de electrones.
Para los elementos del tercer período, los orbitales 3d permanecen vacíos.
Todos los elementos de Al a Ar son elementos p. Los elementos s y p forman los principales subgrupos de la tabla periódica.
Elementos del cuarto - séptimo período
En los átomos de potasio y calcio, aparece una cuarta capa de electrones, el subnivel 4s está lleno, ya que tiene una energía más baja que el subnivel 3d.
K, Ca - s-elementos incluidos en los principales subgrupos. En los átomos de Sc a Zn, el subnivel 3d está lleno de electrones. Estos son elementos 3d. Pertenecen a subgrupos laterales, su capa electrónica preexterna está llena y se denominan elementos de transición.
Preste atención a la estructura de las capas de electrones de los átomos de cromo y cobre. En ellos hay una "caída" de un electrón del subnivel 4s al 3d, que se explica por la mayor estabilidad energética de las configuraciones electrónicas resultantes 3d 5 y 3d 10:
En el átomo de zinc, la tercera capa de electrones está completa: todos los subniveles 3s, 3p y 3d están llenos, con un total de 18 electrones en ellos. En los elementos que siguen al zinc, la cuarta capa de electrones, el subnivel 4p, continúa llenándose.
Los elementos de Ga a Kr son elementos p.
En el átomo de criptón, la capa exterior (cuarta) está completa, tiene 8 electrones. Pero puede haber 32 electrones en total en la cuarta capa de electrones; Para el átomo de criptón, los subniveles 4d y 4f permanecen vacíos, mientras que los elementos del quinto período se completan con los niveles en el siguiente orden: 5s - 4d - 5p. Y también hay excepciones relacionadas con " falla»Electrones, para 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
En el sexto y séptimo períodos aparecen elementos f, es decir, elementos en los que se llenan los subniveles 4f y 5f del tercero fuera de la capa de electrones, respectivamente.
Los elementos 4f se denominan lantánidos.
Los elementos 5f se denominan actínidos.
El orden de llenado de los subniveles electrónicos en los átomos de los elementos del sexto período: 55 Cs y 56 Ba - 6s elementos; 57 La… 6s 2 5d x - elemento 5d; 58 Ce - 71 Lu - elementos 4f; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementos; 81 Т1 - 86 Rn - 6d elementos. Pero incluso aquí hay elementos en los que se "viola" el orden de llenado de los orbitales de los electrones, lo que, por ejemplo, está asociado con una mayor estabilidad energética de subniveles f mitad y completamente llenos, es decir, nf 7 y nf 14. Dependiendo del subnivel del átomo que esté lleno de electrones en último lugar, todos los elementos se dividen en cuatro familias electrónicas o bloques:
- elementos-s... El subnivel s del nivel externo del átomo está lleno de electrones; Los elementos s incluyen hidrógeno, helio y elementos de los principales subgrupos de los grupos I y II.
- elementos p... El subnivel p del nivel externo del átomo está lleno de electrones; Los elementos p incluyen elementos de los principales subgrupos de los grupos III-VIII.
- elementos d... El subnivel d del nivel preexterno del átomo está lleno de electrones; Los elementos d incluyen elementos de subgrupos secundarios de los grupos I-VIII, es decir, elementos de décadas insertadas de grandes períodos ubicados entre los elementos s y p. También se denominan elementos de transición.
- elementos f... El subnivel f del tercer nivel exterior del átomo está lleno de electrones; estos incluyen lantánidos y antinoides.
En 1925, el físico suizo W. Pauli estableció que en un átomo en un orbital no puede haber más de dos electrones que tengan espines opuestos (antiparalelos) (traducidos del inglés - "spindle"), es decir, que posean propiedades tales que convencionalmente, usted Puedo imaginar cómo es la rotación de un electrón alrededor de su eje imaginario: en sentido horario o antihorario.
Este principio se llama Principio de Pauli... Si hay un electrón en el orbital, entonces se llama no apareado, si hay dos, entonces estos son electrones apareados, es decir, electrones con espines opuestos. La figura muestra un diagrama de la división de los niveles de energía en subniveles y la secuencia de su llenado.
Muy a menudo, la estructura de las capas de electrones de los átomos se representa utilizando energía o células cuánticas; se escriben las denominadas fórmulas electrónicas gráficas. Para esta notación, se utiliza la siguiente notación: cada celda cuántica es designada por una celda que corresponde a un orbital; cada electrón está indicado por una flecha que corresponde a la dirección del giro. Al escribir una fórmula electrónica gráfica, se deben recordar dos reglas: El principio de Pauli y la regla de F. Hund, según el cual los electrones ocupan celdas libres primero una a la vez y al mismo tiempo tienen el mismo valor de espín, y solo luego se emparejan, pero los espines, en este caso, según el principio de Pauli, ya estarán dirigidos de manera opuesta.
La regla de Hund y el principio de Pauli
Regla de cien- la regla de la química cuántica, que determina el orden de llenado de los orbitales de una determinada subcapa y se formula de la siguiente manera: el valor total del número cuántico de espín de electrones de una subcapa determinada debe ser máximo. Formulado por Friedrich Hund en 1925.
Esto significa que en cada uno de los orbitales de la subcapa, el primer electrón se llena, y solo después de que el orbital vacío se ha agotado, se agrega un segundo electrón a este orbital. En este caso, en un orbital hay dos electrones con espines medio enteros del signo opuesto, que se emparejan (forman una nube de dos electrones) y, como resultado, el espín total del orbital se vuelve igual a cero.
Otra formulacion: Más bajo en energía se encuentra el término atómico para el que se satisfacen dos condiciones.
- La multiplicidad es máxima
- Cuando las multiplicidades coinciden, el momento angular orbital total L es máximo.
