Formule grafice ale elementelor chimice. Formula electronica si electronic-grafica

Structura electronică a atomului poate fi arătată printr-o formulă electronică și o diagramă electronic-grafică. În formulele electronice, nivelurile și subnivelurile de energie sunt scrise succesiv în ordinea umplerii lor și a numărului total de electroni de pe subnivel. În acest caz, starea unui electron individual, în special numerele sale magnetice și cuantice de spin, nu se reflectă în formula electronică. În circuitele grafice electronice, fiecare electron este „vizibil” în întregime, adică. poate fi caracterizat prin toate cele patru numere cuantice. Diagramele electrografice sunt de obicei date pentru electronii externi.

Exemplul 1. Scrieți formula electronică a fluorului, exprimați starea electronilor externi într-o diagramă electronic-grafică. Câți electroni nepereche sunt într-un atom al acestui element?

Soluţie. Numărul atomic al fluorului este nouă, prin urmare, în atomul său există nouă electroni. În conformitate cu principiul energiei minime, folosind fig. 7 și ținând cont de consecințele principiului Pauli, notăm formula electronică a fluorului: 1s 2 2s 2 2p 5. Pentru electronii externi (al doilea nivel de energie) întocmim o diagramă electronic-grafică (Fig. 8), din care rezultă că există un electron nepereche în atomul de fluor.

Orez. 8. Schema electronic-grafică a electronilor de valență ai unui atom de fluor

Exemplul 2. Desenați diagrame electronice ale stărilor posibile ale atomului de azot. Care dintre ele reflectă starea normală și care - starea excitată?

Soluţie. Formula electronică a azotului este 1s 2 s 2 2p 3, formula electronilor exteriori este 2s 2 2p 3. Subnivelul 2p este incomplet deoarece numărul de electroni de pe el este mai mic de șase. Variante posibile ale distribuției a trei electroni pe subnivelul 2p sunt prezentate în Fig. nouă.

Orez. 9. Diagrame electronic-grafice ale stărilor posibile ale subnivelului 2p în atomul de azot.

Valoarea maximă (în valoare absolută) de spin (3/2) corespunde stărilor 1 și 2, prin urmare, acestea sunt măcinate, iar restul sunt excitate.

Exemplul 3. Determinați numerele cuantice care determină starea ultimului electron din atomul de vanadiu?

Soluţie. Numărul atomic al vanadiului este Z = 23, prin urmare, formula electronică completă a elementului: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3. Schema electronic-grafică a electronilor externi (4s 2 3d 3) este următoarea (Fig. 10):

Orez. 10. Schema electronic-grafică a electronilor de valență ai atomului de vanadiu

Numărul cuantic principal al ultimului electron n = 3 (al treilea nivel energetic), orbital l= 2 (subnivel d). Numărul cuantic magnetic pentru fiecare dintre cei trei electroni d este diferit: pentru primul este –2, pentru al doilea –1, pentru al treilea - 0. Numărul cuantic de spin pentru toți cei trei electroni este același: ms = + 1/2. Astfel, starea ultimului electron din atomul de vanadiu se caracterizează prin numere cuantice: n = 3; l= 2; m = 0; m s = + 1/2.

7. Electroni perechi și neperechi

Electronii care umplu orbitalii în perechi se numesc pereche, iar electronii unici se numesc nepereche... Electronii nepereche asigură o legătură chimică între un atom și alți atomi. Prezența electronilor nepereche se stabilește experimental prin studierea proprietăților magnetice. Substanțe cu electroni nepereche paramagnetic(sunt atrași într-un câmp magnetic datorită interacțiunii spinilor electronilor, ca magneți elementari, cu un câmp magnetic extern). Substanțe cu doar electroni perechi diamagnetic(câmpul magnetic extern nu acționează asupra lor). Electronii nepereche sunt localizați numai la nivelul energetic exterior al atomului și numărul lor poate fi determinat prin schema sa electronic-grafică.

