Elektroner
Begreppet en atom har sitt ursprung i den antika världen för att beteckna materiens partiklar. På grekiska betyder atom "odelbar".
Den irländska fysikern Stoney kom på basis av experiment till slutsatsen att elektricitet bärs av de minsta partiklarna som finns i atomerna i alla kemiska grundämnen. 1891 föreslog Stoney att man skulle kalla dessa partiklar för elektroner, vilket på grekiska betyder "bärnsten". Några år efter att elektronen fick sitt namn bevisade den engelske fysikern Joseph Thomson och den franske fysikern Jean Perrin att elektroner bär en negativ laddning. Detta är den minsta negativa laddningen, som i kemi tas som en enhet (-1). Thomson lyckades till och med bestämma elektronens hastighet (hastigheten för en elektron i omloppsbana är omvänt proportionell mot omloppstalet n. Banornas radier växer i proportion till kvadraten på omloppstalet. I vätets första omloppsbana. atom (n=1; Z=1), hastigheten är ≈ 2,2 106 m/c, det vill säga ungefär hundra gånger mindre än ljusets hastighet c=3 108 m/s.) och massan av en elektron ( det är nästan 2000 gånger mindre än massan av en väteatom).
Tillståndet för elektroner i en atom
Tillståndet för en elektron i en atom är en uppsättning information om energin hos en viss elektron och utrymmet där den befinner sig. En elektron i en atom har ingen rörelsebana, det vill säga man kan bara tala om sannolikheten att hitta den i utrymmet runt kärnan.
Det kan vara beläget i vilken del av detta utrymme som helst som omger kärnan, och hela dess olika positioner betraktas som ett elektronmoln med en viss negativ laddningstäthet. Bildligt kan detta föreställas enligt följande: om det var möjligt att fotografera positionen för en elektron i en atom i hundradelar eller miljondelar av en sekund, som i en fotofinish, så skulle elektronen i sådana fotografier representeras som punkter. Att överlägga otaliga sådana fotografier skulle resultera i en bild av ett elektronmoln med den högsta densiteten där det kommer att finnas de flesta av dessa punkter.
Utrymmet runt atomkärnan, där elektronen med största sannolikhet finns, kallas orbital. Den innehåller ca 90 % e-moln, och det betyder att elektronen är i denna del av rymden cirka 90 % av tiden. Utmärks av formen 4 för närvarande kända typer av orbitaler, som betecknas med latin bokstäverna s, p, d och f. En grafisk representation av vissa former av elektroniska orbitaler visas i figuren.
Den viktigaste egenskapen hos en elektrons rörelse i en viss bana är energin av dess förbindelse med kärnan. Elektroner med liknande energivärden bildar ett enda elektronlager, eller energinivå. Energinivåerna är numrerade med början från kärnan - 1, 2, 3, 4, 5, 6 och 7.
Ett heltal n, som betecknar energinivåns nummer, kallas huvudkvanttalet. Det kännetecknar energin hos elektroner som upptar en given energinivå. Elektronerna på den första energinivån, närmast kärnan, har den lägsta energin. Jämfört med elektronerna på den första nivån kommer elektronerna på nästa nivå att kännetecknas av en stor mängd energi. Följaktligen är elektronerna på den yttre nivån de minst starkt bundna till atomkärnan.
Det största antalet elektroner i energinivån bestäms av formeln:
N = 2n2,
där N är det maximala antalet elektroner; n är nivånumret, eller huvudkvantnumret. Följaktligen kan den första energinivån närmast kärnan inte innehålla mer än två elektroner; på den andra - inte mer än 8; på den tredje - inte mer än 18; den fjärde - inte mer än 32.
Med utgångspunkt från den andra energinivån (n = 2) är var och en av nivåerna uppdelad i undernivåer (delskikt), som skiljer sig något från varandra i bindningsenergin med kärnan. Antalet undernivåer är lika med värdet på huvudkvantnumret: den första energinivån har en undernivå; den andra - två; tredje - tre; fjärde - fyra undernivåer. Undernivåer bildas i sin tur av orbitaler. Varje värden motsvarar antalet orbitaler lika med n.
Det är vanligt att ange undernivåer med latinska bokstäver, såväl som formen på orbitalerna som de består av: s, p, d, f.
Protoner och neutroner
En atom av vilket kemiskt element som helst är jämförbart med ett litet solsystem. Därför kallas en sådan modell av atomen, föreslagen av E. Rutherford planetarisk.
Atomkärnan, i vilken atomens hela massa är koncentrerad, består av partiklar av två typer - protoner och neutroner.
Protoner har en laddning som är lika med laddningen av elektroner, men motsatt i tecken (+1), och en massa som är lika med massan av en väteatom (det accepteras inom kemin som en enhet). Neutroner bär ingen laddning, de är neutrala och har en massa som är lika med en protons.
Protoner och neutroner kallas gemensamt för nukleoner (från latinets kärna - kärna). Summan av antalet protoner och neutroner i en atom kallas masstalet. Till exempel masstalet för en aluminiumatom:
13 + 14 = 27
antal protoner 13, antal neutroner 14, massnummer 27
Eftersom elektronens massa, som är försumbar, kan försummas, är det uppenbart att atomens hela massa är koncentrerad i kärnan. Elektroner representerar e - .
Eftersom atomen elektriskt neutral, är det också uppenbart att antalet protoner och elektroner i en atom är detsamma. Det är lika med serienumret för det kemiska elementet som tilldelats det i det periodiska systemet. En atoms massa består av massan av protoner och neutroner. Genom att känna till elementets (Z) serienummer, dvs antalet protoner, och masstalet (A), lika med summan av antalet protoner och neutroner, kan du hitta antalet neutroner (N) med formeln :
N=A-Z
Till exempel är antalet neutroner i en järnatom:
56 — 26 = 30
isotoper
Variationer av atomer av samma grundämne som har samma kärnladdning men olika massatal kallas isotoper. Kemiska grundämnen som finns i naturen är en blandning av isotoper. Så, kol har tre isotoper med en massa på 12, 13, 14; syre - tre isotoper med en massa av 16, 17, 18, etc. Vanligtvis ges i det periodiska systemet är den relativa atommassan för ett kemiskt element medelvärdet av atommassorna för en naturlig blandning av isotoper av ett givet element, med hänsyn till deras relativa innehåll i naturen. De kemiska egenskaperna hos de flesta kemiska grundämnens isotoper är exakt desamma. Emellertid skiljer sig väteisotoper mycket i egenskaper på grund av den dramatiska ökningen av deras relativa atommassa; de har till och med fått individuella namn och kemiska symboler.
