Енергийни поднива - раздел Химия, Основи неорганична химияОрбитално квантово число L форма...
Съгласно границите на изменение на орбиталното квантово число от 0 до (n-1), във всяко енергийно ниво е възможен строго ограничен брой поднива, а именно: броят на поднивата е равен на номера на нивото.
Комбинация от главна (n) и орбитална (l) квантови числанапълно характеризира енергията на електрона.Енергийният резерв на един електрон се отразява от сумата (n+l).
Например електроните от подниво 3d имат по-висока енергия от електроните от подниво 4s:
Определя се редът на запълване на нивата и поднивата в атома с електрони правило V.M. Клечковски:запълването на електронните нива на атома става последователно в ред на нарастване на сумата (n+1).
В съответствие с това е определена реалната енергийна скала на поднивата, според която са изградени електронните обвивки на всички атоми:
1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…
3. Магнитно квантово число (m l)характеризира посоката на електронния облак (орбитала) в пространството.
Колкото по-сложна е формата на електронния облак (т.е. колкото по-висока е стойността на l), толкова повече вариации в ориентацията на даден облак в пространството и толкова по-индивидуални енергийни състоянияелектрон, характеризиращ се с определена стойност на магнитното квантово число.
Математически m лприема цели числа от -1 до +1, включително 0, т.е. общо (21+1) стойности.
Нека обозначим всяка отделна атомна орбитала в пространството като енергийна клетка ð, тогава броят на тези клетки в поднивата ще бъде:
| Подниво | Възможни стойности на m л | Брой отделни енергийни състояния (орбитали, клетки) в подниво | |
| s (l=0) | един | ||
| p (l=1) | -1, 0, +1 | три | |
| d (l=2) | -2, -1, 0, +1, +2 | пет |  |
| f (l=3) | -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 | седем |  |
Например една сферична s-орбитала е еднозначно насочена в пространството. Орбиталите на дъмбела на всяко p-подниво са ориентирани по три координатни оси
4. Спиново квантово число m sхарактеризира собственото въртене на електрона около неговата ос и приема само две стойности:
p- подниво + 1/2 и – 1/2, в зависимост от посоката на въртене в едната или другата посока. Според принципа на Паули в една орбитала не могат да бъдат разположени повече от 2 електрона с противоположно насочени (антипаралелни) спинове:
Такива електрони се наричат сдвоени.Несдвоен електрон е схематично представен с една стрелка:.
Познавайки капацитета на една орбитала (2 електрона) и броя на енергийните състояния в подниво (m s), можем да определим броя на електроните в поднива:
Можете да запишете резултата по различен начин: s 2 p 6 d 10 f 14.
Тези числа трябва да се запомнят добре, за да се напишат правилно електронните формули на атома.
И така, четири квантови числа - n, l, m l, m s - напълно определят състоянието на всеки електрон в атома. Всички електрони в атом с еднаква стойност на n представляват енергийно ниво, с еднакви стойности на n и l - енергийно подниво, с еднакви стойности на n, l и m л– отделна атомна орбитала (квантова клетка). Електроните в една орбитала имат различни спинове.
Като вземем предвид стойностите на всичките четири квантови числа, ние определяме максимална сумаелектрони в енергийни нива (електронни слоеве):
Големи количестваелектроните (18.32) се съдържат само в дълбоко разположените електронни слоеве на атомите; външният електронен слой може да съдържа от 1 (за водород и алкални метали) до 8 електрона (инертни газове).
Важно е да запомните, че запълването на електронните обвивки с електрони става според принцип на най-малко енергия: първо се запълват поднивата с минимална енергийна стойност, а след това тези с по-високи стойности. Тази последователност съответства на енергийната скала на поднивата на V.M. Клечковски.
Електронната структура на атома се показва чрез електронни формули, които показват енергийните нива, поднивата и броя на електроните в поднивата.
Например водородният атом 1H има само 1 електрон, който се намира в първия слой от ядрото на s-поднивото; електронната формула на водородния атом е 1s 1.
