Elétrons

O conceito de átomo surgiu no mundo antigo para designar partículas de matéria. Traduzido do grego, átomo significa “indivisível”.

O físico irlandês Stoney, com base em experimentos, chegou à conclusão de que a eletricidade é transportada pelas menores partículas existentes nos átomos de todos os elementos químicos. Em 1891, Stoney propôs chamar essas partículas de elétrons, que significa “âmbar” em grego. Alguns anos depois de o elétron receber esse nome, o físico inglês Joseph Thomson e o físico francês Jean Perrin provaram que os elétrons carregam uma carga negativa. Esta é a menor carga negativa, que em química é considerada um (-1). Thomson ainda conseguiu determinar a velocidade do elétron (a velocidade do elétron na órbita é inversamente proporcional ao número da órbita n. Os raios das órbitas aumentam proporcionalmente ao quadrado do número da órbita. Na primeira órbita do átomo de hidrogênio (n=1; Z=1) a velocidade é ≈ 2,2·106 m/ s, ou seja, cerca de cem vezes menor que a velocidade da luz c = 3·108 m/s) e a massa do elétron (é quase 2.000 vezes menor que a massa do átomo de hidrogênio).

Estado dos elétrons em um átomo

O estado de um elétron em um átomo é entendido como um conjunto de informações sobre a energia de um determinado elétron e o espaço em que ele está localizado. Um elétron em um átomo não tem trajetória de movimento, ou seja, só podemos falar sobre a probabilidade de encontrá-lo no espaço ao redor do núcleo.

Ele pode estar localizado em qualquer parte deste espaço ao redor do núcleo, e a totalidade dele várias disposições considerada como uma nuvem de elétrons com uma certa densidade de carga negativa. Figurativamente, isso pode ser imaginado da seguinte forma: se fosse possível fotografar a posição de um elétron em um átomo após centésimos ou milionésimos de segundo, como em um acabamento fotográfico, então o elétron nessas fotografias seria representado como pontos. Se inúmeras dessas fotografias fossem sobrepostas, a imagem seria a de uma nuvem de elétrons com maior densidade onde haveria a maioria desses pontos.

Espaço ao redor núcleo atômico, no qual o elétron tem maior probabilidade de ser encontrado é chamado de orbital. Contém aproximadamente Nuvem 90% eletrônica, e isso significa que cerca de 90% do tempo o elétron está nesta parte do espaço. Eles se distinguem pela forma 4 tipos de orbitais atualmente conhecidos, que são designados pelo latim letras s, p, d e f. Uma representação gráfica de algumas formas de orbitais de elétrons é apresentada na figura.

A característica mais importante do movimento de um elétron em um determinado orbital é energia de sua conexão com o núcleo. Elétrons com valores de energia semelhantes formam uma única camada de elétrons, ou nível de energia. Os níveis de energia são numerados a partir do núcleo - 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7.

O inteiro n, indicando o número do nível de energia, é chamado de número quântico principal. Caracteriza a energia dos elétrons que ocupam um determinado nível de energia. Os elétrons do primeiro nível de energia, mais próximos do núcleo, têm a energia mais baixa. Comparados aos elétrons do primeiro nível, os elétrons dos níveis subsequentes serão caracterizados por um grande suprimento de energia. Conseqüentemente, os elétrons do nível externo estão menos fortemente ligados ao núcleo atômico.

O maior número de elétrons em um nível de energia é determinado pela fórmula:

N = 2n 2 ,

onde N é o número máximo de elétrons; n é o número do nível ou o número quântico principal. Conseqüentemente, no primeiro nível de energia mais próximo do núcleo não pode haver mais do que dois elétrons; no segundo - não mais que 8; no terceiro - não mais que 18; no quarto - não mais que 32.

A partir do segundo nível de energia (n = 2), cada um dos níveis é dividido em subníveis (subcamadas), ligeiramente diferentes entre si na energia de ligação com o núcleo. O número de subníveis é igual ao valor do número quântico principal: o primeiro nível de energia possui um subnível; o segundo - dois; terceiro - três; quarto - quatro subníveis. Os subníveis, por sua vez, são formados por orbitais. Cada valorn corresponde ao número de orbitais igual a n.

Os subníveis são geralmente denotados por letras latinas, bem como a forma dos orbitais que os compõem: s, p, d, f.

Prótons e nêutrons

Átomo de qualquer Elemento químico comparável a um minúsculo sistema solar. Portanto, este modelo do átomo, proposto por E. Rutherford, é denominado planetário.

O núcleo atômico, no qual toda a massa do átomo está concentrada, consiste em partículas de dois tipos - prótons e nêutrons.

Os prótons têm uma carga igual à carga dos elétrons, mas de sinal oposto (+1), e uma massa igual à massa de um átomo de hidrogênio (é considerado como um em química). Os nêutrons não carregam carga, são neutros e têm massa igual à massa de um próton.

Prótons e nêutrons juntos são chamados de núcleons (do latim núcleo - núcleo). A soma do número de prótons e nêutrons em um átomo é chamada de número de massa. Por exemplo, o número de massa de um átomo de alumínio é:

13 + 14 = 27

número de prótons 13, número de nêutrons 14, número de massa 27

Como a massa do elétron, que é insignificantemente pequena, pode ser desprezada, é óbvio que toda a massa do átomo está concentrada no núcleo. Os elétrons são designados e - .