Inslag av den första perioden
Schema för väteatomens elektroniska struktur:
Schema för atomernas elektroniska struktur visar fördelningen av elektroner över elektroniska lager (energinivåer).
Den grafiska elektroniska formeln för väteatomen (visar fördelningen av elektroner över energinivåer och undernivåer):
Grafiska elektroniska formler för atomer visar fördelningen av elektroner inte bara i nivåer och undernivåer, utan också i banor.
I en heliumatom är det första elektronlagret färdigt - det har 2 elektroner. Väte och helium är s-element; för dessa atomer är s-orbitalen fylld med elektroner.
Alla delar av den andra perioden det första elektronskiktet är fyllt, och elektronerna fyller s- och p-orbitaler i det andra elektronlagret i enlighet med principen om minsta energi (först s, och sedan p) och reglerna för Pauli och Hund.
I neonatomen är det andra elektronlagret färdigt - det har 8 elektroner.
För atomer av element från den tredje perioden är de första och andra elektronlagren färdiga, så det tredje elektronlagret är fyllt, där elektroner kan uppta 3s-, 3p- och 3d-subnivåer.
En 3s-elektronorbital fullbordas vid magnesiumatomen. Na och Mg är s-element.
För aluminium och efterföljande element är 3p-undernivån fylld med elektroner.
Elementen i den tredje perioden har ofyllda 3d-orbitaler.
Alla element från Al till Ar är p-element. s- och p-element utgör huvudundergrupperna i det periodiska systemet.
Element i den fjärde - sjunde perioden
Ett fjärde elektronskikt uppträder vid kalium- och kalciumatomerna, 4s-subnivån är fylld, eftersom den har mindre energi än 3d-subnivån.
K, Ca - s-element som ingår i huvudundergrupperna. För atomer från Sc till Zn är 3d-undernivån fylld med elektroner. Dessa är 3d-element. De ingår i de sekundära undergrupperna, de har ett pre-externt elektronskikt fyllt, de kallas övergångselement.
Var uppmärksam på strukturen hos elektronskalen av krom- och kopparatomer. I dem uppstår ett "fel" av en elektron från 4s- till 3d-undernivån, vilket förklaras av den större energistabiliteten hos de resulterande elektroniska konfigurationerna 3d 5 och 3d 10:
I zinkatomen är det tredje elektronlagret färdigt - alla 3s, 3p och 3d undernivåer är fyllda i det, totalt finns det 18 elektroner på dem. I elementen efter zink fortsätter det fjärde elektronlagret att fyllas, 4p-subnivån.
Element från Ga till Kr är p-element.
Det yttre lagret (fjärde) av kryptonatomen är komplett och har 8 elektroner. Men det kan bara finnas 32 elektroner i det fjärde elektronlagret; kryptonatomens 4d- och 4f-undernivåer förblir fortfarande ofyllda. Elementen i den femte perioden fyller undernivåerna i följande ordning: 5s - 4d - 5p. Och det finns också undantag relaterade till " fel» elektroner, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
I den sjätte och sjunde perioden uppträder f-element, d.v.s. element där 4f- och 5f-undernivåerna av det tredje yttre elektroniska lagret är fyllda.
4f-element kallas lantanider.
5f-element kallas aktinider.
Ordningen för fyllning av elektroniska undernivåer i atomerna av element från den sjätte perioden: 55 Cs och 56 Ba - 6s-element; 57 La … 6s 2 5d x - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f element; 72 Hf - 80 Hg - 5d element; 81 T1 - 86 Rn - 6d element. Men även här finns det element där ordningen för fyllning av elektroniska orbitaler "bryts", vilket till exempel är förknippat med större energistabilitet av halva och helt fyllda f-subnivåer, dvs nf 7 och nf 14. Beroende på vilken undernivå av atomen som är fylld med elektroner sist, delas alla element in i fyra elektroniska familjer, eller block:
- s-element. s-subnivån för atomens yttre nivå är fylld med elektroner; s-element inkluderar väte, helium och element från huvudundergrupperna i grupperna I och II.
- p-element. P-subnivån för atomens yttre nivå är fylld med elektroner; p-element inkluderar element från huvudundergrupperna av III-VIII-grupper.
- d-element. d-subnivån för atomens preexternala nivå är fylld med elektroner; d-element inkluderar element av sekundära undergrupper av grupperna I-VIII, d.v.s. element av interkalära decennier av stora perioder belägna mellan s- och p-element. De kallas också för övergångselement.
- f-element. F-subnivån för atomens tredje yttre nivå är fylld med elektroner; dessa inkluderar lantanider och antinoider.
Den schweiziska fysikern W. Pauli 1925 fastställde att i en atom i en omloppsbana kan det inte finnas mer än två elektroner som har motsatta (antiparallella) spinn (översatt från engelska - "spindel"), d.v.s. har sådana egenskaper som villkorligt kan föreställas som rotationen av en elektron runt sin imaginära axel: medurs eller moturs.
Denna princip kallas Pauli princip. Om det finns en elektron i orbitalen, så kallas den oparad, om det finns två, så är dessa parade elektroner, det vill säga elektroner med motsatta snurr. Figuren visar ett diagram över uppdelningen av energinivåer i undernivåer och i vilken ordning de fylls.
Mycket ofta avbildas strukturen hos atomernas elektronskal med hjälp av energi- eller kvantceller - de skriver ner de så kallade grafiska elektroniska formlerna. För denna post används följande notation: varje kvantcell betecknas med en cell som motsvarar en orbital; varje elektron indikeras med en pil som motsvarar spinns riktning. När du skriver en grafisk elektronisk formel bör två regler komma ihåg: Pauli-principen och F. Hunds regel, enligt vilka elektroner upptar fria celler först en i taget och samtidigt har samma spinnvärde, och först då parar de sig, men spinnen, enligt Pauli-principen, kommer redan att vara motsatt riktade.
Hunds regel och Paulis princip
Hunds regel- regeln för kvantkemi, som bestämmer ordningen för att fylla orbitalerna i ett visst underskikt och formuleras enligt följande: det totala värdet av spinnkvantantal elektroner i detta underskikt bör vara maximalt. Formulerad av Friedrich Hund 1925.