Литиевият атом 3 Li има само 3 електрона, 2 от които са в s-поднивото на първия слой, а 1 е поставен във втория слой, който също започва с s-подниво. Електронната формула на литиевия атом е 1s 2 2s 1.
Фосфорният атом 15P има 15 електрона, подредени в три електронни слоя. Спомняйки си, че s-поднивото съдържа не повече от 2 електрона, а p-поднивото съдържа не повече от 6, ние постепенно поставяме всички електрони в поднивата и съставяме електронната формула на фосфорния атом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
При съставянето на електронната формула на мангановия атом 25 Mn е необходимо да се вземе предвид последователността на увеличаване на енергията на поднивата: 1s2s2p3s3p4s3d…
Постепенно разпределяме всичките 25 електрона на Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5.
Крайната електронна формула на мангановия атом (като се вземе предвид разстоянието на електроните от ядрото) изглежда така:
| 1s 2 | 2s 2 2p 6 | 3s 2 3p 6 3d 5 | 4s 2 |
Електронната формула на мангана напълно отговаря на мястото му в периодичната таблица: броят на електронните слоеве (енергийни нива) - 4 е равен на номера на периода; във външния слой има 2 електрона, предпоследният слой не е завършен, което е характерно за металите от вторичните подгрупи; общият брой подвижни валентни електрони (3d 5 4s 2) – 7 е равен на номера на групата.
В зависимост от това кое от енергийните поднива в атома -s-, p-, d- или f- е изградено последно, всички химични елементи се разделят на електронни семейства: s-елементи(З, той, алкални метали, метали основна подгрупа 2-ра група периодичната таблица); р-елементи(елементи от основните подгрупи 3, 4, 5, 6, 7, 8 на периодичната система); d-елементи(всички метали от второстепенни подгрупи); f-елементи(лантаниди и актиниди).
Електронните структури на атомите са дълбока теоретична основа за структурата на периодичната система; дължината на периодите (т.е. броят на елементите в периодите) пряко следва от капацитета на електронните слоеве и последователността на увеличаване на енергията на поднивата:
Всеки период започва с s-елемент със структура на външния слой s 1 (алкален метал) и завършва с p-елемент със структура на външния слой ...s 2 p 6 (инертен газ). 1-ви периодсъдържа само два s-елемента (Н и Не), второстепенните периоди II и III съдържат два s-елемента и шест p-елемента. През IV и V-та голямаВ периодите между s- и p-елементите се "вклиняват" 10 d-елемента - преходни метали, разделени на вторични подгрупи. В периоди VI и VII, други 14 f-елемента се добавят към подобна структура, със свойства, подобни съответно на лантан и актиний, и идентифицирани като подгрупи на лантаниди и актиниди.
Когато изучавате електронните структури на атомите, обърнете внимание на тяхното графично представяне, например:
13 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
Използват се и двете опции за изображение: а) и б):
За правилно местоположениеелектрони в орбиталите, които трябва да знаете Правилото на Хунд:електроните в подниво са подредени така, че общият им спин да е максимален. С други думи, електроните първо заемат всички свободни клетки на дадено подниво една по една.
Например, ако е необходимо да се поставят три p-електрона (p 3) в p-поднивото, което винаги има три орбитали, тогава от двете възможни опции първата опция отговаря на правилото на Хунд:
Като пример, разгледайте графична електронна диаграма на въглероден атом:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2
Броят на несдвоените електрони в един атом е много важна характеристика. Според теорията за ковалентната връзка само несдвоени електрони могат да образуват химични връзки и да определят валентни възможностиатом.
Ако има свободни енергийни състояния (незаети орбитали) в поднивото, атомът, когато е възбуден, "изпарява", разделя сдвоени електрони и неговите валентни възможности се увеличават:
6 C 1s 2 2s 2 2p 3
Въглерод в добро състояние 2-валентен, във възбудено състояние 4-валентен. Флуорният атом няма потенциал за възбуждане (тъй като всички орбитали на външния електронен слой са заети), следователно флуорът в неговите съединения е едновалентен.
Пример 1.Какво представляват квантовите числа? Какви стойности могат да приемат?