Analicemos esta regla usando el ejemplo de llenar los orbitales del subnivel p pag-elementos del segundo período (es decir, de boro a neón (en el diagrama a continuación, las líneas horizontales indican orbitales, flechas verticales - electrones y la dirección de la flecha indica la orientación del espín).
Regla de Klechkovsky
Regla de Klechkovsky - a medida que aumenta el número total de electrones en los átomos (con un aumento en las cargas de sus núcleos, o el número ordinal de elementos químicos), los orbitales atómicos se pueblan de tal manera que la aparición de electrones en un orbital de mayor energía depende sólo en el número cuántico principal ny no depende de todos los demás números cuánticos, incluido el de l. Físicamente, esto significa que en un átomo similar al hidrógeno (en ausencia de repulsión electrón-electrón) la energía orbital de un electrón está determinada solo por la distancia espacial de la densidad de carga del electrón desde el núcleo y no depende de las características de su movimiento en el campo del núcleo.
La regla empírica de Klechkovsky y el consiguiente esquema de prioridades contradicen algo la secuencia de energía real de los orbitales atómicos solo en dos casos del mismo tipo: los átomos de Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au tiene una "inmersión" de electrones con s -subnivel de la capa exterior al subnivel d de la capa anterior, lo que conduce a un estado energéticamente más estable del átomo, a saber: después de llenar con dos electrones el orbital 6 s
1. Números cuánticos (principal, secundario, magnético, de espín).
2. Regularidades del llenado de la capa de electrones de un átomo:
Principio de Pauli;
Principio de mínima energía;
La regla de Klechkovsky;
Regla de Gund.
3. Definiciones de conceptos: capa de electrones, nube de electrones, nivel de energía, subnivel de energía, capa electrónica.
Un átomo consta de un núcleo y una capa de electrones. Capa de electrones de un átomo Es la colección de todos los electrones en un átomo dado. Las propiedades químicas de una sustancia química determinada dependen directamente de la estructura de la capa de electrones de un átomo. elemento. Según la teoría cuántica, cada electrón de un átomo ocupa un orbital específico y forma nube electronica , que es un conjunto de diferentes posiciones de un electrón que se mueve rápidamente.
Para caracterizar orbitales y electrones use números cuánticos .
El número cuántico principal es n. Caracteriza la energía y el tamaño de la nube orbital y de electrones; toma los valores de números enteros del 1 al infinito (n = 1,2,3,4,5,6 ...). Los orbitales que tienen el mismo valor de n están cerca unos de otros en energía y tamaño y forman un nivel de energía.
Nivel de energía Es un conjunto de orbitales que tienen el mismo número cuántico principal. Los niveles de energía se designan con números o con letras mayúsculas del alfabeto latino (1-K, 2-L, 3-M, 4-N, 5-O, 6-P, 7-Q). Con un aumento en el número de serie, la energía y el tamaño de los orbitales aumentan.
Capa electrónica Es una colección de electrones al mismo nivel de energía.
En el mismo nivel de energía, puede haber nubes electrónicas con diferentes formas geométricas.
El número cuántico lateral (orbital) es l. Caracteriza la forma de los orbitales y las nubes; toma valores enteros de 0 a n-l.
| NIVEL | NÚMERO CUÁNTICO PRIMARIO - n | VALOR CUÁNTICO INCIDENTAL - l |
| K | 0 (s) | |
| L | 0,1 (s, p) | |
| METRO | 0,1,2 (s, p, d) | |
| norte | 0,1,2,3 (s, p, d, f) |
Los orbitales para los cuales l = 0 tienen la forma de una bola (esfera) y se llaman orbitales s... Están presentes en todos los niveles de energía, y en el nivel K solo hay un orbital s. Dibuja la forma del orbital s:
Los orbitales para los cuales l = 1 tienen la forma de un ocho alargado y se llaman R-orbitales... Están disponibles en todos los niveles de energía, excepto el primero (K). Dibuja la forma l -orbitales:
Orbitales para los que l = 2 se llaman d-orbitales... Su llenado de electrones comienza desde el tercer nivel de energía.
Relleno orbitales f, para el cual l = 3, comienza desde el cuarto nivel de energía.
La energía de los orbitales ubicados en el mismo nivel de energía, pero con diferentes formas, no es la misma: E s Subnivel de energía
Es un conjunto de orbitales que están al mismo nivel de energía y tienen la misma forma. Los orbitales de un subnivel tienen los mismos valores de los números cuánticos principales y secundarios, pero difieren en la dirección (orientación) en el espacio. Número cuántico magnético - m l.