Detta innebär att i var och en av underskiktets orbitaler fylls först en elektron, och först efter att de ofyllda orbitalerna är uttömda läggs en andra elektron till denna orbital. I det här fallet finns det två elektroner med halvheltalssnurr av motsatt tecken i en omloppsbana, som parar sig (bildar ett tvåelektronmoln) och som ett resultat blir det totala snurrandet av orbitalen lika med noll.
Annan formulering: Under energi ligger den atomära termen för vilken två villkor är uppfyllda.
- Mångfalden är maximal
- När multipliciteterna sammanfaller är den totala omloppsrörelsemängden L maximal.
Låt oss analysera denna regel med hjälp av exemplet att fylla orbitalerna för p-undernivån sid- element från den andra perioden (det vill säga från bor till neon (i diagrammet nedan indikerar horisontella linjer orbitaler, vertikala pilar indikerar elektroner och pilens riktning indikerar rotationens orientering).
Klechkovskys styre
Klechkovskys styre - när det totala antalet elektroner i atomer ökar (med en ökning av laddningarna av deras kärnor, eller ordinarie antalet kemiska grundämnen), är atomära orbitaler befolkade på ett sådant sätt att uppkomsten av elektroner i orbitaler med högre energi beror endast på det huvudsakliga kvanttalet n och är inte beroende av alla andra kvanttal, inklusive de från l. Fysiskt betyder detta att i en väteliknande atom (i frånvaro av interelektronrepulsion) bestäms en elektrons orbitala energi endast av den rumsliga avlägsen av elektronladdningstätheten från kärnan och beror inte på egenskaperna i dess rörelse. inom kärnans område.
Klechkovskys empiriska regel och sekvensen av sekvenser av en något motsägelsefull verklig energisekvens av atomära orbitaler som härrör från den endast i två fall av samma typ: för atomerna Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, det finns ett "fel" hos en elektron med s - subnivå av det yttre lagret till d-subnivån av föregående lager, vilket leder till ett energimässigt stabilare tillstånd av atomen, nämligen: efter att ha fyllt orbital 6 med två elektroner s
1. Kvanttal (huvudsakliga, sekundära, magnetiska, spinn).
2. Mönster för att fylla atomens elektronskal:
Pauli princip;
Principen om minsta energi;
Klechkovskys styre;
Gunds styre.
3. Definitioner av begrepp: elektronskal, elektronmoln, energinivå, energiundernivå, elektronlager.
En atom består av en kärna och ett elektronskal. Atomens elektronskal är summan av alla elektroner i en given atom. Strukturen hos en atoms elektronskal påverkar direkt de kemiska egenskaperna hos en given kemikalie. element. Enligt kvantteorin upptar varje elektron i en atom en specifik orbital och bildas elektronmoln , som är en uppsättning olika positioner för en snabbt rörlig elektron.
För att karakterisera orbitaler och elektroner, använd kvanttal .
Huvudkvanttalet är n. Karakteriserar orbitalens och elektronmolnets energi och storlek; tar heltalsvärden från 1 till oändligt (n = 1,2,3,4,5,6...). Orbitaler med samma värde på n ligger nära varandra i energi och storlek och bildar en energinivå.
Energinivå är en uppsättning orbitaler som har samma värde som det huvudsakliga kvanttalet. Energinivåer anges antingen med siffror eller stora bokstäver i det latinska alfabetet (1-K, 2-L, 3-M, 4-N, 5-O, 6-P, 7-Q). När ordningstalet ökar ökar orbitalernas energi och storlek.
Elektroniskt lager är en samling elektroner som är på samma energinivå.
På samma energinivå kan det finnas elektronmoln med olika geometriska former.
Sido (orbital) kvantnummer - l. Karakteriserar formen av orbitaler och moln; tar heltalsvärden från 0 till n-l.
| NIVÅ | HUVUDKVANTNUMMER - n | SIDO KVANTNUMMER VÄRDE - l |
| K | 0(s) | |
| L | 0,1 (s,p) | |
| M | 0,1,2 (s,p,d) | |
| N | 0,1,2,3 (s,p,d,f) |
Orbitaler för vilka l=0 har formen av en kula (sfär) och kallas s-orbitaler. De finns på alla energinivåer, och på K-nivån finns det bara en s-orbital. Ge schematiskt formen på s-orbitalen:
Orbitaler för vilka l=1 har formen av en långsträckt åttafigur och kallas R-orbitaler. De finns på alla energinivåer, förutom den första (K). Skissa formen l -orbitaler:
Orbitaler för vilka l=2 kallas d-orbitaler. Deras fyllning med elektroner börjar från den tredje energinivån.
fyllning f-orbitaler, för vilken l=3, börjar från den fjärde energinivån.
Energin för orbitaler som är på samma energinivå, men har olika former, är inte densamma: E s Energi undernivå
– Det här är en uppsättning orbitaler som är på samma energinivå och har samma form. Orbitaler på samma undernivå har samma värden på huvud- och sidokvantumtalen, men skiljer sig i riktning (orientering) i rymden. Magnetiskt kvantnummer - m l.
