Está escrito en forma de las llamadas fórmulas electrónicas. En fórmulas electrónicas, las letras s, p, d, f denotan los subniveles de energía de los electrones; Los números delante de las letras indican el nivel de energía en el que se encuentra un electrón determinado, y el índice en la parte superior derecha es el número de electrones en un subnivel determinado. Para componer la fórmula electrónica de un átomo de cualquier elemento, basta con conocer el número de este elemento en la tabla periódica y seguir los principios básicos que rigen la distribución de electrones en el átomo.

La estructura de la capa electrónica de un átomo también se puede representar mediante un diagrama de la disposición de los electrones en las células de energía.

Para los átomos de hierro, este esquema tiene la siguiente forma:

Este diagrama muestra claramente la implementación de la regla de Hund. En el subnivel 3d cantidad máxima, las celdas (cuatro) están llenas de electrones desapareados. La imagen de la estructura de la capa de electrones en un átomo en forma de fórmulas electrónicas y en forma de diagramas no refleja claramente las propiedades ondulatorias del electrón.

La redacción de la ley periódica modificada SÍ. Mendeleev : propiedades cuerpos simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de elementos dependen periódicamente de la magnitud de los pesos atómicos de los elementos.

Formulación moderna de la Ley Periódica: las propiedades de los elementos, así como las formas y propiedades de sus compuestos, dependen periódicamente de la magnitud de la carga del núcleo de sus átomos.

Por tanto, la carga positiva del núcleo (en lugar de la masa atómica) resultó ser un argumento más preciso del que dependen las propiedades de los elementos y sus compuestos.

Valencia- Este es el número de enlaces químicos mediante los cuales un átomo está conectado a otro.
Las capacidades de valencia de un átomo están determinadas por la cantidad de electrones desapareados y la presencia de orbitales atómicos libres en el nivel exterior. La estructura de los niveles de energía externos de los átomos. elementos químicos y determina principalmente las propiedades de sus átomos. Por lo tanto, estos niveles se denominan niveles de valencia. Los electrones de estos niveles, y en ocasiones de los niveles preexternos, pueden participar en la formación de enlaces químicos. Estos electrones también se denominan electrones de valencia.

valencia estequiométrica elemento químico - este es el número de equivalentes que un átomo dado puede unirse a sí mismo, o el número de equivalentes en un átomo.

Los equivalentes están determinados por el número de átomos de hidrógeno unidos o sustituidos, por lo que la valencia estequiométrica es igual al número de átomos de hidrógeno con los que interactúa un átomo determinado. Pero no todos los elementos interactúan libremente, sino que casi todos interactúan con el oxígeno, por lo que la valencia estequiométrica se puede definir como el doble del número de átomos de oxígeno unidos.

Por ejemplo, la valencia estequiométrica del azufre en el sulfuro de hidrógeno H 2 S es 2, en el óxido SO 2 - 4, en el óxido SO 3 -6.

Al determinar la valencia estequiométrica de un elemento utilizando la fórmula de un compuesto binario, uno debe guiarse por la regla: la valencia total de todos los átomos de un elemento debe ser igual a la valencia total de todos los átomos de otro elemento.

Estado de oxidación También caracteriza la composición de una sustancia y es igual a la valencia estequiométrica con un signo más (para un metal o un elemento más electropositivo en la molécula) o menos.

1. En sustancias simples, el estado de oxidación de los elementos es cero.

2. El estado de oxidación del flúor en todos los compuestos es -1. El resto de halógenos (cloro, bromo, yodo) con metales, hidrógeno y otros elementos más electropositivos también tienen un estado de oxidación -1, pero en compuestos con elementos más electronegativos tienen estados de oxidación positivos.

3. El oxígeno en los compuestos tiene un estado de oxidación de -2; las excepciones son el peróxido de hidrógeno H 2 O 2 y sus derivados (Na 2 O 2, BaO 2, etc., en los que el oxígeno tiene un estado de oxidación de -1, así como el fluoruro de oxígeno OF 2, en el que el estado de oxidación del oxígeno es +2.

4. Los elementos alcalinos (Li, Na, K, etc.) y los elementos del subgrupo principal del segundo grupo de la tabla periódica (Be, Mg, Ca, etc.) siempre tienen un estado de oxidación igual al número del grupo, es decir. es, +1 y +2, respectivamente.

5. Todos los elementos del tercer grupo, excepto el talio, tienen un estado de oxidación constante igual al número del grupo, es decir. +3.