Exemplul 4. Determinați numărul de electroni nepereche dintr-un atom de sulf.

Soluţie. Numărul atomic al sulfului este Z = 16, prin urmare, formula electronică completă a elementului este: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Schema electronic-grafică a electronilor externi este următoarea (Fig. 11).

Orez. 11. Schema electronic-grafică a electronilor de valență ai atomului de sulf

Din diagrama electronică rezultă că în atomul de sulf există doi electroni nepereche.

Scrisă sub formă de așa-numite formule electronice. În formulele electronice, literele s, p, d, f indică subnivelurile energetice ale electronilor; numerele din fața literelor indică nivelul de energie în care se află electronul dat, iar indicele din dreapta sus indică numărul de electroni din subnivelul dat. Pentru a compune formula electronică a unui atom a oricărui element, este suficient să cunoașteți numărul acestui element din tabelul periodic și să îndepliniți prevederile de bază care guvernează distribuția electronilor în atom.

Structura învelișului de electroni a unui atom poate fi descrisă și ca o diagramă a distribuției electronilor în celulele energetice.

Pentru atomii de fier, o astfel de schemă este următoarea:

Această diagramă arată în mod clar îndeplinirea regulii Gund. La subnivelul 3d, numărul maxim de celule (patru) este umplut cu electroni nepereche. Imaginea structurii învelișului de electroni din atom sub formă de formule electronice și sub formă de diagrame nu reflectă în mod clar proprietățile undei electronului.

Formularea legii periodice cu modificările ulterioare DA. Mendeleev : proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt în dependență periodică de mărimea greutăților atomice ale elementelor.

Formularea modernă a Legii periodice: proprietățile elementelor, precum și formele și proprietățile compușilor acestora, depind periodic de mărimea sarcinii nucleului atomilor lor.

Astfel, sarcina pozitivă a nucleului (și nu masa atomică) s-a dovedit a fi un argument mai precis de care depind proprietățile elementelor și ale compușilor acestora.

Valenţă- este numărul de legături chimice prin care un atom este legat de altul.
Capacitățile de valență ale unui atom sunt determinate de numărul de electroni nepereche și de prezența orbitalilor atomici liberi la nivelul exterior. Structura nivelurilor exterioare de energie ale atomilor elementelor chimice și determină în principal proprietățile atomilor lor. Prin urmare, aceste niveluri sunt numite niveluri de valență. Electronii acestor niveluri, și uneori ai nivelurilor pre-externe, pot lua parte la formarea legăturilor chimice. Astfel de electroni sunt numiți și electroni de valență.

Valenta stoichiometrica element chimic - acesta este numărul de echivalenți pe care un anumit atom îi poate atașa sau este numărul de echivalenți dintr-un atom.

Echivalenții sunt determinați de numărul de atomi de hidrogen atașați sau substituiți; prin urmare, valența stoechiometrică este egală cu numărul de atomi de hidrogen cu care interacționează un anumit atom. Dar nu toate elementele interacționează liber, ci practic toate cu oxigenul, prin urmare valența stoechiometrică poate fi definită ca numărul dublat de atomi de oxigen atașați.

De exemplu, valența stoechiometrică a sulfului în hidrogenul sulfurat H 2 S este 2, în oxidul SO 2 - 4, în oxidul SO 3 - 6.

Când se determină valența stoechiometrică a unui element conform formulei unui compus binar, ar trebui să se ghideze după regula: valența totală a tuturor atomilor unui element trebuie să fie egală cu valența totală a tuturor atomilor celuilalt element.

Stare de oxidare de asemenea caracterizează compoziția unei substanțe și este egală cu valența stoechiometrică cu semnul plus (pentru un metal sau un element mai electropozitiv dintr-o moleculă) sau minus.

1. La substanțele simple, starea de oxidare a elementelor este zero.

2. Starea de oxidare a fluorului în toți compușii este -1. Restul halogenilor (clor, brom, iod) cu metale, hidrogen și alte elemente mai electropozitive au și ei o stare de oxidare de -1, dar în compușii cu elemente mai electronegative au stări de oxidare pozitive.