Den kännetecknar orienteringen av orbitaler (elektronmoln) i rymden och tar värdena på heltal från –l till 0 till +l. Antalet värden m l bestämmer antalet orbitaler i undernivån, till exempel: s-undernivå: l=0, m l =0, - 1 orbital. p-subnivå: l=1, ml =-1, 0, +1, -3 orbitaler d-subnivå: l=2, ml =-2, -1, 0, +1, +2, - 5 orbitaler. Således kan antalet orbitaler per undernivå beräknas som 2l+1. Totalt antal orbitaler i en energinivå = n 2. Totalt antal elektroner i en energinivå = 2n 2. Grafiskt avbildas vilken orbital som helst som en cell ( kvantcell
). Avbilda schematiskt kvantceller för olika undernivåer och underteckna för var och en av dem värdet på det magnetiska kvantnumret: Så varje orbital och en elektron som finns i denna orbital kännetecknas av tre kvanttal: huvud, sekundär och magnetisk. En elektron kännetecknas av ett annat kvanttal - tillbaka
. Spin kvantnummer, snurra
(från engelska till spin - cirkel, rotera) - m s. Det karakteriserar rotationen av en elektron runt dess axel och tar bara två värden: +1/2 och –1/2. En elektron med spin +1/2 avbildas konventionellt enligt följande: ; med snurr –1/2: ¯. Fyllningen av en atoms elektronskal följer följande lagar: Pauli princip
: en atom kan inte ha två elektroner med samma uppsättning av alla fyra kvanttalen. Gör uppsättningar av kvanttal för alla elektroner i syreatomen och verifiera giltigheten av Pauli-principen: Principen om minsta energi
: Grundtillståndet (stabilt) för en atom är ett tillstånd som kännetecknas av en minimal energi. Därför fyller elektroner orbitaler i ordning efter ökande energi. Klechkovskys styre
: Elektroner fyller energisubnivåer i ordning med ökande energi, vilket bestäms av värdet av summan av huvud- och sidokvantumtalen (n + l): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s , 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d. Gund regler
: På en undernivå är elektroner ordnade så att det absoluta värdet av summan av spinnkvanttal (totalt spin) är maximalt. Detta motsvarar atomens stabila tillstånd. Gör elektrongrafiska formler av magnesium, järn och tellur: Undantag
utgör krom- och kopparatomer, i vilka det finns en glidning (övergång) av en elektron från 4s undernivå till 3d undernivå, vilket förklaras av den höga stabiliteten hos de elektroniska 3d 5 och 3d 10 konfigurationerna som bildas i detta fall. Komponera de elektrongrafiska formlerna för krom- och kopparatomer: För att karakterisera en atoms elektroniska struktur kan man använda elektroniska strukturscheman, elektroniska och elektrongrafiska formler. Med hjälp av ovanstående scheman och formler, visa strukturen för svavelatomen: TESTA PÅ ÄMNET "STRUKTUR AV ATOMENS ELEKTRONISKA SKAL" 1. Ett grundämne vars oexciterade atom inte innehåller oparade elektroner är 2. Den elektroniska konfigurationen av Cl +-jonen i det jordelektroniska tillståndet (denna jon bildas genom verkan av ultraviolett strålning på starkt uppvärmt klor) har formen: 4. Formeln för den högsta oxiden av ett visst grundämne är EO 3. Vilken konfiguration av valenselektroner kan detta element ha i grundtillståndet? 6. Antalet oparade elektroner i en kromatom i ett oexciterat tillstånd är: 8. Antalet d-elektroner i en svavelatom i det mest exciterade tillståndet är: 10. O -2- och K +-joner har följande elektroniska formler, respektive: NYCKEL TILL TESTET UPPGIFTER FÖR BESTÄMNING AV ÄMNETS FORMEL GENOM FÖRBRÄNNINGSPRODUKTER 1. Vid fullständig förbränning av 0,88 g av ett ämne bildades 0,51 g koldioxid och 1,49 g svaveldioxid. Bestäm den enklaste formeln för ett ämne. (CS 2) 2. Fastställ den sanna formeln för organiskt material om det är känt att vid förbränning av 4,6 g av det, erhölls 8,8 g koldioxid och 5,4 g vatten. Ångdensiteten för detta ämne för väte är 23. (C 2 H 6 O) 3. Vid fullständig förbränning av 12,3 g organiskt material bildades 26,4 g koldioxid, 4,5 g vatten och 1,4 g kväve frigjordes. Bestäm molekylformeln för ett ämne om dess molära massa är 3,844 gånger molmassan av syre. (C 6 H 5 NO 2) 4. Vid förbränning av 20 ml brännbar gas förbrukas 50 ml syre, och 40 ml koldioxid och 20 ml vattenånga erhålls. Bestäm formeln för gasen. (C2H2) 5. Vid förbränning av 5,4 g av ett okänt ämne i syre bildades 2,8 g kväve, 8,8 g koldioxid och 1,8 g vatten. Fastställ formeln för ett ämne om det är känt att det är lättare än luft. (HCN) 6. Vid förbränning av 3,4 g av ett okänt ämne i syre bildades 2,8 g kväve och 5,4 g vatten. Bestäm formeln för ett ämne om det är känt att det är lättare än luft. (NH3) 7. Vid förbränning av 1,7 g av ett okänt ämne i syre bildades 3,2 g svaveldioxid och 0,9 g vatten. Bestäm formeln för ett ämne om det är känt att det är lättare än argon. (H 2S) 8. Ett prov av ett ämne som väger 2,96 g i reaktion med ett överskott av barium vid rumstemperatur ger 489 ml väte (T = 298 ° K, normaltryck). Vid förbränning av 55,5 mg av samma ämne erhölls 99 mg koldioxid och 40,5 mg vatten. Med fullständig avdunstning av ett prov av detta ämne som väger 1,85 g upptar dess ångor en volym på 0,97 liter vid 473 ° K och 101,3 kPa. Bestäm ämnet, ge strukturformlerna för dess två isomerer som uppfyller villkoren för problemet. (C3H6O2) 9. Vid förbränning av 2,3 g av ett ämne bildades 4,4 g koldioxid och 2,7 g vatten. Ångdensiteten för detta ämne i luft är 1,59. Bestäm ämnets molekylformel. (C2H6O) 10. Bestäm molekylformeln för ett ämne om det är känt att 1,3 g av det vid förbränning bildar 2,24 liter koldioxid och 0,9 g vattenånga. Massan av 1 ml av detta ämne vid n.o. lika med 0,00116 g. (C 2 H 2) 11. Vid förbränning av en mol av ett enkelt ämne bildades 1 344 m 3 (N.O.) gas, vilket är 11 gånger tyngre än helium. Bestäm formeln för det brännbara ämnet. (S 60) 12. Vid förbränning av 112 ml gas erhölls 448 ml koldioxid (N.O.) och 0,45 g vatten. Gasens vätedensitet är 29. Hitta gasens molekylformel. (C4H10) 13. Vid fullständig förbränning av 3,1 g organiskt material bildades 8,8 g koldioxid, 2,1 g vatten och 0,47 g kväve. Hitta molekylformeln för ett ämne om massan av 1 liter av dess ånga vid n.o. är 4,15 g. (C6H7N) 14. Vid förbränning av 1,44 g organiskt material bildades 1,792 liter koldioxid och 1,44 g vatten. Ställ in formeln för ett ämne om dess relativa densitet i luft är 2,483. (C4H8O) 15. Vid fullständig oxidation av 1,51 g guanin bildas 1,12 liter koldioxid, 0,45 g vatten och 0,56 liter