Tarefa 1. Escreva as configurações eletrônicas dos seguintes elementos: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Solução. Energia orbitais atômicos aumenta na seguinte ordem:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .

Em cada camada s (um orbital) não pode haver mais de dois elétrons, na camada p (três orbitais) - não mais que seis, na camada d (cinco orbitais) - não mais que 10 e na f-shell (sete orbitais) - não mais que 14.

No estado fundamental de um átomo, os elétrons ocupam orbitais com a energia mais baixa. O número de elétrons é igual à carga do núcleo (o átomo como um todo é neutro) e o número atômico do elemento. Por exemplo, um átomo de nitrogênio tem 7 elétrons, dois dos quais estão em orbitais 1s, dois estão em orbitais 2s e os três elétrons restantes estão em orbitais 2p. A configuração eletrônica do átomo de nitrogênio:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . configurações eletrônicas outros elementos:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ,

36K r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

52 Aqueles : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4 ,

74 aqueles : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Tarefa 2. Qual gás inerte e íons de quais elementos têm a mesma configuração eletrônica que a partícula resultante da remoção de todos os elétrons de valência do átomo de cálcio?

Solução. A camada eletrônica do átomo de cálcio tem a estrutura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Quando dois elétrons de valência são removidos, um íon Ca 2+ é formado com a configuração 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Um átomo tem a mesma configuração eletrônica ar e íons S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, etc.

Tarefa 3. Os elétrons do íon Al 3+ podem estar nos seguintes orbitais: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Solução. Configuração eletrônica do átomo de alumínio: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . O íon Al 3+ é formado pela remoção de três elétrons de valência de um átomo de alumínio e tem a configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) os elétrons já estão no orbital 2p;

b) de acordo com as restrições impostas ao número quântico l (l = 0, 1, ... n -1), em n = 1, apenas o valor l = 0 é possível, portanto, o orbital 1p não existe ;

c) os elétrons podem estar no orbital 3d se o íon estiver em um estado excitado.

Tarefa 4. Escreva a configuração eletrônica do átomo de néon no primeiro estado excitado.

Solução. A configuração eletrônica do átomo de néon no estado fundamental é 1s 2 2s 2 2p 6 . O primeiro estado excitado é obtido pela transição de um elétron do orbital ocupado mais alto (2p) para o orbital livre mais baixo (3s). A configuração eletrônica do átomo de néon no primeiro estado excitado é 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Tarefa 5. Qual é a composição dos núcleos dos isótopos 12 C e 13 C, 14 N e 15 N?

Solução. O número de prótons no núcleo é igual ao número atômico do elemento e é o mesmo para todos os isótopos desse elemento. O número de nêutrons é igual ao número de massa (indicado no canto superior esquerdo do número do elemento) menos o número de prótons. Diferentes isótopos do mesmo elemento têm diferentes números de nêutrons.

A composição desses núcleos:

12C: 6p + 6n; 13C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15N: 7p + 8n.

O físico suíço W. Pauli em 1925 estabeleceu que em um átomo em um orbital não pode haver mais do que dois elétrons que possuem spins opostos (antiparalelos) (traduzido do inglês como “spindle”), ou seja, eles possuem propriedades que podem ser representado condicionalmente como a rotação de um elétron em torno de seu eixo imaginário: horário ou anti-horário. Este princípio é chamado de princípio de Pauli.

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

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

O orbital S, como você já sabe, é esférico. O elétron do átomo de hidrogênio (s = 1) está localizado neste orbital e é desemparelhado. 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 na frente da letra (1 ...), o subnível (tipo orbital) é indicado pela letra latina e o número que está escrito no canto superior direito da letra (como um expoente) mostra o número de elétrons no subnível.

Para um átomo de hélio, He, com dois elétrons emparelhados no mesmo orbital s, esta fórmula é: 1s 2 .

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

O segundo nível de energia (n = 2) tem quatro orbitais: um s e três p. Os elétrons do orbital s de segundo nível (orbitais 2s) têm uma energia mais alta, 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 uma quantidade correspondente de energia de elétron nele e, portanto, com um diâmetro correspondente, crescendo à medida que o valor de n aumenta.

O orbital R tem a forma de um haltere ou de um oito. Todos os três orbitais p estão localizados no átomo mutuamente perpendiculares ao longo das coordenadas espaciais desenhadas através do núcleo do átomo. Deve-se enfatizar novamente 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 e z.