Caracteriza la orientación de los orbitales (nubes de electrones) en el espacio y toma valores enteros desde –1 hasta 0 hasta + l. El número de valores m l determina el número de orbitales en el subnivel, por ejemplo: subnivel s: l = 0, m l = 0, - 1 orbital. subnivel p: l = 1, m l = -1, 0, +1, -3 orbitales subnivel d: l = 2, m l = -2, -1, 0, +1, +2, - 5 orbitales. Por lo tanto, el número de orbitales en el subnivel se puede calcular como 2l + 1... El número total de orbitales en un nivel de energía = n 2... El número total de electrones en un nivel de energía = 2n 2. Gráficamente, cualquier orbital se representa como una celda ( celda cuántica
). Dibuje las celdas cuánticas para diferentes subniveles y firme para cada una de ellas el valor del número cuántico magnético: Entonces, cada orbital y electrón en este orbital se caracteriza por tres números cuánticos: principal, secundario y magnético. Un electrón se caracteriza por otro número cuántico: girar
. Spin número cuántico, spin
(del inglés girar - girar, rotar) - m s. Caracteriza la rotación de un electrón alrededor de su eje y toma solo dos valores: +1/2 y –1/2. Un electrón con espín +1/2 se representa convencionalmente de la siguiente manera :; con giro –1/2: ¯. El llenado de la capa de electrones de un átomo obedece a las siguientes leyes: Principio de Pauli
: un átomo no puede tener dos electrones con el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos. Haga conjuntos de números cuánticos para todos los electrones del átomo de oxígeno y asegúrese de que el principio de Pauli sea cierto: Principio de mínima energía
: El estado fundamental (estable) de un átomo se caracteriza por una energía mínima. Por lo tanto, los electrones llenan los orbitales en orden de energía creciente. Regla de Klechkovsky
: Los electrones llenan los subniveles de energía en el orden de aumentar su energía, que está determinada por el valor de la suma de los números cuánticos principales y secundarios (n + l): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d. Reglas de Gund
: En un subnivel, los electrones se ubican de modo que el valor absoluto de la suma de los números cuánticos de espín (espín total) sea máximo. Esto corresponde al estado estable del átomo. Cree fórmulas gráficas electrónicas para magnesio, hierro y telurio: Excepciones
son átomos de cromo y cobre, en los que hay un deslizamiento (transición) de un electrón del subnivel 4s al subnivel 3d, lo que se explica por la alta estabilidad de las configuraciones electrónicas resultantes 3d 5 y 3d 10. Elaborar fórmulas gráficas electrónicas de átomos de cromo y cobre: Para caracterizar la estructura electrónica del átomo, puede utilizar diagramas de estructura electrónica, fórmulas electrónicas y electrónico-gráficas. Usando los esquemas y fórmulas anteriores, muestre la estructura del átomo de azufre: PRUEBA DEL TEMA "ESTRUCTURA DE LA CARCASA ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO" 1. Un elemento cuyo átomo no excitado no contiene electrones desapareados es 2. La configuración electrónica del ion Cl + en el estado electrónico del suelo (este ion se forma bajo la acción de la radiación ultravioleta sobre cloro altamente calentado) tiene la forma: 4. La fórmula del óxido superior de cierto elemento es EO 3. ¿Qué configuración de electrones de valencia puede tener este elemento en el estado fundamental? 6. El número de electrones desapareados en un átomo de cromo en un estado no excitado es igual a: 8. El número de electrones d en un átomo de azufre en el estado de máxima excitación es igual a: 10. Los iones O -2 y K + tienen las siguientes fórmulas electrónicas, respectivamente: CLAVE PARA PRUEBA PROBLEMAS PARA DETERMINAR LA FÓRMULA DE SUSTANCIA MEDIANTE PRODUCTOS DE COMBUSTIÓN 1. Con la combustión completa de 0,88 g de la sustancia, se formaron 0,51 g de dióxido de carbono y 1,49 g de dióxido de azufre. Determina la fórmula más simple de una sustancia. (CS 2) 2. Establecer la verdadera fórmula de la materia orgánica si se sabe que al quemar 4,6 g de la misma se obtienen 8,8 g de dióxido de carbono y 5,4 g de agua. La densidad del vapor de hidrógeno de esta sustancia es 23. (C 2 H 6 O) 3. Con la combustión completa de 12,3 g de materia orgánica, se formaron 26,4 g de dióxido de carbono, 4,5 g de agua y se liberaron 1,4 g de nitrógeno. Determine la fórmula molecular de una sustancia si su masa molar es 3.844 veces la masa molar del oxígeno. (C 6 H 5 NO 2) 4. Cuando se queman 20 ml de gas combustible, se consumen 50 ml de oxígeno y se obtienen 40 ml de dióxido de carbono y 20 ml de vapor de agua. Determina la fórmula del gas. (C 2 H 2) 5. Durante la combustión de 5,4 g de una sustancia desconocida en oxígeno, se formaron 2,8 g de nitrógeno, 8,8 g de dióxido de carbono y 1,8 g de agua. Establecer la fórmula de una sustancia si se sabe que es más liviana que el aire. (HCN) 6. Durante la combustión de 3,4 g de una sustancia desconocida en oxígeno, se formaron 2,8 g de nitrógeno y 5,4 g de agua. Establecer la fórmula de una sustancia si se sabe que es más liviana que el aire. (NH 3) 7. Cuando se quemaron 1,7 g de una sustancia