3. Oxigenul din compuși are o stare de oxidare de -2; excepția este peroxidul de hidrogen H 2 O 2 și derivații săi (Na 2 O 2, BaO 2 etc., în care oxigenul are o stare de oxidare de -1, precum și fluorura de oxigen OF 2, în care starea de oxidare a oxigenului este +2.

4. Elementele alcaline (Li, Na, K, etc.) și elementele subgrupei principale din a doua grupă a Tabelului periodic (Be, Mg, Ca etc.) au întotdeauna o stare de oxidare egală cu numărul grupului, care este, +1 și respectiv +2...

5. Toate elementele grupei a treia, cu excepția taliului, au o stare de oxidare constantă egală cu numărul grupului, adică. +3.

6. Cea mai mare stare de oxidare a unui element este egală cu numărul grupului Sistemului periodic, iar cea mai mică este diferența: numărul grupului este 8. De exemplu, cea mai mare stare de oxidare a azotului (este situată în grupa a cincea) este +5 (în acidul azotic și sărurile sale), iar cel mai scăzut este -3 (în sărurile de amoniac și amoniu).

7. Stările de oxidare ale elementelor din compus se compensează reciproc astfel încât suma lor pentru toți atomii dintr-o moleculă sau unitate de formulă neutră este zero, iar pentru un ion - sarcina acestuia.

Aceste reguli pot fi utilizate pentru a determina starea de oxidare necunoscută a unui element dintr-un compus, dacă stările de oxidare ale celorlalți sunt cunoscute și pentru a formula compuși multi-element.

Gradul de oxidare (numarul oxidativ,) — valoare condiționată auxiliară pentru înregistrarea proceselor de oxidare, reducere și reacții redox.

Concept starea de oxidare este adesea folosit în chimia anorganică în locul conceptului valenţă... Starea de oxidare a unui atom este egală cu valoarea numerică a sarcinii electrice atribuită atomului, presupunând că perechile de electroni care fac legătura sunt complet polarizate către atomi mai electronegativi (adică, presupunând că compusul este compus numai din ioni). ).

Starea de oxidare corespunde numărului de electroni care trebuie atașați unui ion pozitiv pentru a-l reduce la un atom neutru, sau scăderea dintr-un ion negativ pentru a-l oxida la un atom neutru:

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

Proprietățile elementelor, în funcție de structura învelișului electronic al atomului, variază în funcție de perioade și grupe ale sistemului periodic. Deoarece într-o serie de elemente analoge structurile electronice sunt doar similare, dar nu identice, atunci când trec de la un element dintr-un grup la altul, ele observă nu o simplă repetare a proprietăților, ci schimbarea regulată mai mult sau mai puțin clar exprimată a acestora.

Natura chimică a unui element se datorează capacității atomului său de a pierde sau dobândi electroni. Această capacitate este cuantificată prin valorile energiilor de ionizare și ale afinității electronilor.

Energia de ionizare (E și) este cantitatea minimă de energie necesară pentru detașarea și îndepărtarea completă a unui electron dintr-un atom în fază gazoasă la T = 0

K fără a transfera energie cinetică electronului eliberat cu transformarea atomului într-un ion încărcat pozitiv: E + Ei = E + + e-. Energia de ionizare este o valoare pozitivă și are cele mai mici valori pentru atomii de metale alcaline și cele mai mari pentru atomii de gaz nobili (inerți).

Afinitatea electronică (Ee) este energia eliberată sau absorbită atunci când un electron se atașează de un atom în faza gazoasă la T = 0

K cu transformarea unui atom într-un ion încărcat negativ fără a transfera energie cinetică particulei:

E + e- = E- + Ee.

Halogenii, în special fluorul (Ee = -328 kJ/mol), au afinitatea electronică maximă.