Desde o átomo eletricamente neutro, então também é óbvio que o número de prótons e elétrons em um átomo é o mesmo. É igual ao número de série do elemento químico que lhe é atribuído na Tabela Periódica. A massa de um átomo consiste na massa de prótons e nêutrons. Conhecendo o número atômico do elemento (Z), ou seja, o número de prótons, e o número de massa (A), igual à soma dos números de prótons e nêutrons, você pode encontrar o número de nêutrons (N) usando a fórmula :

N = UMA - Z

Por exemplo, o número de nêutrons em um átomo de ferro é:

56 — 26 = 30

Isótopos

Variedades de átomos do mesmo elemento que têm a mesma carga nuclear, mas diferentes números de massa são chamados isótopos. Os elementos químicos encontrados na natureza são uma mistura de isótopos. Assim, o carbono possui três isótopos com massas 12, 13, 14; oxigênio - três isótopos com massas 16, 17, 18, etc. A massa atômica relativa de um elemento químico geralmente fornecida na Tabela Periódica é o valor médio das massas atômicas mistura natural isótopos de um determinado elemento, levando em consideração sua abundância relativa na natureza. As propriedades químicas dos isótopos da maioria dos elementos químicos são exatamente as mesmas. No entanto, os isótopos de hidrogénio variam muito em propriedades devido ao dramático aumento múltiplo na sua massa atómica relativa; eles recebem até nomes individuais e símbolos químicos.

Elementos do primeiro período

Diagrama da estrutura eletrônica do átomo de hidrogênio:

Os diagramas da estrutura eletrônica dos átomos mostram a distribuição dos elétrons pelas camadas eletrônicas (níveis de energia).

Fórmula eletrônica gráfica do átomo de hidrogênio (mostra a distribuição dos elétrons por níveis e subníveis de energia):

As fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos mostram a distribuição dos elétrons não apenas entre níveis e subníveis, mas também entre orbitais.

Em um átomo de hélio, a primeira camada de elétrons está completa - possui 2 elétrons. Hidrogênio e hélio são elementos S; O orbital s desses átomos está cheio de elétrons.

Para todos os elementos do segundo período a primeira camada eletrônica é preenchida, e os elétrons preenchem os orbitais s e p da segunda camada de elétrons de acordo com o princípio da menor energia (primeiro s e depois p) e as regras de Pauli e Hund.

No átomo de néon, a segunda camada de elétrons está completa - possui 8 elétrons.

Para átomos de elementos do terceiro período, a primeira e a segunda camadas eletrônicas são completadas, de modo que a terceira camada eletrônica é preenchida, na qual os elétrons podem ocupar os subníveis 3s-, 3p- e 3d.

O átomo de magnésio completa seu orbital de elétrons 3s. Na e Mg são elementos s.

No alumínio e nos elementos subsequentes, o subnível 3p é preenchido com elétrons.

Os elementos do terceiro período possuem orbitais 3D não preenchidos.

Todos os elementos de Al a Ar são elementos p. Os elementos s e p formam os subgrupos principais da Tabela Periódica.

Elementos do quarto ao sétimo períodos

Uma quarta camada de elétrons aparece nos átomos de potássio e cálcio, e o subnível 4s é preenchido, pois possui energia menor que o subnível 3d.

K, Ca - elementos s incluídos nos subgrupos principais. Para átomos de Sc a Zn, o subnível 3d é preenchido com elétrons. Estes são elementos 3D. Eles estão incluídos em subgrupos secundários, sua camada eletrônica mais externa é preenchida e são classificados como elementos de transição.

Preste atenção à estrutura das camadas eletrônicas dos átomos de cromo e cobre. Neles, um elétron “falha” do subnível 4s para o 3d, o que é explicado pela maior estabilidade energética das configurações eletrônicas resultantes 3d 5 e 3d 10:

No átomo de zinco, a terceira camada de elétrons está completa - todos os subníveis 3s, 3p e 3d estão preenchidos nela, com um total de 18 elétrons. Nos elementos seguintes ao zinco, a quarta camada de elétrons, o subnível 4p, continua a ser preenchida.

Os elementos de Ga a Kr são elementos p.

No átomo de criptônio camada externa(quarto) está completo, tem 8 elétrons. Mas pode haver um total de 32 elétrons na quarta camada eletrônica; o átomo de criptônio ainda possui subníveis 4d e 4f não preenchidos. Para elementos do quinto período, os subníveis estão sendo preenchidos na seguinte ordem: 5s - 4d - 5p. E também há exceções relacionadas a “ falha» elétrons, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

No sexto e sétimo períodos aparecem os elementos f, ou seja, elementos nos quais os subníveis 4f e 5f da terceira camada eletrônica externa estão sendo preenchidos, respectivamente.

Os elementos 4f são chamados de lantanídeos.

Os elementos 5f são chamados de actinídeos.

A ordem de preenchimento dos subníveis eletrônicos nos átomos dos elementos do sexto período: 55 Cs e 56 Ba - elementos 6s; 57 La… 6s 2 5d x - elemento 5d; 58 Ce - 71 Lu - elementos 4f; 72 Hf - 80 Hg - elementos 5d; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementos. Mas aqui também existem elementos em que a ordem de preenchimento dos orbitais eletrônicos é “violada”, o que, por exemplo, está associado à maior estabilidade energética dos subníveis f meio preenchidos e totalmente preenchidos, ou seja, nf 7 e nf 14. Dependendo de qual subnível do átomo é preenchido com elétrons por último, todos os elementos são divididos em quatro famílias de elétrons, ou blocos:

• elementos s. O subnível s do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos s incluem hidrogênio, hélio e elementos dos principais subgrupos dos grupos I e II.

• elementos p. O subnível p do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos p incluem elementos dos subgrupos principais dos grupos III-VIII.

• elementos d. O subnível d do nível pré-externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos d incluem elementos de subgrupos secundários dos grupos I-VIII, ou seja, elementos de décadas de plug-in de grandes períodos localizados entre os elementos s e p. Eles também são chamados de elementos de transição.

• elementos f. O subnível f do terceiro nível externo do átomo está cheio de elétrons; estes incluem lantanídeos e antinoides.

O físico suíço W. Pauli, em 1925, estabeleceu que em um átomo em um orbital não pode haver mais do que dois elétrons com spins opostos (antiparalelos) (traduzido do inglês como “fuso”), ou seja, tendo propriedades que podem ser imaginadas condicionalmente. como a rotação de um elétron em torno de seu eixo imaginário: no sentido horário ou anti-horário.