desconocida en oxígeno, se formaron 3,2 g de dióxido de azufre y 0,9 g de agua. Establecer la fórmula de una sustancia si se sabe que es más ligera que el argón. (H 2 S) 8. Una muestra de una sustancia que pesa 2,96 g en reacción con un exceso de bario a temperatura ambiente da 489 ml de hidrógeno (T = 298 ° K, presión normal). Cuando se quemaron 55,5 mg de la misma sustancia, se obtuvieron 99 mg de dióxido de carbono y 40,5 mg de agua. Con la evaporación completa de una muestra de esta sustancia que pesa 1,85 g, su vapor ocupa un volumen de 0,97 litros a 473 ° K y 101,3 kPa. Determina la sustancia, da las fórmulas estructurales de sus dos isómeros que cumplen las condiciones del problema. (C 3 H 6 O 2) 9. Durante la combustión de 2,3 g de la sustancia, se formaron 4,4 g de dióxido de carbono y 2,7 g de agua. La densidad de vapor de esta sustancia en el aire es 1,59. Determina la fórmula molecular de la sustancia. (C 2 H 6 O) 10. Determine la fórmula molecular de una sustancia si se sabe que 1,3 g de ella al quemarse forman 2,24 litros de dióxido de carbono y 0,9 g de vapor de agua. La masa de 1 ml de esta sustancia en condiciones normales. igual a 0,00116 g (C 2 H 2) 11. Cuando se quemó un mol de una sustancia simple, se formaron 1.344 m 3 (NU) de gas, que es 11 veces más pesado que el helio. Establecer la fórmula de la sustancia quemada. (C 60) 12. Cuando se quemaron 112 ml de gas, se obtuvieron 448 ml de dióxido de carbono (NU) y 0,45 g de agua. La densidad del gas en términos de hidrógeno es 29. Encuentre la fórmula molecular del gas. (C 4 H 10) 13. Tras la combustión completa de 3,1 g de materia orgánica, se formaron 8,8 g de dióxido de carbono, 2,1 g de agua y 0,47 g de nitrógeno. Encuentre la fórmula molecular de una sustancia si la masa de 1 litro de su vapor en condiciones normales. es 4.15 g (C 6 H 7 N) 14. Durante la combustión de 1,44 g de materia orgánica se formaron 1,792 litros de dióxido de carbono y 1,44 g de agua. Establezca la fórmula de una sustancia si su densidad relativa en el aire es 2.483. (C 4 H 8 O) 15. Con la oxidación completa de 1,51 g de guanina, se forman 1,12 litros de dióxido de carbono, 0,45 g de agua y 0,56 litros de nitrógeno. Deriva la fórmula molecular de la guanina. (C 5 H 5 N 5 O) 16. Con la oxidación completa de materia orgánica que pesa 0,81 g, se forman 0,336 l de dióxido de carbono, 0,53 g de carbonato de sodio y 0,18 g de agua. Establece la fórmula molecular de la sustancia. (C 4 H 4 O 4 Na 2) 17. Durante la oxidación completa de 2.8 g de materia orgánica, se formaron 4.48 litros de dióxido de carbono y 3.6 g de agua. La densidad relativa de materia en el aire es 1.931. Establecer la fórmula molecular de una sustancia determinada. ¿Qué volumen de solución de hidróxido de sodio al 20% (densidad 1.219 g / ml) se requiere para absorber el dióxido de carbono liberado durante la combustión? ¿Cuál es la fracción másica de carbonato de sodio en la solución resultante? (C 4 H 8; 65,6 ml; 23,9%) 18. Con la oxidación completa de 2,24 g de materia orgánica se forman 1,792 litros de dióxido de carbono, 0,72 g de agua y 0,448 litros de nitrógeno. Derivar la fórmula molecular de una sustancia. (C 4 H 4 N 2 O 2) 19. Con la oxidación completa de materia orgánica que pesa 2,48 g, se forman 2,016 litros de dióxido de carbono, 1,06 g de carbonato de sodio y 1,62 g de agua. Establecer la fórmula molecular de la sustancia. (C 5 H 9 O 2 Na) El propósito de la lección: Formar las ideas de los estudiantes sobre la estructura de la capa de electrones de un átomo usando el ejemplo de elementos químicos 1-3 períodos del sistema periódico. Consolidar los conceptos de "ley periódica" y "sistema periódico". Objetivos de la lección: Aprender a componer las fórmulas electrónicas de los átomos, determinar los elementos por sus fórmulas electrónicas, determinar la composición del átomo. Equipo: Tabla periódica de elementos químicos D.I. Mendeleev, pizarra, proyector multimedia, computadora personal, maquetación y presentación "Recopilación de fórmulas electrónicas para la estructura de átomos". Tipo de lección: combinada Métodos: verbal, visual. Durante las clases I. Momento organizacional. Saludos. Marca ausente. Activación de la clase para la asimilación de un nuevo tema. El profesor pronuncia y escribe el tema de la lección en la pizarra “La estructura de las capas de electrones del átomo”. II. Explicación del nuevo material Maestro: A principios del siglo XX, modelo planetario de la estructura del átomo, propuesto por Rutherford, según el cual los electrones se mueven alrededor de un núcleo muy pequeño con carga positiva, como los planetas alrededor del Sol. ( Presentación.
Diapositiva 1. Modelo de Rutherford). En consecuencia, existen trayectorias en el átomo a lo largo de las cuales se mueve el electrón. Sin embargo, estudios posteriores mostraron que no hay trayectorias de electrones en el átomo. El movimiento sin trayectoria significa que no sabemos cómo se mueve un electrón en un átomo, pero podemos ubicar el área donde el electrón se encuentra con mayor frecuencia. Esto ya no es una órbita, sino una órbita. .