kväve. Härled molekylformeln för guanin. (C5H5N5O) 16. Med fullständig oxidation av organiskt material som väger 0,81 g bildas 0,336 l koldioxid, 0,53 g natriumkarbonat och 0,18 g vatten. Bestäm ämnets molekylformel. (C4H4O4Na2) 17. Vid fullständig oxidation av 2,8 g organiskt material bildades 4,48 liter koldioxid och 3,6 g vatten. Ämnets relativa densitet i luft är 1,931. Bestäm molekylformeln för det givna ämnet. Vilken volym 20% natriumhydroxidlösning (densitet 1,219 g/ml) behövs för att absorbera koldioxid som frigörs vid förbränning? Vad är massfraktionen av natriumkarbonat i den resulterande lösningen? (C4H8; 65,6 ml; 23,9%) 18. Vid fullständig oxidation av 2,24 g organiskt material bildas 1,792 l koldioxid, 0,72 g vatten och 0,448 l kväve. Härled ämnets molekylformel. (C4H4N2O2) 19. Vid fullständig oxidation av ett organiskt ämne som väger 2,48 g, bildas 2,016 liter koldioxid, 1,06 g natriumkarbonat och 1,62 g vatten. Bestäm ämnets molekylformel. (C5H9O2Na) Syftet med lektionen: Att bilda elevernas idéer om strukturen hos elektronskalet hos en atom med hjälp av exemplet med kemiska grundämnen i 1-3 perioder av det periodiska systemet. Att konsolidera begreppen "periodisk lag" och "periodiskt system". Lektionens mål: Att lära sig hur man gör elektroniska formler för atomer, att bestämma elementen genom deras elektroniska formler, att bestämma sammansättningen av en atom. Utrustning: Periodiskt system av kemiska grundämnen D.I. Mendeleev, svart tavla, multimediaprojektor, persondator, layout och presentation "Sammanställning av elektroniska formler för atomers struktur". Lektionstyp: kombinerad Metoder: verbala, visuella. Under lektionerna I. Organisatoriskt ögonblick. Hälsningar. Markera frånvarande. Aktivering av klassen för assimilering av ett nytt ämne. Läraren uttalar och skriver ner ämnet för lektionen på tavlan "Strukturen av atomens elektronskal". II. Förklaring av nytt material Lärare: I början av 1900-talet antogs den planetmodell av atomens struktur, föreslagit av Rutherford, enligt vilken elektroner rör sig runt en mycket liten positivt laddad kärna, som planeter runt solen. ( Presentation.
glida 1. Rutherford modell). Därför finns det i en atom banor längs vilka en elektron rör sig. Ytterligare studier visade dock att det inte finns några banor för elektroner i atomen. Rörelse utan bana innebär att vi inte vet hur elektronen rör sig i atomen, men vi kan bestämma området där elektronen oftast påträffas. Det är inte en omloppsbana, det är en omloppsbana .
När de rör sig runt atomen bildar elektronerna tillsammans dess elektronskal. Låt oss ta reda på hur elektroner rör sig runt kärnan? Slumpmässigt eller i en viss ordning? Forskning Niels Bohr- grundaren av modern atomfysik, liksom ett antal andra vetenskapsmän, gjorde det möjligt att dra slutsatsen att elektroner i atomer är ordnade i vissa lager - skal och i en viss ordning. Strukturen hos atomernas elektronskal är viktig för kemin, eftersom det är elektronerna som bestämmer ämnens kemiska egenskaper. Den viktigaste egenskapen hos en elektrons rörelse i en viss omloppsbana är energin i dess förbindelse med kärnan. Elektroner i en atom skiljer sig åt i en viss energi, och som experiment visar att vissa attraheras till kärnan starkare, andra svagare. Detta förklaras av elektronernas avstånd från kärnan. Ju närmare kärnan elektronerna är, desto större bindning har de till kärnan, men desto mindre energi. När avståndet från atomkärnan minskar elektronens attraktionskraft till kärnan, och energitillförseln ökar. Detta är hur elektroniska lager i en atoms elektronskal. Elektroner med liknande energivärden bildar ett enda elektronskikt, eller energi nivå. Energin hos elektroner i en atom och energinivån bestäms av huvudkvanttalet n och tar heltalsvärden 1, 2, 3, 4, 5, 6 och 7. Ju större värdet på n, desto större energi har elektronen i atomen. Det maximala antalet elektroner som kan finnas i en viss energinivå bestäms av formeln: Var När det maximala antalet elektroner per nivå; n är numret på energinivån. Det har fastställts att högst två elektroner finns på det första skalet, inte mer än åtta på det andra, inte mer än 18 på det tredje och inte mer än 32 på det fjärde. Vi kommer inte att överväga att fylla fler avlägsna skal. Det är känt att den yttre energinivån inte kan innehålla mer än åtta elektroner, kallas det avslutad. De elektronskikt som inte innehåller det maximala antalet elektroner kallas oavslutat. Antalet elektroner i den yttre energinivån hos en atoms elektronskal är lika med gruppnumret för de kemiska grundämnena i huvudundergrupperna. Som tidigare nämnts rör sig elektronen inte i en bana, utan i en bana och har ingen bana. Utrymmet runt kärnan där det är mest sannolikt att hitta en given elektron kallas orbital för denna elektron, eller elektronmoln. Orbitaler, eller undernivåer, som de också kallas, kan ha olika former, och deras antal motsvarar nivånumret, men överstiger inte fyra. Den första energinivån har en undernivå ( s), den andra - två ( s, sid), den tredje - tre ( s,p,d) etc. Elektroner av olika undernivåer av samma nivå har olika former av elektronmolnet: sfärisk (s), hantel (p) och mer komplex konfiguration (d) och (f). Forskare kom överens om att kalla den sfäriska atomorbitalen s-orbital. Den är den mest stabila och ligger ganska nära kärnan. Ju större energi en elektron har i en atom, desto snabbare roterar den, desto mer förlängs området för dess vistelse och slutligen förvandlas den till en hantelformad sid-orbital: Ett elektronmoln av denna form kan ockupera i en atom tre positioner längs rymdens koordinataxlar x, y Och z. Detta är lätt att förklara: trots allt är alla elektroner negativt laddade, så elektronmoln stöta bort varandra och tenderar att hålla sig så långt borta från varandra som möjligt. Så, sid Det kan finnas tre orbitaler. Deras energi är naturligtvis densamma, men deras placering i rymden är annorlunda. Rita ett diagram över den sekventiella fyllningen av energinivåer med elektroner Nu kan vi rita upp ett diagram över strukturen hos atomernas elektronskal: På s
-undernivå kan vara ett atomomlopp och igen sid-
deras undernivå kan redan vara tre - (enligt de tre koordinataxlarna): Orbitaler d–
Och f-