Este princípio é chamado Princípio de Pauli. Se houver um elétron no orbital, então ele é chamado de desemparelhado; se houver dois, então estes são elétrons emparelhados, ou seja, elétrons com spins opostos; A figura mostra um diagrama da divisão dos níveis de energia em subníveis e a ordem em que são preenchidos.

Muitas vezes, a estrutura das camadas eletrônicas dos átomos é representada usando células de energia ou quânticas - são escritas as chamadas fórmulas eletrônicas gráficas. Para esta notação é utilizada a seguinte notação: cada célula quântica é designada por uma célula que corresponde a um orbital; Cada elétron é indicado por uma seta correspondente à direção do spin. Ao escrever uma fórmula gráfica eletrônica, duas regras devem ser lembradas: Princípio de Pauli e regra de F. Hund, segundo o qual os elétrons ocupam células livres primeiro um de cada vez e têm o mesmo valor de spin, e só então emparelham, mas os spins, segundo o princípio de Pauli, já estarão direcionados de forma oposta.

A regra de Hund e o princípio de Pauli

Regra de Hund- uma regra da química quântica que determina a ordem de preenchimento dos orbitais de uma determinada subcamada e é formulada da seguinte forma: o valor total do spin do número quântico de elétrons de uma determinada subcamada deve ser máximo. Formulado por Friedrich Hund em 1925.

Isso significa que em cada um dos orbitais da subcamada, um elétron é preenchido primeiro, e somente após o esgotamento dos orbitais não preenchidos, um segundo elétron é adicionado a esse orbital. Nesse caso, em um orbital existem dois elétrons com spins meio inteiros de sinal oposto, que se emparelham (formam uma nuvem de dois elétrons) e, como resultado, o spin total do orbital torna-se igual a zero.

Outra redação: Menor em energia encontra-se o termo atômico para o qual duas condições são satisfeitas.

1. A multiplicidade é máxima
2. Quando as multiplicidades coincidem, o momento orbital total L é máximo.

Vamos analisar esta regra usando o exemplo de preenchimento de orbitais de subnível p p-elementos do segundo período (ou seja, do boro ao néon (no diagrama abaixo, as linhas horizontais indicam orbitais, as setas verticais indicam elétrons e a direção da seta indica a orientação do spin).

Regra de Klechkovsky

Regra de Klechkovsky -à medida que o número total de elétrons nos átomos aumenta (com um aumento nas cargas de seus núcleos, ou no número de série dos elementos químicos), os orbitais atômicos são preenchidos de tal forma que o aparecimento de elétrons em um orbital com maior energia depende apenas no número quântico principal n e não depende de todos os outros números quânticos, inclusive de l. Fisicamente, isso significa que em um átomo semelhante ao hidrogênio (na ausência de repulsão interelétron), a energia orbital de um elétron é determinada apenas pela distância espacial da densidade de carga do elétron do núcleo e não depende das características de seu movimento no campo do núcleo.

A regra empírica de Klechkovsky e o esquema de ordenação que dela se segue são um tanto contraditórios com a sequência de energia real dos orbitais atômicos apenas em dois casos semelhantes: para átomos Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , ocorre uma “falha” de um elétron com o subnível s da camada externa é substituído pelo subnível d da camada anterior, o que leva a um estado energeticamente mais estável do átomo, a saber: após preencher o orbital 6 com dois elétrons é

Está escrito na forma das chamadas fórmulas eletrônicas. Nas fórmulas eletrônicas, as letras s, p, d, f denotam os subníveis de energia dos elétrons; Os números na frente das letras indicam o nível de energia em que um determinado elétron está localizado, e o índice no canto superior direito é o número de elétrons em um determinado subnível. Para compor a fórmula eletrônica de um átomo de qualquer elemento, basta saber o número desse elemento na tabela periódica e seguir os princípios básicos que regem a distribuição dos elétrons no átomo.

A estrutura da camada eletrônica de um átomo também pode ser representada na forma de um diagrama do arranjo dos elétrons nas células de energia.

Para átomos de ferro, este esquema tem a seguinte forma:

Este diagrama mostra claramente a implementação da regra de Hund. No subnível 3D Quantia máxima, as células (quatro) são preenchidas com elétrons desemparelhados. A imagem da estrutura da camada de elétrons em um átomo na forma de fórmulas eletrônicas e na forma de diagramas não reflete claramente as propriedades de onda do elétron.

A redação da lei periódica conforme alterada SIM. Mendeleev : as propriedades dos corpos simples, bem como as formas e propriedades dos compostos dos elementos, dependem periodicamente da magnitude dos pesos atômicos dos elementos.

Formulação moderna da Lei Periódica: as propriedades dos elementos, bem como as formas e propriedades de seus compostos, dependem periodicamente da magnitude da carga do núcleo de seus átomos.

Assim, a carga positiva do núcleo (em vez da massa atômica) acabou sendo um argumento mais preciso do qual dependem as propriedades dos elementos e seus compostos.

Valência- Este é o número de ligações químicas pelas quais um átomo está conectado a outro.
As capacidades de valência de um átomo são determinadas pelo número de elétrons desemparelhados e pela presença de orbitais atômicos livres no nível externo. A estrutura dos níveis de energia externos dos átomos dos elementos químicos determina principalmente as propriedades de seus átomos. Portanto, esses níveis são chamados de níveis de valência. Elétrons desses níveis, e às vezes de níveis pré-externos, podem participar da formação de ligações químicas. Esses elétrons também são chamados de elétrons de valência.

Valência estequiométrica Elemento químico - este é o número de equivalentes que um determinado átomo pode anexar a si mesmo, ou o número de equivalentes em um átomo.