Moviéndose alrededor del átomo, los electrones se forman en el agregado carcasa electrónica. Averigüemos cómo se mueven los electrones alrededor del núcleo. ¿Desordenado o en un orden específico? Investigar Niels Bohr- el fundador de la física atómica moderna, así como varios otros científicos, hicieron posible concluir que los electrones en los átomos están dispuestos en ciertas capas: capas y en un cierto orden. La estructura de las capas de electrones de los átomos tiene un papel importante en la química, ya que son los electrones los que determinan las propiedades químicas de las sustancias. La característica más importante del movimiento de un electrón en un orbital determinado es la energía de su enlace con el núcleo. Los electrones del átomo difieren en cierta energía y, como muestran los experimentos, algunos son atraídos hacia el núcleo con más fuerza, mientras que otros son más débiles. Esto se explica por la lejanía de los electrones del núcleo. Cuanto más cerca están los electrones del núcleo, mayor es su conexión con el núcleo, pero se almacena menos energía. A medida que aumenta la distancia desde el núcleo del átomo, la fuerza de atracción del electrón hacia el núcleo disminuye y la reserva de energía aumenta. Así es como capas electrónicas en la capa de electrones de un átomo. Los electrones con energías cercanas forman una sola capa de electrones, o enérgico nivel... La energía de los electrones en un átomo y el nivel de energía están determinados por el número cuántico principal norte y toma los valores enteros 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7. Cuanto mayor sea el valor de n, mayor será la energía del electrón en el átomo. El número máximo de electrones que puede estar en uno u otro nivel de energía está determinado por la fórmula: Dónde norte- el número máximo de electrones en el nivel; n es el número del nivel de energía. Se ha establecido que no hay más de dos electrones en la primera capa, no más de ocho en la segunda, no más de 18 en la tercera y no más de 32 en la cuarta. No consideraremos el llenado de más conchas distantes. Se sabe que a nivel de energía externa no puede haber más de ocho electrones, se llama terminado... Las capas electrónicas que no contienen el número máximo de electrones se denominan inconcluso. El número de electrones en el nivel de energía exterior de la capa de electrones de un átomo es igual al número de grupo de los elementos químicos de los subgrupos principales. Como se mencionó anteriormente, el electrón no se mueve en una órbita, sino en un orbital y no tiene trayectoria. El espacio alrededor del núcleo donde es más probable que se encuentre. electrón se llama el orbital de este electrón, o la nube de electrones. Los orbitales, o subniveles, como también se les llama, pueden tener diferentes formas y su número corresponde al número de nivel, pero no excede de cuatro. El primer nivel de energía tiene un subnivel ( s), el segundo - dos ( s, p), el tercero - tres ( s, p, d) etc. Los electrones de diferentes subniveles del mismo nivel tienen diferentes formas de la nube de electrones: esférico (s), mancuerna (p) y configuración más compleja (d) y (f). Los científicos acordaron llamar al orbital atómico esférico s-orbital... Es el más estable y se encuentra bastante cerca del núcleo. Cuanto mayor es la energía del electrón en el átomo, más rápido gira, más se estira el área de su residencia y, finalmente, se convierte en una mancuerna. pag-orbital: Una nube de electrones de esta forma puede ocupar tres posiciones a lo largo de los ejes de coordenadas del espacio X, y y z... Esto se explica fácilmente: después de todo, todos los electrones están cargados negativamente, por lo tanto, las nubes de electrones repeler mutuamente y esfuércese por adaptarse lo más lejos posible el uno del otro. Entonces, pag-los orbitales pueden ser tres. Su energía, por supuesto, es la misma, pero su ubicación en el espacio es diferente. Elaborar un diagrama de llenado secuencial de niveles de energía con electrones. Ahora podemos trazar un diagrama de la estructura de las capas electrónicas de los átomos: Sobre s
-subnivel puede ser uno orbital atómico pero en pag-
su subnivel ya puede ser Tres - (según tres ejes de coordenadas): Orbitales D–
y F-
El subnivel en un átomo ya puede ser cinco y Siete respectivamente: El núcleo de un átomo de hidrógeno tiene una carga de +1, por lo que solo un electrón se mueve alrededor de su núcleo a un solo nivel de energía. Anotemos la configuración electrónica del átomo de hidrógeno Para establecer una conexión entre la estructura de un átomo de un elemento químico y sus propiedades, considere algunos elementos químicos más. El siguiente elemento después del hidrógeno es el helio. El núcleo de un átomo de helio tiene una carga de +2, por lo que un átomo de helio contiene dos electrones en el primer nivel de energía: Dado que en el primer nivel de energía no puede haber más de dos electrones, se considera terminado. La celda n. ° 3 es litio. El núcleo de litio tiene una carga de +3, por lo tanto, el átomo de litio tiene tres electrones. Dos de ellos están en el primer nivel de energía y el tercer electrón comienza a llenar el segundo nivel de energía. Primero, se llena el orbital s del primer nivel, luego el orbital s del segundo nivel. Un electrón del segundo nivel está más débilmente unido al núcleo que los otros dos. Para un átomo de carbono, ya es posible asumir tres posibles esquemas de llenado de carcasas electrónicas de acuerdo con fórmulas electrónico-gráficas: El análisis del espectro atómico muestra que el último esquema es correcto. Usando esta regla, no es difícil trazar un diagrama de la estructura electrónica del átomo de nitrógeno: Este esquema corresponde a la fórmula 1s 2 2s 2 2p 3. Entonces comienza la colocación por pares de electrones en orbitales 2p. Fórmulas electrónicas de los átomos restantes del segundo período: En el átomo de neón, finaliza el llenado del segundo nivel de energía y se completa la construcción del segundo período del sistema de elementos. Encuentre el signo químico del litio en la tabla periódica; desde el litio hasta el neón Ne, la carga de los núcleos atómicos aumenta naturalmente. La segunda capa se llena gradualmente de electrones. Con un aumento en el número de electrones en la segunda capa, las propiedades metálicas de los elementos se debilitan gradualmente y son reemplazadas por otras no metálicas. El tercer período, como el segundo, comienza con dos elementos (Na, Mg), en los que los electrones se encuentran en el subnivel s de la capa externa de electrones. Luego siguen seis elementos (de Al a Ar), en los que se forma el subnivel p de la capa externa de electrones. La estructura de la capa externa de electrones de los elementos correspondientes del segundo y tercer período resulta ser similar. En otras palabras, con un aumento de la carga nuclear, la estructura electrónica de las capas externas de átomos se repite periódicamente. Si los elementos tienen niveles de energía externos dispuestos de manera similar, entonces las propiedades de estos elementos son similares. Por ejemplo, el argón y el neón contienen cada uno ocho electrones en el nivel externo y, por lo tanto, son inertes, es decir, apenas entran en reacciones químicas. En forma libre, el argón y el neón son gases que tienen moléculas monoatómicas. Los átomos de litio, sodio y potasio contienen un electrón en el nivel externo y tienen propiedades similares, por lo que se colocan en el mismo grupo del sistema periódico. III. Conclusiones. 1. Las propiedades de los elementos químicos, ordenadas en orden de carga nuclear creciente, se repiten periódicamente, ya que la estructura de los niveles de energía externos de los átomos de los elementos se repite periódicamente. 2. Un cambio suave en las propiedades de los elementos químicos dentro de un período puede explicarse por un aumento gradual en el número de electrones en el nivel de energía externa. 3. La razón de la similitud de las propiedades de los elementos químicos pertenecientes a la misma familia radica en la misma estructura de los niveles de energía externa de sus átomos. IV. Asegurando material nuevo. Tarea de clase: 1. Dibuja la estructura de los átomos de los siguientes elementos: a) sodio; 2. Compara la estructura de los átomos de nitrógeno y fósforo. 3. A partir de los datos sobre la distribución de electrones de valencia, encuentre el elemento: a) 1s 2 2s 1 4. Utilizando la presentación informática "Compilación de fórmulas electrónicas para la estructura de los átomos" se componen las fórmulas electrónicas de los átomos a) nitrógeno; b) azufre .