Valorile lui E și Ee sunt exprimate în kilojuli pe mol (kJ/mol) sau în electron-volți per atom (eV).

Capacitatea unui atom legat de a muta electronii legăturilor chimice către el însuși, crescând densitatea electronilor în jurul său se numește electronegativitatea.

Acest concept a fost introdus în știință de L. Pauling. Electronegativitateanotat cu simbolul ÷ și caracterizează tendința unui atom dat de a atașa electroni atunci când formează o legătură chimică.

Potrivit lui R. Maliken, electronegativitatea unui atom este estimată prin jumătatea sumei energiilor de ionizare și afinitatea electronică a atomilor liberi ÷ = (Ee + Ei) / 2

În perioade, există o tendință generală de creștere a energiei de ionizare și a electronegativității cu o creștere a sarcinii nucleului atomic; în grupuri, aceste valori scad odată cu creșterea numărului ordinal al elementului.

Trebuie subliniat că o valoare constantă a electronegativității nu poate fi atribuită unui element, deoarece depinde de mulți factori, în special de starea de valență a elementului, de tipul de compus în care intră, de numărul și tipul de atomi vecini.

Raze atomice și ionice. Dimensiunile atomilor și ionilor sunt determinate de dimensiunea învelișului de electroni. Conform conceptelor mecanicii cuantice, învelișul de electroni nu are granițe strict definite. Prin urmare, raza unui atom sau ion liber poate fi luată ca distanța calculată teoretic de la miez până la poziția maximului principal al densității norilor de electroni exteriori. Această distanță se numește raza orbitală. În practică, se folosesc de obicei valorile razelor atomilor și ionilor din compuși, calculate din date experimentale. În acest caz, se face o distincție între razele covalente și cele metalice ale atomilor.

Dependența razelor atomice și ionice de sarcina nucleului atomului elementului și este de natură periodică... În perioadele în care numărul atomic crește, razele tind să scadă. Cea mai mare scădere este tipică pentru elementele de perioade mici, deoarece nivelul lor electronic extern este umplut. La perioade mari din familiile de elemente d și f, această schimbare este mai puțin bruscă, deoarece în ele umplerea electronilor are loc în stratul pre-exterior. În subgrupe, razele atomilor și ionilor de același tip cresc în general.

Tabelul periodic al elementelor este un exemplu clar al manifestării diferitelor tipuri de periodicitate în proprietățile elementelor, care este observată orizontal (în perioada de la stânga la dreapta), vertical (într-un grup, de exemplu, de sus în jos). ), în diagonală, adică o anumită proprietate a atomului crește sau scade, dar periodicitatea rămâne.

În perioada de la stânga la dreapta (→), proprietățile oxidante și nemetalice ale elementelor cresc, în timp ce proprietățile reducătoare și metalice scad. Deci, dintre toate elementele din perioada a 3-a, sodiul va fi cel mai activ metal și cel mai puternic agent reducător, iar clorul va fi cel mai puternic agent oxidant.

Legătură chimică- este legătura reciprocă a atomilor dintr-o moleculă, sau rețea cristalină, ca rezultat al acțiunii dintre atomii forțelor electrice de atracție.

Aceasta este interacțiunea tuturor electronilor și a tuturor nucleelor, ducând la formarea unui sistem poliatomic stabil (radical, ion molecular, moleculă, cristal).

Legătura chimică este realizată de electroni de valență. Conform conceptelor moderne, o legătură chimică este de natură electronică, dar este realizată în moduri diferite. Prin urmare, există trei tipuri principale de legături chimice: covalent, ionic, metalicÎntre molecule există legătură de hidrogen,și se întâmplă interacțiunile van der Waals.

Principalele caracteristici ale legăturii chimice includ:

- lungimea legăturii - este distanța internucleară dintre atomii legați chimic.