Para elementos do segundo período (n = 2), primeiro um orbital β é preenchido e depois três orbitais p. Fórmula eletrônica 1l: 1s 2 2s 1. O elétron é mais fraco ligado ao núcleo do átomo, então o átomo de lítio pode doá-lo facilmente (como você obviamente se 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 para o cátion Be 2+.

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

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

Às vezes, em diagramas que descrevem a distribuição de elétrons em átomos, apenas o número de elétrons em cada nível de energia é indicado, ou seja, eles escrevem as fórmulas eletrônicas abreviadas dos átomos dos elementos químicos, em contraste com as fórmulas eletrônicas completas dadas acima .

Para elementos de grandes períodos (quarto e quinto), os dois primeiros elétrons ocupam os 4º e 5º orbitais, respectivamente: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. A partir do terceiro elemento de cada período grande, os próximos dez elétrons irão para os orbitais 3d e 4d anteriores, respectivamente (para elementos de subgrupos secundários): 23 V 2 , 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 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, da seguinte forma: os dois primeiros elétrons irão para o subnível β externo: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; o próximo elétron (para Na e Ac) para o anterior (p-subnível: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 e 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Em seguida, os próximos 14 elétrons irão para o terceiro nível de energia do lado de fora nos orbitais 4f e 5f, respectivamente, para lantanídeos e actinídeos.

Em seguida, o segundo nível de energia externo (subnível d) começará a crescer novamente: para elementos de subgrupos secundários: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - e, finalmente, somente após o preenchimento completo do nível atual 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 energia ou células quânticas - elas escrevem as chamadas fórmulas eletrônicas gráficas. Para esse registro, utiliza-se a seguinte notação: cada célula quântica é denotada 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, duas regras devem ser lembradas: o princípio de Pauli, segundo o qual não pode haver mais de dois elétrons em uma célula (orbitais, mas com spins antiparalelos), e a regra de F. Hund, segundo a qual os elétrons ocupam células livres (orbitais), estão localizadas em que são primeiro uma de cada vez e ao mesmo tempo têm o mesmo valor de spin, e só então se emparelham, mas os spins neste caso, segundo o princípio de Pauli, já serão direcionados de forma oposta.

Em conclusão, consideremos mais uma vez o mapeamento das configurações eletrônicas dos átomos dos elementos ao longo dos períodos do sistema D. I. Mendeleev. Os esquemas da estrutura eletrônica dos átomos mostram a distribuição dos elétrons sobre as camadas eletrônicas (níveis de energia).

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

Hidrogênio e hélio são elementos s; esses átomos têm um orbital s 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 as regras de Pauli e Hund (Tabela 2).

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

Tabela 2 A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do segundo período

O fim da mesa. 2

Li, Be são elementos β.

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

Elementos do terceiro período

Para átomos de elementos do terceiro período, a primeira e a segunda camadas de elétrons estão completas; portanto, a terceira camada de elétrons é preenchida, na qual os elétrons podem ocupar os subníveis 3s, 3p e 3d (Tabela 3).

Tabela 3 A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do terceiro período

Um orbital de elétrons 3s é completado no átomo de magnésio. Na e Mg são elementos s.

Existem 8 elétrons na camada externa (a terceira camada de elétrons) no átomo de argônio. Como camada externa, ela 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 têm orbitais 3d não preenchidos.

Todos os elementos de Al a Ar são elementos p. Os elementos s e p formam os principais subgrupos no sistema periódico.

Uma quarta camada de elétrons aparece nos átomos de potássio e cálcio, e o subnível 4s é preenchido (Tabela 4), pois tem uma energia menor que o subnível 3d. Para simplificar as fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos elementos do quarto período: 1) denotamos a fórmula eletrônica condicionalmente gráfica do argônio como segue:
ar;

2) não retrataremos os subníveis que não são preenchidos para esses átomos.

Tabela 4 A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do quarto período

K, Ca - s-elementos incluídos nos principais subgrupos. Para átomos de Sc a Zn, o subnível 3d é preenchido com elétrons. Estes são elementos 3D. Eles estão incluídos nos subgrupos secundários, eles têm uma camada eletrônica pré-externa preenchida, são chamados de elementos de transição.