Os equivalentes são determinados pelo número de átomos de hidrogênio ligados ou substituídos, de modo que a valência estequiométrica é igual ao número de átomos de hidrogênio com os quais um determinado átomo interage. Mas nem todos os elementos interagem livremente, mas quase todos interagem com o oxigênio, então a valência estequiométrica pode ser definida como o dobro do número de átomos de oxigênio ligados.

Por exemplo, a valência estequiométrica do enxofre no sulfeto de hidrogênio H 2 S é 2, no óxido SO 2 - 4, no óxido SO 3 -6.

Ao determinar a valência estequiométrica de um elemento usando a fórmula de um composto binário, deve-se guiar-se pela regra: a valência total de todos os átomos de um elemento deve ser igual à valência total de todos os átomos de outro elemento.

Estado de oxidação Também caracteriza a composição da substância e é igual à valência estequiométrica com sinal de mais (para um metal ou elemento mais eletropositivo na molécula) ou menos.

1.B substâncias simples o estado de oxidação dos elementos é zero.

2. O estado de oxidação do flúor em todos os compostos é -1. Os restantes halogéneos (cloro, bromo, iodo) com metais, hidrogénio e outros elementos mais eletropositivos também apresentam estado de oxidação -1, mas em compostos com elementos mais eletronegativos apresentam valores positivos estados de oxidação.

3. O oxigênio nos compostos tem um estado de oxidação de -2; as exceções são o peróxido de hidrogênio H 2 O 2 e seus derivados (Na 2 O 2, BaO 2, etc., em que o oxigênio tem estado de oxidação -1, bem como o fluoreto de oxigênio OF 2, em que o estado de oxidação do oxigênio é +2.

4. Os elementos alcalinos (Li, Na, K, etc.) e os elementos do subgrupo principal do segundo grupo da Tabela Periódica (Be, Mg, Ca, etc.) apresentam sempre um estado de oxidação igual ao número do grupo, que é +1 e +2, respectivamente.

5. Todos os elementos do terceiro grupo, exceto o tálio, têm um estado de oxidação constante igual ao número do grupo, ou seja, +3.

6. O maior estado de oxidação de um elemento é igual ao número do grupo da Tabela Periódica, e o menor é a diferença: número do grupo - 8. Por exemplo, mais elevado grau a oxidação do nitrogênio (está localizada no quinto grupo) é +5 (no ácido nítrico e seus sais), e a mais baixa é -3 (na amônia e sais de amônio).

7. Os estados de oxidação dos elementos de um composto se anulam, de modo que sua soma para todos os átomos de uma molécula ou unidade de fórmula neutra é zero e, para um íon, é sua carga.

Essas regras podem ser usadas para determinar o estado de oxidação desconhecido de um elemento em um composto, se os estados de oxidação dos outros forem conhecidos, e para construir fórmulas para compostos multielementares.

Estado de oxidação (número de oxidação) — um valor convencional auxiliar para registrar os processos de oxidação, redução e reações redox.

Conceito Estado de oxidação frequentemente usado em química Inorgânica em vez do conceito valência. O estado de oxidação de um átomo é igual ao valor numérico da carga elétrica atribuída ao átomo, assumindo que os pares de elétrons de ligação são completamente desviados para átomos mais eletronegativos (isto é, assumindo que o composto consiste apenas em íons).

O número de oxidação corresponde ao número de elétrons que devem ser adicionados a um íon positivo para reduzi-lo a um átomo neutro, ou subtraídos de um íon negativo para oxidá-lo a um átomo neutro:

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

As propriedades dos elementos, dependendo da estrutura da camada eletrônica do átomo, mudam de acordo com períodos e grupos tabela periódica. Como em uma série de elementos analógicos as estruturas eletrônicas são apenas semelhantes, mas não idênticas, então, ao passar de um elemento do grupo para outro, não se observa para eles uma simples repetição de propriedades, mas sua mudança natural mais ou menos claramente expressa. .

A natureza química de um elemento é determinada pela capacidade de seu átomo de perder ou ganhar elétrons. Essa capacidade é quantificada pelos valores das energias de ionização e afinidades eletrônicas.

Energia de ionização (E e) é a quantidade mínima de energia necessária para a abstração e remoção completa de um elétron de um átomo na fase gasosa em T = 0

K sem transferir energia cinética para o elétron liberado com a transformação do átomo em um íon carregado positivamente: E + Ei = E+ + e-. A energia de ionização é uma quantidade positiva e tem menores valores para átomos de metais alcalinos e o maior para átomos de gases nobres (inertes).

Afinidade eletrônica (Ee) é a energia liberada ou absorvida quando um elétron é adicionado a um átomo na fase gasosa em T = 0

K com a transformação de um átomo em um íon carregado negativamente sem transferir energia cinética para a partícula:

E + e- = E- + Ee.

Os halogênios, especialmente o flúor, têm a afinidade eletrônica máxima (Ee = -328 kJ/mol).

Os valores de Ei e Ee são expressos em quilojoules por mol (kJ/mol) ou em elétron-volts por átomo (eV).

A capacidade de um átomo ligado de deslocar elétrons de ligações químicas em sua direção, aumentando a densidade de elétrons ao seu redor, é chamada eletro-negatividade.

Este conceito foi introduzido na ciência por L. Pauling. Eletro-negatividadedenotado pelo símbolo ÷ e caracteriza a tendência de um determinado átomo de adicionar elétrons quando forma uma ligação química.

Segundo R. Maliken, a eletronegatividade de um átomo é estimada pela metade da soma das energias de ionização e afinidades eletrônicas dos átomos livres = (Ee + Ei)/2

Nos períodos há A tendência geral a energia de ionização e a eletronegatividade aumentam com o aumento da carga do núcleo atômico em grupos, esses valores diminuem com o aumento do número atômico do elemento;

Deve-se enfatizar que não se pode atribuir a um elemento um valor de eletronegatividade constante, pois depende de muitos fatores, em particular do estado de valência do elemento, do tipo de composto no qual está incluído e do número e tipo de átomos vizinhos. .