Depinde de natura atomilor care interacționează și de multiplicitatea legăturii. Odată cu creșterea multiplicității, lungimea legăturii scade și, în consecință, rezistența acesteia crește;

- multiplicitatea legăturii - este determinată de numărul de perechi de electroni care leagă doi atomi. Cu o creștere a multiplicității, energia de legare crește;

- unghi de conectare- unghiul dintre liniile drepte imaginare care trec prin nucleele a doi atomi vecini interconectați chimic;

Energie de legare E CB - aceasta este energia care este eliberată în timpul formării acestei legături și este cheltuită pentru ruperea acesteia, kJ / mol.

Legătură covalentă - O legătură chimică formată prin împărțirea unei perechi de electroni cu doi atomi.

Explicația legăturii chimice prin apariția perechilor de electroni comuni între atomi a stat la baza teoriei spin a valenței, al cărei instrument este metoda legăturii de valență (MVS) descoperit de Lewis în 1916. Pentru descrierea mecanică cuantică a legăturii chimice și a structurii moleculelor, se mai folosește o metodă - metoda orbitală moleculară (MMO) .

Metoda legăturii de valență

Principiile de bază ale formării unei legături chimice conform MFM:

1. O legătură chimică este formată din electroni de valență (nepereche).

2. Electronii cu spin antiparalel aparținând a doi atomi diferiți devin comuni.

3. O legătură chimică se formează numai dacă, atunci când doi sau mai mulți atomi se apropie unul de celălalt, energia totală a sistemului scade.

4. Principalele forte care actioneaza in molecula sunt de origine electrica, coulombiana.

5. Legătura este mai puternică, cu atât norii de electroni care interacționează se suprapun.

Există două mecanisme pentru formarea unei legături covalente:

Mecanism de schimb. Legătura se formează prin socializarea electronilor de valență ai doi atomi neutri. Fiecare atom dă un electron nepereche unei perechi de electroni comune:

Orez. 7. Mecanismul de schimb al formării legăturilor covalente: A- nepolar; b- polar

Mecanismul donor-acceptor. Un atom (donator) oferă o pereche de electroni, iar un alt atom (acceptor) oferă un orbital liber pentru această pereche.

conexiuni, educat prin mecanism donor-acceptor, referiți la compuși complecși

Orez. 8. Mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor covalente

Legătura covalentă are anumite caracteristici.

Saturabilitatea - proprietatea atomilor de a forma un număr strict definit de legături covalente. Datorită saturației legăturilor, moleculele au o anumită compoziție.

Directivitate - t ... Adică, legătura se formează în direcția suprapunerii maxime a norilor de electroni . În ceea ce privește linia care leagă centrele atomilor care formează legătura, există: σ și π (Fig. 9): legătura σ - formată prin suprapunerea AO de-a lungul liniei care leagă centrele atomilor care interacționează; O legătură π este o legătură care are loc în direcția axei liniei perpendiculare care leagă nucleele atomului. Direcționalitatea legăturii determină structura spațială a moleculelor, adică forma lor geometrică. Hibridare - este o modificare a formei unor orbitali în timpul formării unei legături covalente pentru a realiza o suprapunere mai eficientă a orbitalilor. Legătura chimică formată cu participarea electronilor din orbitalii hibrizi este mai puternică decât legătura cu participarea electronilor din orbitalii s și p nehibrizi, deoarece există mai multă suprapunere. Există următoarele tipuri de hibridizare (Fig. 10, Tabelul 31): sp-hibridare - un orbital s și un orbital p se transformă în doi orbitali „hibrizi” identici, al căror unghi dintre axe este de 180 °. Moleculele în care se realizează hibridizarea sp au o geometrie liniară (BeCl 2).

sp 2 -hibridare- un orbital s și doi orbitali p se transformă în trei orbitali „hibrizi” identici, al căror unghi dintre axe este egal cu 120 °. Moleculele în care se realizează hibridizarea sp 2 au o geometrie plană (BF 3, AlCl 3).

sp 3-hibridizare- un orbital s și trei orbitali p se transformă în patru orbitali „hibrizi” identici, al căror unghi dintre axe este de 109 ° 28". Moleculele în care se realizează hibridizarea sp 3 au o geometrie tetraedrică (CH 4 ). , NH3).