Preste atenção à estrutura das camadas eletrônicas dos átomos de cromo e cobre. Neles, ocorre uma "falha" de um elétron do subnível 4n- 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 são preenchidos nela, no total há 18 elétrons neles.

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.

A camada externa (quarta) do átomo de criptônio está completa e tem 8 elétrons. Mas apenas na quarta camada de elétrons, como você sabe, pode haver 32 elétrons; os subníveis 4d e 4f do átomo de criptônio ainda permanecem vazios.

Os elementos do quinto período vão preenchendo os subníveis 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 os elementos, ou seja, os elementos nos quais estão sendo preenchidos os subníveis 4f e 5f da terceira camada eletrônica externa, 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 - 4f elementos; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementos; 81 Tl - 86 Rn - 6p elementos. Mas mesmo aqui existem elementos em que a ordem de preenchimento dos orbitais eletrônicos é “violada”, o que, por exemplo, está associado a uma maior estabilidade energética dos 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 β 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; 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, isto é, elementos de décadas intercaladas 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 respeitado?

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

3. Fazer diagramas da estrutura eletrônica, fórmulas eletrônicas e fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos seguintes elementos químicos: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

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

5. O que é a “falha” de um elétron? Dê exemplos de elementos nos quais esse fenômeno é observado, anote suas fórmulas eletrônicas.

6. Como a propriedade é determinada Elemento químico a esta ou aquela família eletrônica?

7. Compare as fórmulas eletrônicas e gráficas do átomo de enxofre. o que Informação adicional contém a última fórmula?

Configurações eletrônicas dos átomos

Os elétrons em um átomo ocupam níveis, subníveis e orbitais de acordo com as seguintes regras.

regra de Pauli. Dois elétrons em um átomo não podem ter quatro números quânticos idênticos. Eles devem diferir em pelo menos um número quântico.

O orbital contém elétrons com certos números n, l, m l e os elétrons nele podem diferir apenas no número quântico m s , que tem dois valores +1/2 e -1/2. Portanto, não mais do que dois elétrons podem ser localizados em um orbital.

No subnível, os elétrons têm n e l definidos e diferem nos números m l e m s . Como m l pode assumir valores 2l+1 e m s - 2 valores, então o subnível não pode conter mais do que 2(2l+1) elétrons. Portanto, o número máximo de elétrons nos subníveis s-, p-, d-, f são 2, 6, 10, 14 elétrons, respectivamente.

Da mesma forma, um nível não contém mais do que 2n 2 elétrons, e o número máximo de elétrons nos primeiros quatro níveis não deve exceder 2, 8, 18 e 32 elétrons, respectivamente.

A regra da menor energia. O preenchimento sequencial dos níveis deve ocorrer de forma a garantir o mínimo de energia do átomo. Cada elétron ocupa um orbital livre com a menor energia.

regra de Klechkovsky. O preenchimento dos subníveis eletrônicos é feito em ordem crescente de soma (n + l), e no caso da mesma soma (n + l) - em ordem crescente de número n.

Forma gráfica da regra de Klechkovsky.

De acordo com a regra de Klechkovsky, os subníveis são preenchidos na seguinte ordem: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d , 7p, 8s, ...

Embora o preenchimento dos subníveis ocorra de acordo com a regra de Klechkovsky, na fórmula eletrônica os subníveis são escritos sequencialmente por níveis: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f, etc. Isso se deve ao fato de que a energia dos níveis preenchidos é determinada pelo número quântico n: quanto maior n, maior a energia e, para níveis completamente preenchidos, temos Е 3d

Uma diminuição na energia de subníveis com menor n e maior l, se estiverem completamente ou meio preenchidos, leva um número de átomos a configurações eletrônicas que diferem daquelas previstas pela regra de Klechkovsky. Então para Cr e Cu temos distribuição no nível de valência:

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 e Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 e não

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 e Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 .

regra de Gund. Os orbitais de um determinado subnível são preenchidos de forma que o spin total seja máximo. Os orbitais de um determinado subnível são primeiro preenchidos por um elétron. Por exemplo, para a configuração p 2, o preenchimento p x 1 p y 1 com um spin total s = 1/2 + 1/2 = 1 é preferível (isto é, tem uma energia mais baixa) do que o preenchimento p x 2 com um spin total s = 1/2 - 1/2 = 0.

- mais lucrativo, ¯ - menos lucrativo.