5. Utilizando el esquema "Compilación de fórmulas electrónicas para la estructura de átomos" fórmulas electrónicas de átomos: a) magnesio; b) oxígeno. V. Tarea: § 8, p. 28-33. Dibuja diagramas de la estructura de las capas electrónicas de los átomos: boro, cloro, litio, aluminio. El destacado físico danés Niels Bohr (Fig. 1) sugirió que los electrones en un átomo no pueden moverse en ninguna, sino en órbitas estrictamente definidas. En este caso, los electrones del átomo difieren en su energía. Los experimentos muestran que algunos de ellos se sienten atraídos por el núcleo con más fuerza, mientras que otros son más débiles. La principal razón de esto radica en las diferentes distancias de los electrones desde el núcleo del átomo. Cuanto más cerca están los electrones del núcleo, más fuertemente están unidos a él y más difícil es sacarlos de la capa de electrones. Por tanto, a medida que aumenta la distancia desde el núcleo del átomo, aumenta la reserva de energía del electrón. Los electrones que se mueven cerca del núcleo, por así decirlo, bloquean (apantallan) el núcleo de otros electrones, que son atraídos hacia el núcleo más débil y se mueven a una mayor distancia de él. Así es como se forman las capas electrónicas. Cada capa de electrones consta de electrones con energías similares; por lo tanto, las capas electrónicas también se denominan niveles de energía. El núcleo está ubicado en el centro del átomo de cada elemento, y los electrones que forman la capa de electrones se colocan alrededor del núcleo en capas. El número de capas electrónicas en un átomo de un elemento es igual al número del período en el que se encuentra este elemento. Por ejemplo, el sodio Na es un elemento del tercer período, lo que significa que su capa de electrones incluye 3 niveles de energía. En el átomo de bromo Br hay 4 niveles de energía, ya que el bromo se encuentra en el cuarto período (Fig. 2). Modelo de átomo de sodio: Modelo de átomo de bromo: El número máximo de electrones en un nivel de energía se calcula mediante la fórmula: 2n 2, donde n es el número del nivel de energía. Por tanto, el número máximo de electrones por: 3 capas - 18, etc. Para los elementos de los subgrupos principales, el número del grupo al que pertenece el elemento es igual al número de electrones externos del átomo. Los electrones externos se denominan última capa de electrones. Por ejemplo, en el átomo de sodio hay 1 electrón externo (ya que este es un elemento del subgrupo IA). El átomo de bromo tiene 7 electrones en la última capa de electrones (este es un elemento del subgrupo VIIA). La estructura de las carcasas electrónicas de elementos de 1-3 períodos. En el átomo de hidrógeno, la carga nuclear es +1 y esta carga es neutralizada por un solo electrón (Fig. 3). El siguiente elemento después del hidrógeno es el helio, también un elemento del primer período. Por lo tanto, en el átomo de helio hay un nivel de energía donde se ubican dos electrones (Fig. 4). Este es el número máximo posible de electrones para el primer nivel de energía. La celda n. ° 3 es litio. El átomo de litio tiene 2 capas electrónicas, ya que es un elemento del segundo período. En 1 capa del átomo de litio hay 2 electrones (esta capa está completa) y en la 2 capa hay -1 electrón. El átomo de berilio tiene 1 electrón más que el átomo de litio (Fig. 5). Del mismo modo, puede representar los diagramas de la estructura de los átomos de los elementos restantes del segundo período (Fig. 6). En el átomo del último elemento del segundo período, el neón, el último nivel de energía está completo (tiene 8 electrones, lo que corresponde al valor máximo para la segunda capa). El neón es un gas inerte que no entra en reacciones químicas, por lo tanto, su capa electrónica es muy estable. Químico estadounidense Gilbert Lewis dio una explicación para esto y presentó regla del octeto según la cual la capa de ocho electrones es estable(excepto por 1 capa: dado que no puede haber más de 2 electrones en ella, un estado de dos electrones será estable para ella). Después del neón, viene el elemento del tercer período: el sodio. El átomo de sodio tiene 3 capas de electrones, en las que se encuentran 11 electrones (Fig. 7). Arroz. 7. Diagrama de la estructura del átomo de sodio El sodio está en el grupo 1, su valencia en compuestos es igual a I, como en el litio. Esto se debe al hecho de que hay 1 electrón en la capa externa de electrones de los átomos de sodio y litio. Las propiedades de los elementos se repiten periódicamente porque los átomos de los elementos repiten periódicamente el número de electrones en la capa externa de electrones. La estructura de los átomos de los elementos restantes del tercer período se puede representar por analogía con la estructura de los átomos de los elementos del segundo período. La estructura de las carcasas electrónicas de elementos del cuarto período. El cuarto período incluye 18 elementos, entre ellos hay elementos de los subgrupos principal (A) y secundario (B). Una característica de la estructura de los átomos de los elementos de los subgrupos laterales es que sus capas electrónicas preexternas (internas), y no externas, se llenan secuencialmente. El cuarto período comienza con el potasio. El potasio es un metal alcalino que presenta valencia I. Esto es consistente con la siguiente estructura de su átomo. Como elemento del cuarto período, el átomo de potasio tiene 4 capas de electrones. La última (cuarta) capa de electrones de potasio contiene 1 electrón, el número total de electrones en el átomo de potasio es 19 (el número ordinal de este elemento) (Fig. 8). Arroz. 