undernivå i en atom kan redan vara fem Och sju respektive: Kärnan i en väteatom har en laddning på +1, så bara en elektron rör sig runt sin kärna på en enda energinivå. Låt oss skriva ner den elektroniska konfigurationen av väteatomen För att fastställa ett samband mellan strukturen hos atomen i ett kemiskt element och dess egenskaper, kommer vi att överväga några fler kemiska element. Nästa grundämne efter väte är helium. Kärnan i en heliumatom har en laddning på +2, så en heliumatom innehåller två elektroner i den första energinivån: Eftersom den första energinivån inte kan innehålla mer än två elektroner, anses den avslutad. Element nummer 3 - litium. Litiumkärnan har en laddning på +3, därför finns det tre elektroner i litiumatomen. Två av dem är på den första energinivån, och den tredje elektronen börjar fylla den andra energinivån. Först fylls s-orbitalen för den första nivån, sedan s-orbitalen för den andra nivån. Elektronen i den andra nivån är svagare bunden till kärnan än de andra två. För en kolatom är det redan möjligt att anta tre möjliga scheman för att fylla elektronskal i enlighet med elektrongrafiska formler: En analys av atomspektrumet visar att det senare schemat är korrekt. Med hjälp av denna regel är det inte svårt att rita ett diagram över den elektroniska strukturen för kväveatomen: Detta schema motsvarar formeln 1s 2 2s 2 2p 3 . Sedan börjar den parvisa placeringen av elektroner i 2p orbitaler. Elektroniska formler för de återstående atomerna i den andra perioden: Fyllningen av neonatomens andra energinivå slutar och konstruktionen av den andra perioden av elementsystemet är klar. Hitta det kemiska tecknet på litium i det periodiska systemet, från litium till neon Ne, laddningen av atomkärnor ökar naturligt. Det andra lagret fylls gradvis med elektroner. Med en ökning av antalet elektroner i det andra lagret försvagas de metalliska egenskaperna hos elementen gradvis och ersätts av icke-metalliska. Den tredje perioden, liksom den andra, börjar med två element (Na, Mg), där elektronerna är belägna på s-subnivån av det yttre elektronlagret. Detta följs av sex element (från Al till Ar), i vilka p-subnivån för det yttre elektronskiktet bildas. Strukturen för det yttre elektroniska lagret av motsvarande element i den andra och tredje perioden är liknande. Med andra ord, med en ökning av kärnans laddning, upprepas den elektroniska strukturen hos de yttre lagren av atomer periodiskt. Om elementen har samma externa energinivåer, är egenskaperna hos dessa element lika. Till exempel innehåller argon och neon åtta elektroner på den yttre nivån, och därför är de inerta, det vill säga de går nästan inte in i kemiska reaktioner. I fri form är argon och neon gaser som har monoatomiska molekyler. Atomerna av litium, natrium och kalium innehåller en elektron på den yttre nivån och har liknande egenskaper, så de är placerade i samma grupp av det periodiska systemet. III. Slutsatser. 1. Egenskaperna hos kemiska element, ordnade i stigande ordning av kärnans laddning, upprepas med jämna mellanrum, eftersom strukturen för de yttre energinivåerna hos elementens atomer periodiskt upprepas. 2. En jämn förändring av egenskaperna hos kemiska grundämnen inom en period kan förklaras av en gradvis ökning av antalet elektroner på den externa energinivån. 3. Anledningen till likheten mellan egenskaperna hos kemiska element som tillhör samma familj ligger i samma struktur för de yttre energinivåerna hos deras atomer. IV. Konsolidering av nytt material. Uppgift för klassen: 1. Rita strukturen för atomerna i följande element: a) natrium; 2. Jämför strukturen hos kväve- och fosforatomer. 3. Enligt fördelningen av valenselektroner, hitta elementet: a) 1s 2 2s 1 4. Med hjälp av datorpresentationen "Kompilering av elektroniska formler för strukturen av atomer" gör elektroniska formler för atomer a) kväve; b) svavel .
5. Använda layouten "Sammanställning av elektroniska formler för atomers struktur" elektroniska formler för atomer: a) magnesium; b) syre. V. Läxa: § 8, sid. 28-33. Rita diagram över strukturen hos atomernas elektronskal: bor, klor, litium, aluminium. Den framstående danske fysikern Niels Bohr (Fig. 1) föreslog att elektroner i en atom inte kan röra sig längs vilka som helst utan längs strikt definierade banor. Elektronerna i en atom skiljer sig åt i sin energi. Som experiment visar attraheras vissa av dem starkare till kärnan, andra - svagare. Den främsta anledningen till detta är det olika avlägsnandet av elektroner från en atoms kärna. Ju närmare elektronerna är kärnan, desto starkare är de bundna till den och desto svårare är det att dra ut dem ur elektronskalet. Allteftersom avståndet från atomkärnan ökar, ökar alltså elektronens energi. Elektroner som rör sig nära kärnan, så att säga, blockerar (skärmar) kärnan från andra elektroner, som attraheras till kärnan svagare och rör sig på ett större avstånd från den. Det är så elektroniska lager bildas. Varje elektronskikt består av elektroner med nära energivärden; Därför kallas de elektroniska lagren också för energinivåer. Kärnan är belägen i mitten av atomen i varje grundämne, och elektronerna som bildar elektronskalet är placerade runt kärnan i lager. Antalet elektronlager i en atom i ett grundämne är lika med antalet av den period då grundämnet är beläget. Till exempel är natrium Na ett element i den 3:e perioden, vilket betyder att dess elektronskal innehåller 3 energinivåer. Det finns 4 energinivåer i bromatomen Br, eftersom brom finns i den 4:e perioden (Fig. 2). Natriumatommodell: Bromatommodell: Det maximala antalet elektroner i en energinivå beräknas med formeln: 2n 2 , där n är numret på energinivån. Det maximala antalet elektroner per: 3:e lager - 18 osv. För element i huvudundergrupperna är numret på gruppen som elementet tillhör lika med antalet externa elektroner i atomen. De yttre elektronerna kallas det sista elektronlagret. Till exempel, i en natriumatom finns det 1 extern elektron (eftersom det är ett element i IA-undergruppen). Bromatomen har 7 elektroner på det sista elektronlagret (detta är ett element i VIIA-undergruppen). Strukturen av elektronskalen av element av 1-3 perioder I väteatomen är kärnladdningen +1, och denna laddning neutraliseras av en enda elektron (fig. 3). Nästa grundämne efter väte är helium, också ett grundämne från den första perioden. Därför finns det 1 energinivå i heliumatomen, på vilken två elektroner finns (fig. 