As configurações eletrônicas dos átomos podem ser escritas por níveis, subníveis, orbitais. Neste último caso, o orbital é geralmente denotado por uma célula quântica e os elétrons por setas que têm uma direção ou outra dependendo do valor de m s .

Por exemplo, a fórmula eletrônica P(15e) pode ser escrita:

a) por níveis)2)8)5

b) por subníveis 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

c) por orbitais 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 ou

­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ­ ­

Exemplo. Escreva as fórmulas eletrônicas para Ti(22e) e As(33e) por subníveis. O titânio está no 4º período, então anotamos os subníveis até 4p: 1s2s2p3s3p3d4s4p e os preenchemos com elétrons até o número total de 22, embora não incluamos os subníveis não preenchidos na fórmula final. Nós recebemos.

Os produtos químicos são as coisas que compõem o mundo ao nosso redor.

As propriedades de cada substância química são divididas em dois tipos: são as químicas, que caracterizam sua capacidade de formar outras substâncias, e as físicas, que são observadas objetivamente e podem ser consideradas isoladamente das transformações químicas. Assim, por exemplo, as propriedades físicas de uma substância são o seu estado de agregação (sólido, líquido ou gasoso), condutividade térmica, capacidade de calor, solubilidade em vários meios (água, álcool, etc.), densidade, cor, sabor, etc. .

A transformação de algumas substâncias químicas em outras substâncias é chamada de fenômeno químico ou reação química. Deve-se notar que também existem fenômenos físicos, que, obviamente, são acompanhados por uma mudança em quaisquer propriedades físicas de uma substância sem sua transformação em outras substâncias. Fenômenos físicos, por exemplo, incluem o derretimento do gelo, o congelamento ou evaporação da água, etc.

O fato de que durante qualquer processo ocorre um fenômeno químico pode ser concluído observando os sinais característicos de reações químicas, como mudança de cor, precipitação, evolução de gás, evolução de calor e/ou luz.

Assim, por exemplo, uma conclusão sobre o curso das reações químicas pode ser feita observando:

A formação de sedimentos ao ferver a água, chamada de incrustação na vida cotidiana;

A liberação de calor e luz durante a queima de um incêndio;

Mudando a cor de uma fatia de maçã fresca no ar;

A formação de bolhas de gás durante a fermentação da massa, etc.

As menores partículas de matéria, que no processo de reações químicas praticamente não sofrem alterações, mas apenas de uma nova forma se conectam umas às outras, são chamadas de átomos.

A própria ideia da existência de tais unidades de matéria surgiu na Grécia antiga nas mentes dos filósofos antigos, o que na verdade explica a origem do termo "átomo", já que "átomos" traduzido literalmente do grego significa "indivisível".

No entanto, ao contrário da ideia dos antigos filósofos gregos, os átomos não são o mínimo absoluto da matéria, ou seja, eles próprios têm uma estrutura complexa.

Cada átomo consiste nas chamadas partículas subatômicas - prótons, nêutrons e elétrons, denotadas respectivamente pelos símbolos p + , n o e e - . O sobrescrito na notação usada indica que o próton tem carga positiva unitária, o elétron tem carga negativa unitária e o nêutron não tem carga.

Quanto à estrutura qualitativa do átomo, cada átomo tem todos os prótons e nêutrons concentrados no chamado núcleo, ao redor do qual os elétrons formam uma camada eletrônica.

O próton e o nêutron têm praticamente as mesmas massas, ou seja, m p ≈ m n , e a massa do elétron é quase 2.000 vezes menor que a massa de cada um deles, ou seja, m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Como a propriedade fundamental de um átomo é sua neutralidade elétrica e a carga de um elétron é igual à carga de um próton, pode-se concluir disso que o número de elétrons em qualquer átomo é igual ao número de prótons.

Assim, por exemplo, a tabela abaixo mostra a possível composição dos átomos:

O tipo de átomos com a mesma carga nuclear, ou seja, com o mesmo número de prótons em seus núcleos é chamado de elemento químico. Assim, a partir da tabela acima, podemos concluir que atom1 e atom2 pertencem a um elemento químico, e atom3 e atom4 pertencem a outro elemento químico.