Orez. 10. Tipuri de hibridizări ale orbitalilor de valență: a - sp-hibridarea orbitalilor de valență; b - sp 2 - hibridizarea orbitalilor de valență; v - sp 3-hibridarea orbitalilor de valență

Algoritm pentru elaborarea unei formule electronice pentru un element:

1. Determinați numărul de electroni dintr-un atom folosind Tabelul periodic al elementelor chimice ale D.I. Mendeleev.

2. După numărul perioadei în care se află elementul, determinați numărul de niveluri de energie; numărul de electroni de pe ultimul nivel electronic corespunde numărului de grup.

3. Împărțiți nivelurile în subnivele și orbitali și umpleți-le cu electroni în conformitate cu regulile de umplere a orbitalilor:

Trebuie reținut că există maxim 2 electroni la primul nivel. 1s 2, pe al doilea - maximum 8 (două s si sase R: 2s 2 2p 6), pe a treia - maximum 18 (două s, șase pși zece d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Numărul cuantic principal n ar trebui să fie minimă.
• Mai întâi umplut s- subnivel atunci p-, d- b f- subniveluri.
• Electronii umplu orbitalii în ordinea creșterii energiei orbitalilor (regula lui Klechkovsky).
• În cadrul subnivelului, electronii ocupă mai întâi orbitali liberi pe rând și abia apoi formează perechi (regula lui Hund).
• Nu pot exista mai mult de doi electroni într-un orbital (principiul lui Pauli).

Exemple.

1. Să compunem formula electronică a azotului. În tabelul periodic, azotul este la numărul 7.

2. Să compunem formula electronică a argonului. Argonul se află pe locul 18 în tabelul periodic.

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

3. Să compunem formula electronică a cromului. Cromul se găsește la numărul 24 în tabelul periodic.

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

Diagrama energiei zincului.

4. Să compunem formula electronică a zincului. Zincul se găsește la numărul 30 în tabelul periodic.

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

Rețineți că o parte a formulei electronice, și anume 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, este formula electronică a argonului.

Formula electronică a zincului poate fi reprezentată ca.

Multe metale sunt răspândite în natură, nu numai în compoziția diferitelor roci sau minerale, ci și într-o formă liberă - nativă. Acestea includ, de exemplu, aurul, argintul și cuprul. Cu toate acestea, elementele metalice active, precum sodiul, a cărei formulă electron-grafică o vom studia, nu apar ca o simplă substanță. Motivul constă în reactivitatea lor ridicată, care duce la oxidarea rapidă a substanței de către oxigenul atmosferic. De aceea, în laborator, metalul este salvat sub un strat de kerosen sau ulei industrial. Activitatea chimică a tuturor elementelor metalelor alcaline poate fi explicată prin caracteristicile structurale ale atomilor lor. Să luăm în considerare formula electronic-grafică a sodiului și să aflăm cum se reflectă caracteristicile sale în proprietățile fizice și particularitățile interacțiunii cu alte substanțe.

Atom de sodiu

Poziția unui element în subgrupul principal al primului grup al sistemului periodic afectează structura particulei sale neutre din punct de vedere electric. Această diagramă ilustrează aranjarea electronilor în jurul nucleului unui atom și determină numărul de niveluri de energie din acesta:

Numărul de protoni, neutroni, electroni dintr-un atom de sodiu va fi, respectiv, 11, 12, 11. Numărul de protoni și numărul de electroni sunt determinate de numărul ordinal al elementului, iar numărul de particule nucleare neutre va fi egal cu diferența dintre numărul nucleonilor (masa atomică) și numărul protonilor (numărul ordinal). Pentru a înregistra distribuția particulelor încărcate negativ într-un atom, puteți utiliza următoarea formulă electronică: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1.