4). Detta är det högsta möjliga antalet elektroner för den första energinivån. Element #3 är litium. Det finns 2 elektronlager i litiumatomen, eftersom detta är ett element i den andra perioden. På det första lagret i litiumatomen finns det 2 elektroner (detta lager är färdigt), och på det andra lagret - 1 elektron. Berylliumatomen har 1 elektron mer än litiumatomen (Fig. 5). På liknande sätt är det möjligt att skildra scheman för strukturen av atomer för de återstående elementen i den andra perioden (fig. 6). I atomen för det sista elementet i den andra perioden - neon - är den sista energinivån klar (den har 8 elektroner, vilket motsvarar det maximala värdet för det andra lagret). Neon är en inert gas som inte går in i kemiska reaktioner, därför är dess elektronskal mycket stabilt. Amerikansk kemist Gilbert Lewis gav en förklaring och lade fram oktettregel, enligt vilken åttaelektronskiktet är stabilt(med undantag för ett lager: eftersom det inte kan innehålla mer än 2 elektroner, kommer ett tvåelektrontillstånd att vara stabilt för det). Neon följs av ett element från den 3:e perioden - natrium. Det finns 3 elektronlager i natriumatomen, på vilka 11 elektroner finns (fig. 7). Ris. 7. Schema över natriumatomens struktur Natrium är i grupp 1, dess valens i föreningar är I, som för litium. Detta beror på det faktum att det finns 1 elektron på det yttre elektronskiktet av natrium- och litiumatomer. Grundämnenas egenskaper upprepas periodiskt eftersom grundämnenas atomer periodiskt upprepar antalet elektroner i det yttre elektronskiktet. Strukturen för atomerna i de återstående elementen i den tredje perioden kan representeras i analogi med strukturen för atomerna i elementen i den andra perioden. Strukturen hos elementens elektronskal 4 perioder Den fjärde perioden innehåller 18 element, bland dem finns element från både huvud (A) och sekundär (B) undergrupper. Ett kännetecken för strukturen hos atomerna i elementen i sidoundergrupper är att de sekventiellt fyller de pre-externa (inre) och inte externa, elektroniska lagren. Den fjärde perioden börjar med kalium. Kalium är en alkalimetall som uppvisar valens I i föreningar. Detta överensstämmer fullständigt med följande struktur för dess atom. Som ett element i den fjärde perioden har kaliumatomen 4 elektronlager. Det sista (fjärde) elektroniska lagret av kalium har 1 elektron, det totala antalet elektroner i en kaliumatom är 19 (serienumret för detta element) (Fig. 8). Ris. 8. Schema över kaliumatomens struktur Kalcium följer kalium. Kalciumatomen på det yttre elektronlagret kommer att ha 2 elektroner, som beryllium och magnesium (de är också element i II A-undergruppen). Nästa grundämne efter kalcium är skandium. Detta är ett element i den sekundära (B) undergruppen. Alla element i de sekundära undergrupperna är metaller. Ett kännetecken för strukturen hos deras atomer är närvaron av högst 2 elektroner på det sista elektronlagret, dvs. sekventiellt fyllda med elektroner kommer att vara det näst sista elektronlagret. Så, för skandium, kan vi föreställa oss följande modell av atomens struktur (Fig. 9): Ris. 9. Schema över strukturen för skandiumatomen En sådan fördelning av elektroner är möjlig, eftersom det maximalt tillåtna antalet elektroner på det tredje lagret är 18, dvs. åtta elektroner på det tredje lagret är ett stabilt, men inte komplett, tillstånd för lagret. I tio element i de sekundära undergrupperna av den fjärde perioden från skandium till zink fylls det tredje elektronskiktet successivt. Schemat för zinkatomens struktur kan representeras enligt följande: på det yttre elektronskiktet - två elektroner, på det pre-yttre skiktet - 18 (fig. 10). Ris. 10. Schema över zinkatomens struktur Grundämnena efter zink tillhör grundämnena i huvudundergruppen: gallium, germanium, etc. upp till krypton. I dessa grundämnens atomer fylls det fjärde (dvs det yttre) elektronskiktet successivt. I en atom av en inert gas av krypton kommer det att finnas en oktett på det yttre skalet, d.v.s. ett stabilt tillstånd. Sammanfattning av lektionen I den här lektionen lärde du dig hur elektronskalet hos en atom är ordnat och hur man förklarar fenomenet periodicitet. Vi bekantade oss med modellerna för strukturen hos atomernas elektronskal, med hjälp av vilka det är möjligt att förutsäga och förklara egenskaperna hos kemiska element och deras föreningar. Bibliografi Läxa Vi fick reda på att en atoms hjärta är dess kärna. Den har elektroner runt sig. De kan inte vara stationära, eftersom de omedelbart skulle falla på kärnan. I början av XX-talet. Planetmodellen för atomens struktur antogs, enligt vilken elektroner rör sig runt en mycket liten positiv kärna, precis som planeterna kretsar runt solen. Ytterligare forskning visade att atomens struktur är mycket mer komplicerad. Problemet med atomens struktur är fortfarande relevant för modern vetenskap. Elementarpartiklar, en atom, en molekyl - alla dessa är objekt i mikrovärlden, som inte observeras av oss. Den har andra lagar än i makrokosmos, vars föremål vi kan observera antingen direkt eller med hjälp av instrument (mikroskop, teleskop etc.). Därför, när vi diskuterar strukturen hos atomernas elektronskal, kommer vi att förstå att vi skapar vår egen representation (modell), som till stor del motsvarar moderna åsikter, även om den inte är exakt samma som en kemist. Vår modell är förenklad. Elektroner, som rör sig runt kärnan i en atom, bildar tillsammans dess elektronskal. Antalet elektroner i en atoms skal är lika, som du redan vet, antalet protoner i en atoms kärna, det motsvarar det ordinarie eller atomnummer för elementet i tabellen för D. I. Mendeleev. Så elektronskalet i en väteatom består av en elektron, klor - sjutton, guld - sjuttionio. Hur rör sig elektroner? Kaotiskt, som myggor runt en brinnande glödlampa? Eller i någon speciell ordning? Det visar sig i en viss ordning. Elektronerna i en atom skiljer sig åt i sin energi. Som experiment visar attraheras vissa av dem starkare till kärnan, andra - svagare. Den främsta anledningen till detta är det olika avlägsnandet av elektroner från en atoms kärna. Ju närmare elektronerna är kärnan, desto starkare är de bundna till den och desto svårare är det att dra ut dem ur elektronskalet, men ju längre bort de är från kärnorna, desto lättare är det att slita av dem. Det är uppenbart