Решение.Движението на електрона в атома е вероятностно. Околоядреното пространство, в което с най-голяма вероятност (0,9-0,95) може да се намира електрон, се нарича атомна орбитала (АО). Атомна орбитала, като всяка друга геометрична фигура, се характеризира с три параметъра (координати), наречени квантови числа (n, l, m л). Квантовите числа не приемат никакви, а определени, дискретни (прекъснати) стойности. Съседните стойности на квантовите числа се различават с единица. Квантовите числа определят размера (n), формата (l) и ориентацията (m l) на атомна орбитала в пространството. Заемайки една или друга атомна орбитала, електронът образува електронен облак, който може да има различна форма за електроните от един и същи атом (фиг. 1). Формите на електронните облаци са подобни на AO. Те се наричат още електронни или атомни орбитали. Електронният облак се характеризира с четири числа (n, l, m 1 и m 5).
Какво ще правим с получения материал:
Ако този материал е бил полезен за вас, можете да го запазите на страницата си в социалните мрежи:
| Tweet |
Всички теми в този раздел:
Основни закони и понятия на химията
Клонът на химията, който разглежда количествения състав на веществата и количествените отношения (маса, обем) между реагиращите вещества, се нарича стехиометрия. Според това,
Химическа символика
Съвременните символи за химичните елементи са въведени през 1813 г. от Берцелиус. Елементите се обозначават с началните букви на техните латински имена. Например кислородът (Oxygenium) се обозначава с буквата O, ce
Латински корени на някои елементи
Пореден номер в таблицата на периодичната система Символ Руско име Латински корен
Групови имена на елементи
Име на групата елементи Елементи от групата Благородни газове He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Халогени
Наименования на най-често използваните киселини и киселинни остатъци
Киселинни формули Име на киселина Формула на киселинен остатък Име на киселинен остатък Кислородни киселини
Получаване на киселини
1 . Взаимодействие киселинни оксиди(повечето) с вода: SO3 + H2O=H2SO4; N2O5 + H2
Номенклатура на неорганичните съединения (съгласно правилата на IUPAC)
IUPAC е Международният съюз по чиста и приложна химия. Правилата на IUPAC от 1970 г. са международен модел за установяване на номенклатурни правила за химични съединенияна езика Soo
Първите модели на атома
През 1897 г. Дж.Томсън (Англия) открива електрона, а през 1909г. Р. Мъликен определи неговия заряд, който е равен на 1,6·10-19 С. Масата на електрона е 9,11 10-28 g V
Атомни спектри
При нагряване веществото излъчва лъчи (радиация). Ако радиацията има една дължина на вълната, тогава тя се нарича монохроматична. В повечето случаи радиацията се характеризира с няколко
Quanta и моделът на Бор
През 1900 г. М. Планк (Германия) предполага, че веществата абсорбират и излъчват енергия на отделни порции, които той нарича кванти. Енергията на кванта E е пропорционална на честотата на излъчване (ko
Двойствената природа на електрона
През 1905 г. А. Айнщайн прогнозира, че всяка радиация е поток от енергийни кванти, наречени фотони. От теорията на Айнщайн следва, че светлината има двойна (частична вълна)
Стойности на квантовите числа и максималния брой електрони на квантови нива и поднива
Квантово магнитно квантово число ml Брой квантови състояния (орбитали) Максимален брой електрони
Изотопи на водорода
Изотоп Ядрен заряд (пореден номер) Брой електрони Атомна маса Брой неутрони N=A-Z Протий
Периодична таблица на елементите D.I. Менделеев и електронната структура на атомите
Нека разгледаме връзката между позицията на елемент в периодичната таблица и електронна структуранеговите атоми. Всеки следващ елемент от периодичната таблица има един електрон повече от предишния.