8. Diagrama de la estructura del átomo de potasio. Al potasio le sigue el calcio. El átomo de calcio en la capa externa de electrones tendrá 2 electrones, como el berilio con magnesio (también son elementos del subgrupo II A). El siguiente elemento después del calcio es el escandio. Este es un elemento del subgrupo secundario (B). Todos los elementos de los subgrupos secundarios son metales. Una característica de la estructura de sus átomos es la presencia de no más de 2 electrones en la última capa de electrones, es decir, la penúltima capa de electrones se llenará secuencialmente de electrones. Entonces, para el escandio, puede imaginar el siguiente modelo de la estructura del átomo (Fig.9): Arroz. 9. Esquema de la estructura del átomo de escandio. Tal distribución de electrones es posible, ya que el número máximo permitido de electrones en la tercera capa es 18, es decir, ocho electrones en la tercera capa es un estado estable pero incompleto de la capa. En diez elementos de subgrupos secundarios del cuarto período, desde el escandio hasta el zinc, la tercera capa de electrones se llena secuencialmente. El diagrama de la estructura del átomo de zinc se puede representar de la siguiente manera: en la capa externa de electrones - dos electrones, en la capa pre-externa - 18 (Fig.10). Arroz. 10. Diagrama de la estructura del átomo de zinc. Los elementos que siguen al zinc pertenecen a los elementos del subgrupo principal: galio, germanio, etc. al criptón. En los átomos de estos elementos, la cuarta capa de electrones (es decir, la exterior) se llena secuencialmente. En un átomo de un gas inerte de criptón, habrá un octeto en la capa exterior, es decir, un estado estable. Resumen de la lección En esta lección, aprendió cómo funciona la capa de electrones de un átomo y cómo explicar el fenómeno de la periodicidad. Nos familiarizamos con los modelos de la estructura de las capas electrónicas de los átomos, con la ayuda de los cuales es posible predecir y explicar las propiedades de los elementos químicos y sus compuestos. Bibliografía Tarea Descubrimos que el corazón de un átomo es su núcleo. Los electrones se encuentran a su alrededor. No pueden estar inmóviles, ya que caerían inmediatamente al núcleo. A principios del siglo XX. Se adoptó un modelo planetario de la estructura del átomo, según el cual los electrones se mueven alrededor de un núcleo positivo muy pequeño, al igual que los planetas giran alrededor del sol. Investigaciones posteriores mostraron que la estructura del átomo es mucho más compleja. El problema de la estructura del átomo sigue siendo relevante para la ciencia moderna. Partículas elementales, átomo, molécula: todos estos son objetos del microcosmos, que no observamos. Tiene leyes diferentes a las del macrocosmos, cuyos objetos podemos observar directamente o con la ayuda de instrumentos (microscopio, telescopio, etc.). Por lo tanto, discutiendo más la estructura de las capas electrónicas de los átomos, entenderemos que estamos creando nuestra propia representación (modelo), que corresponde en gran medida a las visiones modernas, aunque no es absolutamente igual a la de un científico-químico. Nuestro modelo está simplificado. Los electrones, que se mueven alrededor del núcleo de un átomo, forman juntos su capa de electrones. El número de electrones en la capa de un átomo es igual, como ya sabes, al número de protones en el núcleo de un átomo; corresponde al número ordinal, o atómico, del elemento en la tabla de D.I. Mendeleev. Entonces, la capa de electrones de un átomo de hidrógeno consta de un electrón, cloro, de diecisiete, oro, de setenta y nueve. ¿Cómo se mueven los electrones? ¿Caótico, como mosquitos alrededor de una bombilla encendida? ¿O en algún orden en particular? Resulta exactamente en un cierto orden. Los electrones de un átomo difieren en su energía. Los experimentos muestran que algunos de ellos se sienten atraídos por el núcleo con más fuerza, mientras que otros son más débiles. La principal razón de esto radica en las diferentes distancias de los electrones desde el núcleo del átomo. Cuanto más cerca están los electrones del núcleo, más firmemente están unidos a él y más difícil es sacarlos de la capa de electrones, pero cuanto más lejos están de los núcleos, más fácil es arrancarlos. Obviamente, a medida que aumenta la distancia desde el núcleo del átomo, aumenta la reserva de energía del electrón (E) (Fig. 38). Arroz. 38. Los electrones que se mueven cerca del núcleo, por así decirlo, bloquean (apantallan) el núcleo de otros electrones, que son atraídos hacia el núcleo más débil y se mueven a una mayor distancia de él. Así es como se forman las capas electrónicas en la capa de electrones de un átomo. Cada capa de electrones consta de electrones con energías cercanas, por lo tanto, las capas electrónicas también se denominan niveles de energía. Además lo diremos: "El electrón está en un cierto nivel de energía". El número de niveles de energía llenos de electrones en un átomo es igual al número del período en la tabla de DI Mendeleev en el que se encuentra el elemento químico. Esto significa que la capa de electrones de los átomos del primer período contiene un nivel de energía, el segundo período - dos, el tercero - tres, etc. Por ejemplo, en el átomo de nitrógeno consta de dos niveles de energía y en el átomo de magnesio - de tres: El número máximo (mayor) de electrones en el nivel de energía se puede determinar mediante la fórmula: 2n 2, donde n es el número del nivel. En consecuencia, el primer nivel de energía se llena en presencia de dos electrones en él (2 × 1 2 = 2); el segundo, en presencia de ocho electrones (2 × 2 2 = 8); el tercero - dieciocho (2 × З 2 = 18), etc. En el curso de química de