Raios atômicos e iônicos. Os tamanhos dos átomos e íons são determinados pelos tamanhos da camada eletrônica. De acordo com os conceitos da mecânica quântica, a camada eletrônica não possui limites estritamente definidos. Portanto, o raio de um átomo ou íon livre pode ser considerado como distância teoricamente calculada do núcleo até a posição do máximo principal da densidade das nuvens de elétrons externas. Essa distância é chamada de raio orbital. Na prática, costuma-se utilizar os raios dos átomos e íons nos compostos, calculados com base em dados experimentais. Neste caso, os raios dos átomos covalentes e metálicos são diferenciados.

A dependência dos raios atômicos e iônicos da carga do núcleo do átomo de um elemento é de natureza periódica. Nos períodos, à medida que o número atômico aumenta, os raios tendem a diminuir. A maior diminuição é típica para elementos de períodos curtos, uma vez que seu nível eletrônico externo é preenchido. Em grandes períodos nas famílias dos elementos d e f, essa mudança é menos acentuada, pois neles o preenchimento dos elétrons ocorre na camada pré-externa. Em subgrupos, os raios de átomos e íons do mesmo tipo geralmente aumentam.

A tabela periódica dos elementos é exemplo claro manifestações vários tipos periodicidade nas propriedades dos elementos, que é observada horizontalmente (no período da esquerda para a direita), verticalmente (em um grupo, por exemplo, de cima para baixo), diagonalmente, ou seja, alguma propriedade do átomo aumenta ou diminui, mas a periodicidade permanece.

No período da esquerda para a direita (→) os oxidativos e não oxidativos aumentam propriedades metálicas elementos, e as propriedades redutoras e metálicas diminuem. Assim, de todos os elementos do período 3, o sódio será o metal mais ativo e o agente redutor mais forte, e o cloro será o agente oxidante mais forte.

Ligação química- é a conexão mútua de átomos em uma molécula, ou estrutura de cristal, como resultado da ação entre átomos forças elétricas atração.

Esta é a interação de todos os elétrons e de todos os núcleos, levando à formação de um sistema poliatômico estável (radical, íon molecular, molécula, cristal).

A ligação química é realizada por elétrons de valência. Por ideias modernas a ligação química é de natureza eletrônica, mas ocorre de maneiras diferentes. Portanto, existem três tipos principais de ligações químicas: covalente, iônico, metálico.Surge entre moléculas ligação de hidrogênio, e acontecer Interações de van der Waals.

As principais características de uma ligação química incluem:

- comprimento da conexão - Esta é a distância internuclear entre átomos quimicamente ligados.

Depende da natureza dos átomos em interação e da multiplicidade da ligação. À medida que a multiplicidade aumenta, o comprimento da ligação diminui e, consequentemente, a sua resistência aumenta;

- a multiplicidade da ligação é determinada pelo número de pares de elétrons conectando dois átomos. À medida que a multiplicidade aumenta, a energia de ligação aumenta;

- ângulo de conexão- o ângulo entre linhas retas imaginárias que passam pelos núcleos de dois átomos vizinhos quimicamente interligados;

Energia de ligação E SV - esta é a energia que é liberada durante a formação de uma determinada ligação e gasta em sua quebra, kJ/mol.

Ligação covalente - Uma ligação química formada pelo compartilhamento de um par de elétrons entre dois átomos.

A explicação da ligação química pelo surgimento de pares de elétrons compartilhados entre os átomos formou a base da teoria de spin da valência, cuja ferramenta é método de ligação de valência (MVS) , descoberto por Lewis em 1916. Para uma descrição da mecânica quântica das ligações químicas e da estrutura das moléculas, outro método é usado - método orbital molecular (MMO) .

Método de ligação de valência

Princípios básicos de formação de ligações químicas usando MBC:

1. Uma ligação química é formada por elétrons de valência (desemparelhados).

2. Elétrons com spins antiparalelos pertencentes a dois átomos diferentes tornam-se comuns.

3. Uma ligação química é formada somente se, quando dois ou mais átomos se aproximam, a energia total do sistema diminui.

4. As principais forças que atuam em uma molécula são de origem elétrica, de Coulomb.

5. Quanto mais forte a conexão, mais as nuvens de elétrons em interação se sobrepõem.

Existem dois mecanismos para a formação de ligações covalentes:

Mecanismo de troca. Uma ligação é formada pelo compartilhamento dos elétrons de valência de dois átomos neutros. Cada átomo contribui com um elétron desemparelhado para um par de elétrons comum:

Arroz. 7. Mecanismo de troca para formação de ligações covalentes: A- não polar; b-polar

Mecanismo doador-aceitador. Um átomo (doador) fornece um par de elétrons e o outro átomo (aceitador) fornece um orbital vazio para esse par.

conexões, educado de acordo com o mecanismo doador-aceitador, pertencem a compostos complexos

Arroz. 8. Mecanismo doador-aceitador de formação de ligação covalente

Uma ligação covalente possui certas características.

Saturabilidade - a propriedade dos átomos de formar um número estritamente definido de ligações covalentes. Devido à saturação das ligações, as moléculas possuem uma determinada composição.