6. El estado de oxidación más alto de un elemento es igual al número de grupo del Sistema Periódico, y el más bajo es la diferencia: número de grupo - 8. Por ejemplo, el estado de oxidación más alto del nitrógeno (se encuentra en el quinto grupo) es +5 (en Ácido nítrico y sus sales), y el más bajo es -3 (en amoníaco y sales de amonio).

7. Los estados de oxidación de los elementos de un compuesto se cancelan entre sí, de modo que su suma para todos los átomos en una molécula o unidad fórmula neutra es cero, y para un ion es su carga.

Estas reglas se pueden utilizar para determinar el estado de oxidación desconocido de un elemento en un compuesto si se conocen los estados de oxidación de los demás, y para construir fórmulas para compuestos multielementos.

Estado de oxidación (número de oxidación) — un valor convencional auxiliar para registrar los procesos de oxidación, reducción y reacciones redox.

Concepto estado de oxidación A menudo se utiliza en química inorgánica en lugar del concepto. valencia. El estado de oxidación de un átomo es igual al valor numérico de la carga eléctrica asignada al átomo, suponiendo que los pares de electrones de enlace están completamente sesgados hacia átomos más electronegativos (es decir, suponiendo que el compuesto consta únicamente de iones).

El número de oxidación corresponde al número de electrones que se deben agregar a un ion positivo para reducirlo a un átomo neutro, o restarle a un ion negativo para oxidarlo a un átomo neutro:

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

Las propiedades de los elementos, dependiendo de la estructura de la capa electrónica del átomo, varían según los períodos y grupos del sistema periódico. Dado que en una serie de elementos analógicos las estructuras electrónicas solo son similares, pero no idénticas, al pasar de un elemento del grupo a otro, no se observa para ellos una simple repetición de propiedades, sino su cambio natural más o menos claramente expresado. .

La naturaleza química de un elemento está determinada por la capacidad de su átomo para perder o ganar electrones. Esta capacidad se cuantifica mediante los valores de las energías de ionización y las afinidades electrónicas.

Energía de ionización (E y) es la cantidad mínima de energía requerida para abstraer y eliminar completamente un electrón de un átomo en la fase gaseosa en T = 0

K sin transferir energía cinética al electrón liberado con la transformación del átomo en un ion cargado positivamente: E + Ei = E+ + e-. La energía de ionización es una cantidad positiva y tiene los valores más bajos para los átomos de metales alcalinos y los más altos para los átomos de gases nobles.

Afinidad electrónica (Ee) es la energía liberada o absorbida cuando se agrega un electrón a un átomo en la fase gaseosa en T = 0

K con la transformación de un átomo en un ion cargado negativamente sin transferir energía cinética a la partícula:

mi + mi- = mi- + mi.

Los halógenos, especialmente el flúor, tienen la máxima afinidad electrónica (Ee = -328 kJ/mol).

Los valores de Ei y Ee se expresan en kilojulios por mol (kJ/mol) o en electronvoltios por átomo (eV).

La capacidad de un átomo enlazado para desplazar los electrones de los enlaces químicos hacia sí mismo, aumentando la densidad electrónica a su alrededor, se llama electronegatividad.

Este concepto fue introducido en la ciencia por L. Pauling. Electronegatividaddenotado por el símbolo ÷ y caracteriza la tendencia de un átomo dado a agregar electrones cuando forma un enlace químico.

Según R. Maliken, la electronegatividad de un átomo se estima por la mitad de la suma de las energías de ionización y las afinidades electrónicas de los átomos libres = (Ee + Ei)/2

En los períodos, existe una tendencia general a que la energía de ionización y la electronegatividad aumenten al aumentar la carga del núcleo atómico en los grupos, estos valores disminuyen al aumentar el número atómico del elemento;

Cabe destacar que a un elemento no se le puede asignar un valor de electronegatividad constante, ya que depende de muchos factores, en particular del estado de valencia del elemento, el tipo de compuesto en el que está incluido y el número y tipo de átomos vecinos. .

Radios atómicos e iónicos.. Los tamaños de los átomos y los iones están determinados por los tamaños de la capa de electrones. Según los conceptos de la mecánica cuántica, la capa de electrones no tiene límites estrictamente definidos. Por lo tanto, el radio de un átomo o ion libre se puede tomar como Distancia teóricamente calculada desde el núcleo hasta la posición del máximo principal de densidad de las nubes de electrones exteriores. Esta distancia se llama radio orbital. En la práctica, se suelen utilizar los radios de átomos e iones en compuestos, calculados a partir de datos experimentales. En este caso, se distinguen los radios de átomos covalentes y metálicos.