Cada elemento químico tem seu próprio nome e símbolo individual, que é lido de uma certa maneira. Assim, por exemplo, o elemento químico mais simples, cujos átomos contêm apenas um próton no núcleo, tem o nome de "hidrogênio" e é indicado pelo símbolo "H", que se lê como "cinzas", e o elemento químico com carga nuclear de +7 (ou seja, contendo 7 prótons) - "nitrogênio", tem o símbolo "N", que se lê como "en".

Como você pode ver na tabela acima, os átomos de um elemento químico podem diferir no número de nêutrons nos núcleos.

Átomos pertencentes ao mesmo elemento químico, mas com número diferente de nêutrons e, como resultado, massa, são chamados de isótopos.

Assim, por exemplo, o elemento químico hidrogênio possui três isótopos - 1 H, 2 H e 3 H. Os índices 1, 2 e 3 acima do símbolo H significam o número total de nêutrons e prótons. Aqueles. sabendo que o hidrogênio é um elemento químico, que se caracteriza pelo fato de haver um próton no núcleo de seus átomos, podemos concluir que não há nenhum nêutron no isótopo 1 H (1-1 = 0), em o isótopo 2 H - 1 nêutron (2-1=1) e no isótopo 3 H - dois nêutrons (3-1=2). Como, como já mencionado, um nêutron e um próton têm as mesmas massas e a massa de um elétron é insignificante em comparação com eles, isso significa que o isótopo 2 H é quase duas vezes mais pesado que o isótopo 1 H e o isótopo 3 H isótopo é três vezes mais pesado. Em conexão com uma dispersão tão grande nas massas de isótopos de hidrogênio, os isótopos 2 H e 3 H receberam nomes e símbolos individuais separados, o que não é típico de nenhum outro elemento químico. O isótopo 2H foi denominado deutério e recebeu o símbolo D, e o isótopo 3H recebeu o nome de trítio e recebeu o símbolo T.

Se tomarmos a massa do próton e do nêutron como unidade e negligenciarmos a massa do elétron, de fato, o índice superior esquerdo, além do número total de prótons e nêutrons no átomo, pode ser considerado sua massa, e portanto, esse índice é chamado de número de massa e denotado pelo símbolo A. Como a carga do núcleo de qualquer próton corresponde ao átomo e a carga de cada próton é condicionalmente considerada igual a +1, o número de prótons no núcleo é chamado de número de carga (Z). Denotando o número de nêutrons em um átomo com a letra N, matematicamente a relação entre número de massa, número de carga e número de nêutrons pode ser expressa como:

De acordo com os conceitos modernos, o elétron tem uma natureza dual (partícula-onda). Tem as propriedades de uma partícula e uma onda. Como uma partícula, um elétron tem massa e carga, mas, ao mesmo tempo, o fluxo de elétrons, como uma onda, é caracterizado pela capacidade de difração.

Para descrever o estado de um elétron em um átomo, são utilizados os conceitos da mecânica quântica, segundo a qual o elétron não possui uma trajetória específica de movimento e pode se localizar em qualquer ponto do espaço, mas com probabilidades diferentes.

A região do espaço ao redor do núcleo onde um elétron é mais provável de ser encontrado é chamada de orbital atômico.

Um orbital atômico pode ter uma forma, tamanho e orientação diferentes. Um orbital atômico também é chamado de nuvem de elétrons.

Graficamente, um orbital atômico é geralmente denotado como uma célula quadrada:

A mecânica quântica possui um aparato matemático extremamente complexo, portanto, no âmbito de um curso de química escolar, apenas as consequências da teoria da mecânica quântica são consideradas.

De acordo com essas consequências, qualquer orbital atômico e um elétron localizado nele são completamente caracterizados por 4 números quânticos.

• O número quântico principal - n - determina a energia total de um elétron em um determinado orbital. O intervalo de valores do número quântico principal é todos os números naturais, ou seja, n = 1,2,3,4, 5 etc.
• O número quântico orbital - l - caracteriza a forma do orbital atômico e pode assumir qualquer valor inteiro de 0 a n-1, onde n, relembre, é o número quântico principal.

Orbitais com l = 0 são chamados s-orbitais. orbitais s são esféricos e não têm uma direção no espaço:

Orbitais com l = 1 são chamados p-orbitais. Esses orbitais têm a forma de um oito tridimensional, ou seja, a forma obtida girando a figura oito em torno do eixo de simetria e externamente se assemelha a um haltere:

Orbitais com l = 2 são chamados d-orbitais, e com l = 3 – f-orbitais. Sua estrutura é muito mais complexa.