Електронни конфигурации на елементи от първите два периода
Атомен номер Елемент Електронни конфигурации Атомен номер Елемент Електронни конфигурации
Електронни конфигурации на елементи
Период Пореден номер Елемент Електронна конфигурация Период Пореден номер Елемент
Периодични свойства на елементите
Тъй като електронната структура на елементите се променя периодично, свойствата на елементите, определени от тяхната електронна структура, като йонизационна енергия,
Електроотрицателност на елементите според Полинг
H 2.1 &
Степени на окисление на арсен, селен, бром
Елемент Състояние на окисление Съединения най-високо най-ниско
Съкратени и пълни уравнения на ядрени реакции
Съкратени уравнения Пълни уравнения 27Al(p,
Определение за химична връзка
Свойствата на веществата зависят от техния състав, структура, вид химическа връзкамежду атомите в едно вещество. Химическата връзка е електрическа по природа. Под химическа връзка разбираме вида
Йонна връзка
Когато се образува някаква молекула, атомите на тази молекула се „свързват“ един с друг. Причината за образуването на молекулите е, че между атомите в молекулата действат електростатични сили. Образова
Ковалентна връзка
Химическа връзка, създадена от припокриващи се електронни облаци от взаимодействащи атоми, се нарича ковалентна връзка. 4.3.1. Неполярно ковале
Метод на валентната връзка (MVS, BC)
За дълбоко разбиране на същността на ковалентната връзка, природата на разпределението на електронната плътност в молекулата, принципите на конструиране на прости и сложни веществаизисква се метод на валентна връзка
Молекулярен орбитален метод (MMO, MO)
Хронологично методът MO се появява по-късно от метода BC, тъй като в теорията на ковалентните връзки остават въпроси, които не могат да бъдат обяснени с метода BC. Нека посочим някои от тях. как
Основни разпоредби на IMO, MO
1. В една молекула всички електрони са споделени. Самата молекула е едно цяло, сбор от ядра и електрони. 2. В една молекула всеки електрон съответства на молекулна орбитала, напр
Орбитална хибридизация и пространствена конфигурация на молекулите
Тип молекула Начални орбитали на атом A Тип хибридизация Брой хибридни орбитали на атом A Pr
Метална връзка
Самото заглавие казва, че ще говорим вътрешна структураметали Атомите на повечето метали съдържат малък брой електрони на външно енергийно ниво. И така, по един електрон всеки
Водородна връзка
Водородната връзка е вид химична връзка. Това се случва между молекули, които съдържат водород и силно електроотрицателен елемент. Тези елементи са флуор, кислород
Взаимодействия между молекулите
Когато молекулите се съберат, се появява привличане, което причинява появата на кондензирано състояние на материята. Основните видове взаимодействие между молекулите включват ван дер Ваалсови сили, при които
Принос на отделните компоненти към енергията на междумолекулното взаимодействие
Вещество Електричен диполен момент, D Поляризуемост, m3∙1030 Енергия на взаимодействие, kJ/m
Общи понятия
При изтичане химична реакцияпроменя се енергийното състояние на системата, в която протича тази реакция. Състоянието на системата се характеризира с термодинамични параметри (p, T, s и др.)
Вътрешна енергия. Първи закон на термодинамиката
По време на химичните реакции в системата настъпват дълбоки качествени промени, връзките в изходните вещества се разкъсват и в крайните продукти се появяват нови връзки. Тези промени са придружени от абсорбция
Енталпия на системата. Топлинни ефекти на химичните реакции
Топлината Q и работата A не са функции на състоянието, защото те служат като форми на пренос на енергия и са свързани с процеса, а не със състоянието на системата. В химичните реакции А е работа срещу външни
Термохимични изчисления
Термохимичните изчисления се основават на закона на Хес, който позволява да се изчисли енталпията на химическа реакция: топлинният ефект на реакцията зависи само от естеството и физическото състояние на изходните вещества
Стандартни топлини (енталпии) на образуване
някои вещества Вещество
Химически афинитет. Ентропия на химичните реакции. Енергия на Гибс
Реакциите могат да възникнат спонтанно, придружени не само от освобождаване, но и от абсорбиране на топлина. Реакция, която протича при дадена температура и отделя топлина при различна температура
Втори и трети закон на термодинамиката
За системи, които не комуникират с заобикаляща среданито енергия, нито материя (изолирани системи), вторият закон на термодинамиката има следната формулировка: в изолирани системи самата
Концепцията за скоростта на химичните реакции
Скоростта на химическа реакция е броят на елементарните реакционни събития, настъпващи за единица време за единица обем (в случай на хомогенни реакции) или за единица интерфейсна повърхност (в
Зависимост на скоростта на реакцията от концентрацията на реагентите
За да реагират атом и молекули, те трябва да се сблъскат една с друга, тъй като силите химично взаимодействиеТе работят само на много къси разстояния. Колкото повече молекули има
Влияние на температурата върху скоростта на реакцията
Зависимостта на скоростта на реакцията от температурата се определя от правилото на Вант Хоф, според което при всяко повишаване на температурата с 10 градуса скоростта на повечето реакции се увеличава с 2-
Активираща енергия
Бързата промяна в скоростта на реакцията с температурни промени се обяснява с теорията на активирането. Защо нагряването причинява толкова значително ускоряване на химичните трансформации? За да отговорите на този въпрос, трябва
Понятие за катализа и катализатори
Катализата е промяна в скоростта на химичните реакции в присъствието на вещества - катализатори. Катализаторите са вещества, които променят скоростта на реакцията чрез участие в химичен междинен продукт.