Diretividade - t . e. a conexão é formada na direção de sobreposição máxima das nuvens de elétrons. . Em relação à linha que liga os centros dos átomos que formam a ligação, distinguem-se: σ e π (Fig. 9): ligação σ - formada pela sobreposição de AO ao longo da linha que liga os centros dos átomos em interação; Uma ligação π é uma ligação que ocorre na direção de um eixo perpendicular à linha reta que conecta os núcleos de um átomo. A direção da ligação determina a estrutura espacial das moléculas, ou seja, sua forma geométrica. Hibridização - é uma mudança na forma de alguns orbitais ao formar uma ligação covalente para obter uma sobreposição orbital mais eficiente. A ligação química formada com a participação de elétrons de orbitais híbridos é mais forte do que a ligação com a participação de elétrons de orbitais s e p não híbridos, pois ocorre mais sobreposição. Os seguintes tipos de hibridização são diferenciados (Fig. 10, Tabela 31): hibridização sp - um orbital s e um orbital p se transformam em dois orbitais “híbridos” idênticos, o ângulo entre seus eixos é de 180°. As moléculas nas quais ocorre a hibridização sp têm uma geometria linear (BeCl 2).

hibridização sp2- um orbital s e dois orbitais p se transformam em três orbitais “híbridos” idênticos, o ângulo entre seus eixos é de 120°. As moléculas nas quais ocorre a hibridização sp 2 têm uma geometria plana (BF 3, AlCl 3).

sp 3-hibridização- um orbital s e três orbitais p se transformam em quatro orbitais “híbridos” idênticos, cujo ângulo entre os eixos é de 109°28". As moléculas nas quais ocorre a hibridização sp 3 têm uma geometria tetraédrica (CH 4 , NH3).

Arroz. 10. Tipos de hibridização de orbitais de valência: a - sp-hibridização de orbitais de valência; b - sp 2 - hibridização de orbitais de valência; V - sp 3-hibridização de orbitais de valência

Configuração eletrônica de um átomoé uma fórmula que mostra o arranjo dos elétrons em um átomo por níveis e subníveis. Depois de estudar o artigo, você aprenderá onde e como os elétrons estão localizados, conhecerá os números quânticos e poderá construir a configuração eletrônica de um átomo pelo seu número. No final do artigo há uma tabela de elementos;

Por que estudar a configuração eletrônica dos elementos?

Os átomos são como um conjunto de construção: há um certo número de peças, elas diferem umas das outras, mas duas partes do mesmo tipo são absolutamente iguais. Mas este conjunto de construção é muito mais interessante que o de plástico e aqui está o porquê. A configuração muda dependendo de quem está por perto. Por exemplo, oxigênio próximo ao hidrogênio Talvez transforma-se em água, quando perto do sódio transforma-se em gás, e quando perto do ferro transforma-o completamente em ferrugem. Para responder à questão de por que isso acontece e prever o comportamento de um átomo próximo a outro, é necessário estudar a configuração eletrônica, que será discutida a seguir.

Quantos elétrons existem em um átomo?

Um átomo consiste em um núcleo e elétrons girando em torno dele; o núcleo consiste em prótons e nêutrons. No estado neutro, cada átomo possui o número de elétrons igual ao número de prótons em seu núcleo. O número de prótons é designado número de série elemento, por exemplo, enxofre, tem 16 prótons - o 16º elemento da tabela periódica. O ouro tem 79 prótons – o 79º elemento da tabela periódica. Conseqüentemente, o enxofre possui 16 elétrons no estado neutro e o ouro possui 79 elétrons.

Onde procurar um elétron?

Ao observar o comportamento do elétron, certos padrões foram derivados e são descritos por números quânticos, são quatro no total:

• Número quântico principal
• Número quântico orbital
• Número quântico magnético
• Número quântico de rotação

Orbital

Além disso, em vez da palavra órbita, usaremos o termo “orbital”; um orbital é aproximadamente a função de onda de um elétron, é a região na qual o elétron passa 90% de seu tempo;

N - nível
L - concha
M eu - número orbital
M s - primeiro ou segundo elétron no orbital

Número quântico orbital l

Como resultado do estudo da nuvem eletrônica, descobriu-se que dependendo de nível de energia, a nuvem assume quatro formas básicas: uma bola, um haltere e outras duas mais complexas. Em ordem crescente de energia, essas formas são chamadas de casca s-, p-, d- e f. Cada uma dessas camadas pode ter 1 (em s), 3 (em p), 5 (em d) e 7 (em f) orbitais. O número quântico orbital é a camada na qual os orbitais estão localizados. O número quântico orbital para os orbitais s,p,d e f assume os valores 0,1,2 ou 3, respectivamente.

Há um orbital na camada s (L = 0) - dois elétrons
Existem três orbitais na camada p (L = 1) - seis elétrons
Existem cinco orbitais na camada d (L = 2) - dez elétrons
Existem sete orbitais na camada f (L = 3) - quatorze elétrons

Número quântico magnético m l

Existem três orbitais na camada p, eles são designados por números de -L a +L, ou seja, para a camada p (L=1) existem orbitais “-1”, “0” e “1” . O número quântico magnético é denotado pela letra m l.

Dentro da camada, é mais fácil para os elétrons se localizarem em orbitais diferentes, então os primeiros elétrons preenchem um em cada orbital e então um par de elétrons é adicionado a cada um.

Considere o d-shell:
A camada d corresponde ao valor L=2, ou seja, cinco orbitais (-2,-1,0,1 e 2), os primeiros cinco elétrons preenchem a camada assumindo os valores M l =-2, M eu =-1, M eu =0, M eu =1,M eu =2.

Spin número quântico m s

Spin é o sentido de rotação de um elétron em torno de seu eixo, existem duas direções, então o número quântico de spin tem dois valores: +1/2 e -1/2. Um subnível de energia só pode conter dois elétrons com spins opostos. O número quântico de spin é denotado por m s

Número quântico principal n

O principal número quântico é o nível de energia em este momento são conhecidos sete níveis de energia, cada um indicado por um algarismo arábico: 1,2,3,...7. O número de projéteis em cada nível é igual ao número do nível: o primeiro nível tem um projétil, o segundo tem dois, etc.

Número de elétrons

Assim, qualquer elétron pode ser descrito por quatro números quânticos, a combinação desses números é única para cada posição do elétron, pegue o primeiro elétron, o nível de energia mais baixo é N = 1, no primeiro nível há uma camada, o a primeira concha em qualquer nível tem a forma de uma bola (s-shell), ou seja, L=0, o número quântico magnético pode assumir apenas um valor, M l =0 e o spin será igual a +1/2. Se pegarmos o quinto elétron (em qualquer átomo), então os principais números quânticos para ele serão: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

O físico suíço W. Pauli estabeleceu em 1925 que em um átomo em um orbital não pode haver mais do que dois elétrons com spins opostos (antiparalelos) (traduzido do inglês como “fuso”), ou seja, possuindo propriedades que podem ser condicionalmente imaginou-se como a rotação de um elétron em torno de seu eixo imaginário: no sentido horário ou anti-horário. Este princípio é chamado de princípio de Pauli.