Relația dintre structura atomului și proprietățile materiei

Proprietățile sodiului ca metal alcalin pot fi explicate prin faptul că aparține elementelor s, valența sa este 1, iar starea de oxidare este +1. Un electron nepereche de pe al treilea, ultimul, strat determină caracteristicile sale de reducere. În reacțiile cu alți atomi, sodiul renunță întotdeauna la propria sa particulă negativă la mai multe elemente electronegative. De exemplu, fiind oxidați de oxigenul atmosferic, atomii de Na devin particule încărcate pozitiv - cationi care alcătuiesc molecula oxidului principal Na 2 O. Această reacție are următoarea formă:

4Na + O2 = 2Na2O.

Proprietăți fizice

Formula electronică-grafică a sodiului și a rețelei sale cristaline determină parametrii elementului precum starea de agregare, punctele de topire și de fierbere, precum și capacitatea de a conduce căldura și curentul electric. Sodiul este un metal argintiu ușor (densitate 0,97 g/cm3) și foarte moale. Prezența electronilor care se mișcă liber în rețeaua cristalină determină o conductivitate termică și electrică ridicată. Se găsește în mod natural în minerale precum clorura de sodiu NaCl și silvinita NaCl × KCl. Sodiul este foarte răspândit nu numai în natura neînsuflețită, de exemplu, în compoziția zăcămintelor de sare gemă sau a apei de mare a mărilor și oceanelor. El, alături de clor, sulf, calciu, fosfor și alte elemente, este unul dintre cele mai importante zece elemente chimice organogenice care formează sistemele biologice vii.

Caracteristicile proprietăților chimice

Formula electrografică a sodiului arată clar că singurul electron s care se rotește pe ultimul, al treilea strat de energie al atomului de Na este slab legat de un nucleu încărcat pozitiv. Părăsește ușor atomul; prin urmare, sodiul se comportă ca un agent reducător puternic în reacțiile cu oxigenul, apa, hidrogenul și azotul. Iată exemple de ecuații de reacție tipice pentru metalele alcaline:

2Na + H2 = 2NaH;

6Na + N2 = 2Na3N;

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.

Reacția cu apa se termină cu formarea de compuși chimic agresivi - alcaline. Hidroxidul de sodiu, numit și, prezintă proprietățile bazelor active și în stare solidă și-a găsit aplicație ca desicant gazos. Sodiul metalic în industrie se obține prin electroliza unei sări topite - clorură de sodiu sau hidroxidul corespunzător, în timp ce pe catod se formează un strat de sodiu metalic.

În articolul nostru, am examinat formula electronică-grafică a sodiului și am studiat, de asemenea, proprietățile și producția sa în industrie.

Pentru a învăța cum să întocmești formule electronic-grafice, este semnificativ să înțelegem teoria structurii nucleului nuclear. Nucleul unui atom este format din protoni și neutroni. Există electroni în orbitalii electronici în jurul nucleului unui atom.

Vei avea nevoie

• - un stilou;
• - hârtie de notițe;
• - tabelul periodic al elementelor (tabelul periodic).

Instrucțiuni

1. Electronii dintr-un atom ocupă orbiti liberi într-o secvență numită scară de energie: 1s / 2s, 2p / 3s, 3p / 4s, 3d, 4p / 5s, 4d, 5p / 6s, 4d, 5d, 6p / 7s, 5f, 6d , 7p... Un orbital poate conține doi electroni cu spini opuși - direcțiile de rotație.

2. Designul carcaselor electronice este exprimat cu suport pentru formule electronice grafice. Utilizați o matrice pentru a scrie formula. O celulă poate conține unul sau doi electroni cu spini opuși. Electronii sunt reprezentați prin săgeți. Matricea arată clar că doi electroni pot fi localizați pe orbital s, 6 pe orbital p, 10 pe d și 14 pe f.

3. Luați în considerare regula întocmirii unei formule electronic-grafice folosind exemplul manganului. Găsiți manganul în tabelul periodic. Numărul său de serie este 25, ceea ce înseamnă că există 25 de electroni în atom, acesta este un element al perioadei a patra.