Химически баланс. Принцип на Льо Шателие
Реакциите, които протичат в една посока и завършват, се наричат необратими. Не са много от тях. Повечето реакции са обратими, т.е. протичат в противоположни посоки
Методи за изразяване на концентрацията на разтворите
Концентрацията на разтвор е съдържанието на разтворено вещество в определена маса или известен обем от разтвор или разтворител. Има маса, молар (моларен обем), mo
Колигативни свойства на разтворите
Колигативните свойства са свойства на разтворите, които зависят от концентрацията и практически не зависят от природата на разтворените вещества. Те се наричат още общи (колективни). T
Електролитни разтвори
Примери за електролитни разтвори включват разтвори на основи, соли и неорганични киселинивъв вода, разтвори на редица соли и течен амоняк и някои органични разтворители, като ацетонит
В разтвори при 298 К
Концентрация, mol/1000g Н2О Коефициент на активност за електролити NaCl KCl NaOH KOH
Хидролиза на соли
Химично обменно взаимодействие на разтворени солни йони с вода, което води до образуването на слабо дисоцииращи продукти (молекули на слаби киселини или основи, киселинни аниони или основни катиони
Константи и степени на дисоциация на някои слаби електролити
Електролити Формула Числени стойности на константите на дисоциация Степен на дисоциация в 0,1 n. разтвор, % Азотисти киселини
процеси
Редокс реакциите са реакции, които са придружени от промяна в степента на окисление на атомите, които изграждат реагиращите вещества.
Валентност и степен на окисление на атомите в някои съединения
Молекула Йонност на връзката, % Атом Ковалентност Електровалентност Валентност: v = ve
Редокс реакции
Нека разгледаме основните принципи на теорията на редокс реакциите. 1. Окислението е процесът на загуба на електрони от атом, молекула или йон. Степента на окисление в този случай
Най-важните редуктори и окислители
Редуциращи агенти Окислители Метали, водород, въглища Въглероден оксид (II) CO Сероводород H2S, натриев сулфид Na2S, селенов оксид
Съставяне на уравнения за редокс реакции
За съставяне на уравнения на редокс реакции и определяне на коефициентите се използват два метода: метод на електронен баланс и йонно-електронен метод (метод на полуреакция).
Определяне на комплексни съединения
Съединения като оксиди, киселини, основи и соли се образуват от атоми в резултат на образуването на химична връзка между тях. Това са обикновени връзки или връзки от първи ред
Лиганди
Лигандите включват прости аниони, като F-, CI-, Br-, I-, S2-, сложни аниони, например CN–, NCS–, NO
Номенклатура на комплексните съединения
Името на комплексния катион се изписва с една дума, като се започне с името на отрицателния лиганд с добавяне на буквата "o", след това неутралните молекули и централния атом се дават с обозначението
Дисоциация на комплексни съединения
Комплексни съединения - неелектролитите във водни разтвори не претърпяват дисоциация. Липсва им външната сфера на комплекса, например: , )