Se houver um elétron no orbital, então ele é chamado de desemparelhado; se houver dois, então são elétrons emparelhados, ou seja, elétrons com spins opostos;

A Figura 5 mostra um diagrama da divisão dos níveis de energia em subníveis.

O S-Orbital, como você já sabe, tem formato esférico. O elétron do átomo de hidrogênio (s = 1) está localizado neste orbital e não está emparelhado. Portanto, sua fórmula eletrônica ou configuração eletrônica será escrita da seguinte forma: 1s 1. Nas fórmulas eletrônicas, o número do nível de energia é indicado pelo número que precede a letra (1...), Letra latina denotam um subnível (tipo de orbital), e o número escrito no canto superior direito da letra (como um expoente) mostra o número de elétrons no subnível.

Para um átomo de hélio He, que possui dois elétrons emparelhados em um orbital s, esta fórmula é: 1s 2.

A camada eletrônica do átomo de hélio é completa e muito estável. O hélio é um gás nobre.

No segundo nível de energia (n = 2) existem quatro orbitais: um s e três p. Os elétrons do orbital s de segundo nível (orbitais 2s) possuem maior energia, pois estão a uma distância maior do núcleo do que os elétrons do orbital 1s (n = 2).

Em geral, para cada valor de n existe um orbital s, mas com um suprimento correspondente de energia eletrônica e, portanto, com um diâmetro correspondente, crescendo à medida que o valor de n aumenta.

O R-Orbital tem o formato de um haltere ou de um oito tridimensional. Todos os três orbitais p estão localizados no átomo mutuamente perpendiculares ao longo das coordenadas espaciais traçadas através do núcleo do átomo. Deve-se enfatizar mais uma vez que cada nível de energia (camada eletrônica), a partir de n = 2, possui três orbitais p. À medida que o valor de n aumenta, os elétrons ocupam orbitais p localizados a grandes distâncias do núcleo e direcionados ao longo dos eixos x, y, z.

Para elementos do segundo período (n = 2), primeiro um orbital b é preenchido e depois três orbitais p. Fórmula eletrônica 1l: 1s 2 2s 1. O elétron está mais fracamente ligado ao núcleo do átomo, então o átomo de lítio pode facilmente abandoná-lo (como você lembra, esse processo é chamado de oxidação), transformando-se em um íon Li+.

No átomo de berílio Be 0, o quarto elétron também está localizado no orbital 2s: 1s 2 2s 2. Os dois elétrons externos do átomo de berílio são facilmente separados - Be 0 é oxidado no cátion Be 2+.

No átomo de boro, o quinto elétron ocupa o orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Em seguida, os átomos C, N, O, E são preenchidos com orbitais 2p, que terminam com o gás nobre néon: 1s 2 2s 2 2p 6.

Para elementos do terceiro período, os orbitais Sv e Sr são preenchidos, respectivamente. Cinco orbitais d do terceiro nível permanecem livres:

Às vezes, nos diagramas que representam a distribuição de elétrons nos átomos, apenas o número de elétrons em cada nível de energia é indicado, ou seja, são escritas fórmulas eletrônicas abreviadas de átomos de elementos químicos, em contraste com as fórmulas eletrônicas completas fornecidas acima.

Para elementos de grandes períodos (quarto e quinto), os dois primeiros elétrons ocupam o 4º e o 5º orbitais, respectivamente: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. A partir do terceiro elemento de cada período principal, os próximos dez elétrons entrarão nos orbitais 3d e 4d anteriores, respectivamente (para elementos de subgrupos laterais): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Como regra, quando o subnível d anterior é preenchido, o subnível p externo (4p e 5p, respectivamente) começará a ser preenchido.

Para elementos de grandes períodos - o sexto e o sétimo incompleto - os níveis e subníveis eletrônicos são preenchidos com elétrons, via de regra, assim: os dois primeiros elétrons irão para o subnível b externo: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; o próximo elétron (para Na e Ac) ao anterior (subnível p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 e 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Então, os próximos 14 elétrons entrarão no terceiro nível de energia externo nos orbitais 4f e 5f dos lantanídeos e actinídeos, respectivamente.

Então o segundo nível de energia externo (subnível d) começará a se acumular novamente: para elementos de subgrupos laterais: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - e, finalmente, somente depois que o nível atual for completamente preenchido com dez elétrons o subnível p externo será preenchido novamente:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Muitas vezes, a estrutura das camadas eletrônicas dos átomos é representada usando células de energia ou quânticas - são escritas as chamadas fórmulas eletrônicas gráficas. Para esta notação é utilizada a seguinte notação: cada célula quântica é designada por uma célula que corresponde a um orbital; Cada elétron é indicado por uma seta correspondente à direção do spin. Ao escrever uma fórmula eletrônica gráfica, você deve se lembrar de duas regras: o princípio de Pauli, segundo o qual não pode haver mais do que dois elétrons em uma célula (orbital), mas com spins antiparalelos, e a regra de F. Hund, segundo a qual elétrons ocupam células livres (orbitais) e estão localizados em A princípio, eles são um de cada vez e têm o mesmo valor de spin, e só então eles emparelham, mas os spins serão direcionados de forma oposta de acordo com o princípio de Pauli.

Concluindo, consideremos mais uma vez a exibição das configurações eletrônicas dos átomos dos elementos de acordo com os períodos do sistema D.I. Os diagramas da estrutura eletrônica dos átomos mostram a distribuição dos elétrons pelas camadas eletrônicas (níveis de energia).