los grados 8-9 consideraremos los elementos de solo los primeros tres períodos, por lo tanto, no nos encontraremos con el tercer nivel de energía completado en átomos . El número de electrones en el nivel de energía exterior de la capa de electrones del átomo para los elementos químicos de los subgrupos principales es igual al número de grupo. Ahora podemos elaborar diagramas de la estructura de las capas electrónicas de los átomos, guiados por el plan: El núcleo de un átomo de hidrógeno tiene una carga de +1, es decir, contiene solo un protón, respectivamente, solo un electrón en un solo nivel de energía: Esto está escrito usando una fórmula electrónica de la siguiente manera: El siguiente elemento del primer período es el helio. El núcleo de un átomo de helio tiene una carga de +2. Ya tiene dos electrones en el primer nivel de energía: En el primer nivel de energía, solo caben dos electrones y nada más, está completamente completo. Es por eso que el primer período de la tabla de DI Mendeleev consta de dos elementos. El átomo de litio, un elemento del segundo período, tiene otro nivel de energía, al que "irá" el tercer electrón: En el átomo de berilio, un electrón más "llega" al segundo nivel: El átomo de boro en el nivel externo tiene tres electrones, y el átomo de carbono tiene cuatro electrones ... el átomo de flúor tiene siete electrones, el átomo de neón tiene ocho electrones: El segundo nivel solo puede contener ocho electrones y, por lo tanto, está completo en neón. El átomo de sodio, un elemento del tercer período, tiene un tercer nivel de energía (nota: ¡el átomo del elemento del tercer período contiene tres niveles de energía!), Y hay un electrón en él: Presta atención: el sodio es un elemento del grupo I, ¡a nivel de energía externa tiene un electrón! Obviamente, no será difícil escribir la estructura de los niveles de energía para el átomo de azufre, el elemento VIA del grupo del 3er período: El tercer período termina con argón: Los átomos de los elementos del cuarto período, por supuesto, tienen un cuarto nivel, en el que el átomo de potasio tiene un electrón y el átomo de calcio tiene dos electrones. Ahora que nos hemos familiarizado con los conceptos simplificados de la estructura atómica de los elementos del 1er y 2do período de la Tabla Periódica de DIMendeleev, podemos hacer refinamientos que nos acerquen a una visión más correcta de la estructura del átomo. . Comencemos con una analogía. Así como la aguja de una máquina de coser que se mueve rápidamente, perforando una tela, borda un patrón en ella, así un electrón que se mueve inconmensurablemente más rápido en el espacio alrededor de un núcleo atómico "borda", solo que no un patrón plano, sino tridimensional de un Nube de electrones. Dado que la velocidad del electrón es cientos de miles de veces mayor que la velocidad de la aguja de coser, se habla de la probabilidad de encontrar un electrón en un lugar u otro del espacio. Digamos que logramos, como en un final de fotografía deportivo, establecer la posición del electrón en algún lugar cercano al núcleo y marcar esta posición con un punto. Si ese "acabado fotográfico" se realiza cientos, miles de veces, se obtiene un modelo de una nube electrónica. Las nubes de electrones a veces se denominan orbitales. Haremos lo mismo. Las nubes de electrones u orbitales difieren en tamaño según la energía. Está claro que cuanto menor es la energía del electrón, más fuerte es atraído por el núcleo y más pequeño es su orbital. Las nubes de electrones (orbitales) pueden tener diferentes formas. Cada nivel de energía en un átomo comienza con un orbital s esférico. En el segundo nivel y los siguientes, después de un orbital s, aparecen orbitales p con forma de mancuerna (Fig. 39). Hay tres orbitales de este tipo. Cualquier orbital está ocupado por no más de dos electrones. En consecuencia, solo puede haber dos de ellos en el orbital s y seis en tres orbitales p. Arroz. 39. Usando números arábigos para designar el nivel y denotando los orbitales con las letras s y p, y el número de electrones de un orbital dado con un número arábigo en la parte superior derecha sobre la letra, podemos representar la estructura de los átomos con componentes electrónicos más completos. fórmulas. Escribamos las fórmulas electrónicas de los átomos del 1er y 2do período: Si los elementos tienen niveles de energía externa similares en estructura, entonces las propiedades de estos elementos son similares. Por ejemplo, el argón y el neón contienen cada uno ocho electrones en el nivel externo y, por lo tanto, son inertes, es decir, apenas entran en reacciones químicas. En forma libre, el argón y el neón son gases cuyas moléculas son monoatómicas. Los átomos de litio, sodio y potasio contienen un electrón en el nivel externo y tienen propiedades similares, por lo que se colocan en el mismo grupo de la tabla periódica de D.I. Mendeleev. Hagamos una generalización: la misma estructura de niveles de energía externa se repite periódicamente, por lo tanto, las propiedades de los elementos químicos se repiten periódicamente. Este patrón se refleja en el nombre de la tabla periódica de elementos químicos de DI Mendeleev. Palabras y frases clave Trabajar con la computadora Preguntas y tareasA) 1s 2 2s 2 2p 4 B) 1s 2 2s 2 2p 6 B) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 D) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
A, D V V V A GRAMO A, D B V ANTES DE CRISTO
b) silicio
b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
d) 1s 2 2s 2 2p 4
e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
Número máximo de electrones a nivel de energía
Formas de orbitales s y p (nubes de electrones)