att när avståndet från atomkärnan ökar, ökar energireserven för elektronen (E) (Fig. 38). Ris. 38. Elektroner som rör sig nära kärnan, så att säga, blockerar (skärmar) kärnan från andra elektroner, som attraheras till kärnan svagare och rör sig på ett större avstånd från den. Det är så elektronlager bildas i elektronskalet på en atom. Varje elektronlager består av elektroner med liknande energivärden, Därför kallas de elektroniska lagren också för energinivåer. Vidare kommer vi att säga så: "Elektronen är på en viss energinivå." Antalet energinivåer fyllda med elektroner i en atom är lika med numret på perioden i tabellen över D. I. Mendeleev, där det kemiska elementet finns. Detta betyder att elektronskalet av atomer i den första perioden innehåller en energinivå, den andra perioden - två, den 3:e - tre, etc. Till exempel, i en kväveatom består den av två energinivåer, och i en magnesiumatom - av tre: Det maximala (största) antalet elektroner i energinivån kan bestämmas med formeln: 2n 2 , där n är numret på nivån. Därför fylls den första energinivån när det finns två elektroner på den (2 × 1 2 = 2); den andra - i närvaro av åtta elektroner (2 × 2 2 \u003d 8); den tredje - arton (2 × 3 2 \u003d 18), etc. I kemikursen i årskurs 8-9 kommer vi att överväga element från endast de tre första perioderna, därför kommer vi inte att möta den avslutade tredje energinivån i atomer . Antalet elektroner i den yttre energinivån i atomens elektronskal för de kemiska elementen i huvudundergrupperna är lika med gruppnumret. Nu kan vi rita diagram över strukturen hos atomernas elektronskal, styrda av planen: Kärnan i en väteatom har en laddning på +1, d.v.s. den innehåller endast en proton, respektive endast en elektron på en enda energinivå: Detta är skrivet med den elektroniska formeln enligt följande: Nästa element i den första perioden är helium. Kärnan i en heliumatom har en laddning på +2. Den har redan två elektroner på den första energinivån: På den första energinivån får bara två elektroner plats och inte fler - den är helt färdig. Det är därför den 1:a perioden i tabellen över D. I. Mendeleev består av två element. Litiumatomen, ett element i den andra perioden, har en annan energinivå, till vilken den tredje elektronen kommer att "gå": I berylliumatomen "träder" ytterligare en elektron in på den andra nivån: Boratomen har tre elektroner på den yttre nivån, och kolatomen har fyra elektroner... fluoratomen har sju elektroner, neonatomen har åtta elektroner: Den andra nivån kan bara hålla åtta elektroner och är därför komplett för neon. Natriumatomen, ett element i den tredje perioden, har en tredje energinivå (observera att atomen i det tredje periodens element innehåller tre energinivåer!), och den har en elektron: Observera: natrium är ett element i grupp I, det har en elektron på den yttre energinivån! Uppenbarligen kommer det inte att vara svårt att skriva ner strukturen för energinivåerna för svavelatomen, VIA-elementet i grupp 3 i den tredje perioden: Slutför den tredje perioden argon: Atomerna i elementen i den fjärde perioden har naturligtvis en fjärde nivå, där kaliumatomen har en elektron och kalciumatomen har två elektroner. Nu när vi har bekantat oss med förenklade idéer om strukturen av atomer av element i den första och andra perioden av D. I. Mendeleevs periodiska system, kan vi göra förfinningar som för oss närmare en mer korrekt syn på atomens struktur. Låt oss börja med en analogi. Precis som en snabbt rörlig nål på en symaskin, som genomborrar ett tyg, broderar ett mönster på det, så "broderar" en elektron som rör sig omätligt snabbare i rymden runt en atomkärna, bara inte ett platt, utan ett tredimensionellt mönster av en elektronmoln. Eftersom elektronens hastighet är hundratusentals gånger högre än synålens hastighet talar de om sannolikheten att hitta en elektron på en viss plats i rymden. Låt oss anta att vi lyckades, som i en sportfotofinish, att fastställa positionen för en elektron på någon plats nära kärnan och markera denna position med en prick. Om en sådan "fotofinish" görs hundratals, tusentals gånger, kommer en elektronmolnmodell att erhållas. Ibland kallas elektronmoln för orbitaler. Vi kommer att göra detsamma. Beroende på energin skiljer sig elektronmoln eller orbitaler i storlek. Det är tydligt att ju mindre energireserv en elektron har, desto starkare attraheras den till kärnan och desto mindre är dess omloppsbana. Elektronmoln (orbitaler) kan ha olika former. Varje energinivå i en atom börjar med en s-orbital, som har en sfärisk form. På den andra och efterföljande nivån uppträder hantelformade p-orbitaler efter en s-orbital (Fig. 39). Det finns tre sådana orbitaler. Varje orbital är upptagen av högst två elektroner. Därför kan det bara finnas två av dem på s-orbitalen och sex på tre p-orbitaler. Ris. 39. Genom att använda arabiska siffror för nivån, och beteckna orbitaler med bokstäverna s och p, och antalet elektroner i en given orbital med en arabisk siffra överst till höger ovanför bokstaven, kan vi representera strukturen av atomer med mer fullständig elektroniska formler. Låt oss skriva ner de elektroniska formlerna för atomer i den första och andra perioden: Om elementen har externa energinivåer liknande struktur, så är egenskaperna hos dessa element liknande. Till exempel innehåller argon och neon åtta elektroner på den yttre nivån, och därför är de inerta, det vill säga de går nästan inte in i kemiska reaktioner. I sin fria form är argon och neon gaser vars molekyler är monoatomiska. Atomerna av litium, natrium och kalium innehåller en elektron på den yttre nivån och har liknande egenskaper, därför placeras de i samma grupp av det periodiska systemet för D. I. Mendeleev. Låt oss göra en generalisering: samma struktur för externa energinivåer upprepas med jämna mellanrum, därför upprepas egenskaperna hos kemiska element med jämna mellanrum. Detta mönster återspeglas i namnet på det periodiska systemet av kemiska element av D. I. Mendeleev. Nyckelord och fraser Arbeta med dator Frågor och uppgifterA) 1s 2 2s 2 2p 4 B) 1s 2 2s 2 2p 6 C)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, G I I I MEN G A, G B I FÖRE KRISTUS
b) kisel
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
Det maximala antalet elektroner i energinivån
Former av s- och p-orbitaler (elektronmoln)