3) O número quântico magnético - m l - determina a orientação espacial de um determinado orbital atômico e expressa a projeção do momento angular orbital na direção do campo magnético. O número quântico magnético m l corresponde à orientação do orbital em relação à direção do vetor de força do campo magnético externo e pode assumir qualquer valor inteiro de –l a +l, incluindo 0, ou seja, o número total de valores possíveis é (2l+1). Assim, por exemplo, com l = 0 m l = 0 (um valor), com l = 1 m l = -1, 0, +1 (três valores), com l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (cinco valores do número quântico magnético), etc.

Então, por exemplo, orbitais p, ou seja, orbitais com um número quântico orbital l = 1, tendo a forma de uma “figura tridimensional oito”, correspondem a três valores do número quântico magnético (-1, 0, +1), que, por sua vez, corresponde em três direções no espaço perpendiculares entre si.

4) O número quântico de spin (ou simplesmente spin) - m s - pode ser considerado condicionalmente responsável pela direção de rotação de um elétron em um átomo, pode assumir valores. Elétrons com spins diferentes são indicados por setas verticais apontando em direções diferentes: ↓ e .

O conjunto de todos os orbitais em um átomo que têm o mesmo valor do número quântico principal é chamado de nível de energia ou camada de elétrons. Qualquer nível de energia arbitrário com algum número n consiste em n 2 orbitais.

O conjunto de orbitais com os mesmos valores do número quântico principal e do número quântico orbital é um subnível de energia.

Cada nível de energia, que corresponde ao número quântico principal n, contém n subníveis. Por sua vez, cada subnível de energia com um número quântico orbital l consiste em (2l+1) orbitais. Assim, a subcamada s consiste em um orbital s, a subcamada p - três orbitais p, a subcamada d - cinco orbitais d e a subcamada f - sete orbitais f. Uma vez que, como já mencionado, um orbital atômico é muitas vezes denotado por uma célula quadrada, os subníveis s, p, d e f podem ser representados graficamente da seguinte forma:

Cada orbital corresponde a um conjunto individual estritamente definido de três números quânticos n, l e m l .

A distribuição de elétrons em orbitais é chamada de configuração eletrônica.

O preenchimento de orbitais atômicos com elétrons ocorre de acordo com três condições:

• O princípio da energia mínima: Os elétrons preenchem os orbitais a partir do subnível de menor energia. A sequência de subníveis em ordem crescente de energia é a seguinte: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Para facilitar a memorização dessa sequência de preenchimento dos subníveis eletrônicos, a seguinte ilustração gráfica é muito conveniente:

• princípio de Pauli: Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons.

Se houver um elétron no orbital, ele é chamado de desemparelhado e, se houver dois, eles são chamados de par de elétrons.

• regra de Hund: o estado mais estável de um átomo é aquele em que, dentro de um subnível, o átomo tem o número máximo possível de elétrons desemparelhados. Este estado mais estável do átomo é chamado de estado fundamental.

De fato, o que foi dito acima significa que, por exemplo, a colocação do 1º, 2º, 3º e 4º elétrons em três orbitais do subnível p será realizada da seguinte forma:

O preenchimento dos orbitais atômicos do hidrogênio, que tem carga 1, para o criptônio (Kr) com carga 36, ​​será feito da seguinte forma:

Uma representação semelhante da ordem em que os orbitais atômicos são preenchidos é chamada de diagrama de energia. Com base nos diagramas eletrônicos de elementos individuais, você pode anotar suas chamadas fórmulas eletrônicas (configurações). Assim, por exemplo, um elemento com 15 prótons e, como resultado, 15 elétrons, ou seja. fósforo (P) terá o seguinte diagrama de energia:

Quando traduzido em uma fórmula eletrônica, o átomo de fósforo assumirá a forma:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Os números de tamanho normal à esquerda do símbolo do subnível mostram o número do nível de energia e os sobrescritos à direita do símbolo do subnível mostram o número de elétrons no subnível correspondente.

Abaixo estão as fórmulas eletrônicas dos primeiros 36 elementos de D.I. Mendeleev.