4. Notați numărul de ordine și simbolul elementului de lângă matrice. În conformitate cu scara de energie, completați nivelurile 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s pas cu pas, înscriind doi electroni în celulă. Se dovedește că 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 = 20 de electroni. Aceste niveluri sunt complet umplute.

5. Mai aveți cinci electroni și un nivel 3D neumplut. Plasați electronii în celulele subnivelului d, începând din stânga. Plasați electronii cu spin identic în celule, unul câte unul. Dacă toate celulele sunt umplute, începând din stânga, adăugați al doilea electron cu spin opus. Manganul are cinci electroni d, câte unul în întreaga celulă.

6. Formulele grafice electronice arată clar numărul de electroni nepereche care determină valența.

Atunci când creează lucrări teoretice și efective în matematică, fizică, chimie, un elev sau școlar se confruntă cu nevoia de a introduce simboluri speciale și formule dificile. Având aplicația Word din suita Microsoft Office, este posibil să tastați un electronic formulă fiecare dificultate.

Instrucțiuni

1. Deschideți cel mai nou document în Microsoft Word. Da-i un nume si salveaza-l in acelasi folder in care ai munca ta, ca sa nu te uiti in viitor.

2. Faceți clic pe fila „Inserare”. În dreapta, găsiți simbolul?, Și lângă inscripția „Formulă”. Faceți clic pe săgeată. Va apărea o fereastră în care puteți prefera formula încorporată, de exemplu formula pătratică.

3. Faceți clic pe săgeată și panoul de sus va afișa o varietate de simboluri de care ați putea avea nevoie atunci când scrieți această formulă specială. Schimbându-l așa cum aveți nevoie, îl puteți salva. De acum înainte, va renunța în lista de formule încorporate.

4. Dacă trebuie să transferați o formulă în text, cea care mai târziu trebuie să fie plasată pe site, apoi faceți clic dreapta pe câmpul energetic cu ea și selectați o metodă de scriere nu foarte profesionistă, ci liniară. În special, formula aceleiași ecuații pătratice în acest caz va lua forma: x = (- b ±? (B ^ 2-4ac)) / 2a.

5. O altă modalitate de a scrie o formulă electronică în Word este prin constructor. Țineți apăsate tastele Alt și = în același timp. Veți avea imediat un câmp pentru a scrie o formulă și se va deschide un constructor în panoul de sus. Aici puteți prefera toate semnele de care este posibil să aveți nevoie pentru a scrie o ecuație și a rezolva orice problemă.

6. Unele dintre simbolurile de notație liniară pot fi obscure pentru un cititor necunoscut cu simboluri computerizate. În acest caz, este util să salvați cele mai dificile formule sau ecuații într-o formă grafică. Pentru a face acest lucru, deschideți cel mai ușor editor grafic Paint: „Start” - „Programe” - „Paint”. După aceea, măriți documentul cu formulă, astfel încât să umple fiecare ecran. Acest lucru este necesar pentru ca imaginea salvată să aibă cea mai mare rezoluție. Apăsați PrtScr de pe tastatură, accesați Paint și apăsați Ctrl + V.

7. Tăiați orice exces. Ca rezultat, veți obține o imagine solidă cu formula necesară.

Videoclipuri similare

Notă!
Amintiți-vă că chimia este știința excepțiilor. Atomii subgrupurilor laterale ale tabelului periodic au o „alunecare” de electroni. De exemplu, în crom cu numărul de serie 24, unul dintre electronii din nivelul 4s trece într-o celulă a nivelului d. Un rezultat similar au molibdenul, niobiul etc.. În plus, există o reprezentare a stării excitate a atomului, când electronii perechi sunt nepereche și se transferă la orbitalii vecini. În consecință, la întocmirea formulelor electronic-grafice pentru elementele perioadei a cincea și ulterioare ale subgrupului lateral, consultați cartea de referință.