Em um átomo de hélio, a primeira camada de elétrons está completa - possui 2 elétrons.

Hidrogênio e hélio são elementos s; o orbital s desses átomos é preenchido com elétrons.

Elementos do segundo período

Para todos os elementos do segundo período, a primeira camada de elétrons é preenchida e os elétrons preenchem os orbitais e e p da segunda camada de elétrons de acordo com o princípio da menor energia (primeiro s- e depois p) e o Pauli e Regras de cães (Tabela 2).

No átomo de néon, a segunda camada de elétrons está completa - possui 8 elétrons.

Tabela 2 Estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do segundo período

Fim da mesa. 2

Li, Be são elementos b.

B, C, N, O, F, Ne são elementos p; esses átomos têm orbitais p cheios de elétrons.

Elementos do terceiro período

Para átomos de elementos do terceiro período, a primeira e a segunda camadas eletrônicas são completadas, assim é preenchida a terceira camada eletrônica, na qual os elétrons podem ocupar os subníveis 3s, 3p e 3d (Tabela 3).

Tabela 3 Estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do terceiro período

O átomo de magnésio completa seu orbital de elétrons 3s. Na e Mg são elementos s.

Um átomo de argônio possui 8 elétrons em sua camada externa (terceira camada de elétrons). Como camada externa é completa, mas no total na terceira camada de elétrons, como você já sabe, pode haver 18 elétrons, o que significa que os elementos do terceiro período possuem orbitais 3d vazios.

Todos os elementos de Al a Ar são elementos p. Os elementos s e p formam os subgrupos principais da Tabela Periódica.

Uma quarta camada de elétrons aparece nos átomos de potássio e cálcio, e o subnível 4s é preenchido (Tabela 4), pois possui energia menor que o subnível 3d. Para simplificar as fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos elementos do quarto período: 1) denotaremos a fórmula eletrônica gráfica convencional do argônio da seguinte forma:
Ar;

2) não representaremos subníveis que não sejam preenchidos com esses átomos.

Tabela 4 Estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do quarto período

K, Ca - elementos s incluídos nos subgrupos principais. Nos átomos de Sc a Zn, o terceiro subnível é preenchido com elétrons. Estes são elementos Zy. Eles estão incluídos em subgrupos secundários, sua camada eletrônica mais externa é preenchida e são classificados como elementos de transição.

Preste atenção à estrutura das camadas eletrônicas dos átomos de cromo e cobre. Neles ocorre uma “falha” de um elétron do 4º para o 3º subnível, o que é explicado pela maior estabilidade energética das configurações eletrônicas resultantes Zd 5 e Zd 10:

No átomo de zinco, a terceira camada de elétrons está completa - todos os subníveis 3s, 3p e 3d estão preenchidos nela, com um total de 18 elétrons.

Nos elementos seguintes ao zinco, a quarta camada de elétrons, o subnível 4p, continua a ser preenchida: os elementos de Ga a Kr são elementos p.

O átomo de criptônio possui uma camada externa (quarta) que é completa e possui 8 elétrons. Mas no total na quarta camada de elétrons, como você sabe, pode haver 32 elétrons; o átomo de criptônio ainda possui subníveis 4d e 4f não preenchidos.

Para os elementos do quinto período, os subníveis são preenchidos na seguinte ordem: 5s-> 4d -> 5p. E também há exceções associadas à “falha” de elétrons em 41 Nb, 42 MO, etc.

No sexto e sétimo períodos aparecem elementos, ou seja, elementos nos quais os subníveis 4f e 5f da terceira camada eletrônica externa estão sendo preenchidos, respectivamente.

Os elementos 4f são chamados de lantanídeos.

Os elementos 5f são chamados de actinídeos.

A ordem de preenchimento dos subníveis eletrônicos nos átomos dos elementos do sexto período: 55 Сs e 56 Ва - 6s elementos;

57 La... 6s 2 5d 1 - elemento 5d; 58 Ce - 71 Lu - elementos 4f; 72 Hf - 80 Hg - elementos 5d; 81 Tl— 86 Rn—6p elementos. Mas aqui também existem elementos em que a ordem de preenchimento dos orbitais de elétrons é “violada”, o que, por exemplo, está associado à maior estabilidade energética de subníveis f meio e completamente preenchidos, ou seja, nf 7 e nf 14 .

Dependendo de qual subnível do átomo é preenchido com elétrons por último, todos os elementos, como você já entendeu, são divididos em quatro famílias ou blocos eletrônicos (Fig. 7).

1) s-Elementos; o subnível b do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; os elementos s incluem hidrogênio, hélio e elementos dos principais subgrupos dos grupos I e II;

2) elementos p; o subnível p do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos p incluem elementos dos subgrupos principais dos grupos III-VIII;

3) elementos d; o subnível d do nível pré-externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos d incluem elementos de subgrupos secundários dos grupos I-VIII, ou seja, elementos de décadas de plug-in de grandes períodos localizados entre os elementos s e p. Eles também são chamados de elementos de transição;

4) elementos f, o subnível f do terceiro nível externo do átomo é preenchido com elétrons; estes incluem lantanídeos e actinídeos.

1. O que aconteceria se o princípio de Pauli não fosse observado?

2. O que aconteceria se a regra de Hund não fosse seguida?

3. Fazer diagramas da estrutura eletrónica, fórmulas eletrónicas e fórmulas eletrónicas gráficas dos átomos dos seguintes elementos químicos: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Escreva a fórmula eletrônica para o elemento #110 usando o símbolo de gás nobre apropriado.

5. O que é um “mergulho” de elétrons? Dê exemplos de elementos em que esse fenômeno é observado, anote suas fórmulas eletrônicas.

6. Como é determinada a pertença de um elemento químico a uma determinada família eletrônica?

7. Compare as fórmulas eletrônicas e gráficas do átomo de enxofre. Que informações adicionais contém a última fórmula?