Como já mencionado, em seu estado fundamental, os elétrons em orbitais atômicos são arranjados de acordo com o princípio da menor energia. No entanto, na presença de orbitais p vazios no estado fundamental de um átomo, muitas vezes, quando o excesso de energia é transmitido a ele, o átomo pode ser transferido para o chamado estado excitado. Assim, por exemplo, um átomo de boro em seu estado fundamental tem uma configuração eletrônica e um diagrama de energia da seguinte forma:

5B = 1s 2 2s 2 2p 1

E no estado excitado (*), ou seja, ao transmitir alguma energia ao átomo de boro, sua configuração eletrônica e diagrama de energia ficarão assim:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Dependendo de qual subnível do átomo é preenchido por último, os elementos químicos são divididos em s, p, d ou f.

Encontrando os elementos s, p, d e f na tabela D.I. Mendeleiev:

• Os elementos s têm o último subnível s a ser preenchido. Esses elementos incluem elementos dos subgrupos principais (à esquerda na célula da tabela) dos grupos I e II.
• Para elementos p, o subnível p é preenchido. Os elementos p incluem os últimos seis elementos de cada período, exceto o primeiro e o sétimo, bem como os elementos dos subgrupos principais dos grupos III-VIII.
• Os elementos d estão localizados entre os elementos s e p em grandes períodos.
• Os elementos f são chamados de lantanídeos e actinídeos. Eles são colocados na parte inferior da mesa por D.I. Mendeleev.

Configuração eletronicaátomo é uma fórmula que descreve o arranjo de elétrons em várias camadas de elétrons de um átomo de um elemento químico. O número de elétrons em um átomo neutro é numericamente igual à carga do núcleo e, portanto, ao número de série na tabela periódica.

À medida que o número de elétrons aumenta em um átomo, eles preenchem diferentes subníveis da camada eletrônica do átomo. Cada subnível da camada de elétrons, quando preenchido, contém um número par de elétrons:

- subnível s contém um único orbital, que, segundo Pauli, pode conter no máximo dois elétrons.

- subnível p contém três orbitais e, portanto, pode conter no máximo 6 elétrons.

- subnível d contém 5 orbitais, portanto pode ter até 10 elétrons.

- subnível f contém 7 orbitais, portanto pode ter até 14 elétrons.

Os orbitais eletrônicos são numerados em ordem crescente do número quântico principal (número de nível), que coincide com o número do período. Orbitais são preenchidos em energia ascendente (princípio da energia mínima): 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.Se você conhece a ordem de preenchimento dos orbitais e entende que cada átomo subseqüente de um elemento da tabela periódica tem um elétron a mais que o anterior, fica fácil preenchê-los de acordo com o número de elétrons do átomo.

Apenas os elétrons do nível externo do átomo, os elétrons de valência, participam das transformações químicas. Os elementos que completam os períodos da tabela periódica, os gases inertes, que possuem orbitais de elétrons completamente preenchidos, são quimicamente muito estáveis. Para escrever a configuração eletrônica curta do átomo A, basta escrever entre colchetes o símbolo químico do gás inerte mais próximo com um número menor de elétrons em comparação com o átomo A e, em seguida, adicionar a configuração dos subníveis orbitais subsequentes.

A representação gráfica da configuração eletrônica demonstra o arranjo dos elétrons nas células quânticas. As células quânticas devem ser posicionadas umas em relação às outras, levando em consideração a energia dos orbitais. Células de orbitais energeticamente degenerados estão localizadas no mesmo nível, mais energeticamente favoráveis ​​- abaixo, menos favoráveis ​​- acima. A tabela mostra a configuração eletrônica do átomo de arsênio. Cheio como meio cheio d- subníveis têm energias orbitais mais baixas do que s- subníveis, então são desenhados abaixo. A Tabela 2 mostra a configuração do átomo de arsênio.

Tabela 2. Configuração eletrônica do átomo de arsênio As

Existem exceções para as configurações eletrônicas dos átomos no estado de energia fundamental, por exemplo: Cr (3 d 5 4s 1); Cu(3 d 10 4s 1); Mo (4 d 5 5s 1); Ag (4 d 10 5s 1); Au (4 f 14 5d 10 6s 1 .

ligação química

As propriedades de uma substância são determinadas por sua composição química, a ordem na qual os átomos estão conectados em moléculas e redes cristalinas e sua influência mútua. A estrutura eletrônica de cada átomo predetermina o mecanismo de formação das ligações químicas, seu tipo e características.