La dependencia de los radios atómicos e iónicos de la carga del núcleo del átomo de un elemento es de naturaleza periódica.. En los periodos, a medida que aumenta el número atómico, los radios tienden a disminuir. La mayor disminución es típica de elementos de períodos cortos, ya que su nivel electrónico exterior está lleno. En períodos largos en las familias de elementos D y F, este cambio es menos brusco, ya que en ellos el llenado de electrones se produce en la capa preexterna. En los subgrupos, los radios de átomos e iones del mismo tipo generalmente aumentan.

La tabla periódica de elementos es ejemplo claro manifestaciones de diversos tipos de periodicidad en las propiedades de los elementos, que se observa horizontalmente (en un período de izquierda a derecha), verticalmente (en un grupo, por ejemplo, de arriba a abajo), diagonalmente, es decir. alguna propiedad del átomo aumenta o disminuye, pero la periodicidad permanece.

En el periodo de izquierda a derecha (→), las propiedades oxidantes y no metálicas de los elementos aumentan, y las reductoras y metálicas disminuyen. Así, de todos los elementos del período 3, el sodio será el metal más activo y el agente reductor más fuerte, y el cloro será el agente oxidante más potente.

Enlace químico- Esta es la conexión mutua de los átomos en una molécula, o red cristalina, como resultado de la acción de fuerzas eléctricas de atracción entre los átomos.

Esta es la interacción de todos los electrones y todos los núcleos, que conduce a la formación de un sistema poliatómico estable (radical, ion molecular, molécula, cristal).

El enlace químico se realiza mediante electrones de valencia. Por ideas modernas El enlace químico es de naturaleza electrónica, pero ocurre de diferentes maneras. Por tanto, existen tres tipos principales de enlaces químicos: covalente, iónico, metálico.Surge entre moléculas enlace de hidrógeno, y sucede Interacciones de van der Waals.

Las principales características de un enlace químico incluyen:

- longitud de conexión - Esta es la distancia internuclear entre átomos unidos químicamente.

Depende de la naturaleza de los átomos que interactúan y de la multiplicidad del enlace. A medida que aumenta la multiplicidad, la longitud del enlace disminuye y, en consecuencia, aumenta su fuerza;

- la multiplicidad del enlace está determinada por el número de pares de electrones que conectan dos átomos. A medida que aumenta la multiplicidad, aumenta la energía de enlace;

- ángulo de conexión- el ángulo entre líneas rectas imaginarias que pasan por los núcleos de dos átomos vecinos químicamente interconectados;

Energía de enlace E SV - es la energía que se libera durante la formación de un enlace determinado y que se gasta en su ruptura, kJ/mol.

Enlace covalente - Enlace químico formado al compartir un par de electrones entre dos átomos.

La explicación del enlace químico mediante la aparición de pares de electrones compartidos entre átomos formó la base de la teoría de valencia del espín, cuya herramienta es método del enlace de valencia (MVS) , descubierto por Lewis en 1916. Para una descripción de la mecánica cuántica de los enlaces químicos y la estructura de las moléculas, se utiliza otro método: método de orbitales moleculares (MMO) .

Método del enlace de valencia

Principios básicos de la formación de enlaces químicos utilizando MBC:

1. Un enlace químico está formado por electrones de valencia (desparejados).

2. Los electrones con espines antiparalelos que pertenecen a dos átomos diferentes se vuelven comunes.

3. Se forma un enlace químico sólo si, cuando dos o más átomos se acercan, la energía total del sistema disminuye.

4. Las principales fuerzas que actúan en una molécula son de origen eléctrico, de Coulomb.

5. Cuanto más fuerte es la conexión, más se superponen las nubes de electrones que interactúan.

Existen dos mecanismos para la formación de enlaces covalentes:

Mecanismo de intercambio. Un enlace se forma al compartir los electrones de valencia de dos átomos neutros. Cada átomo aporta un electrón desapareado a un par de electrones común:

Arroz. 7. Mecanismo de intercambio para la formación de enlaces covalentes: A- no polar; b- polares

Mecanismo donante-aceptor. Un átomo (donante) proporciona un par de electrones y el otro átomo (aceptor) proporciona un orbital vacío para ese par.

conexiones, educado según el mecanismo donante-aceptor, pertenecen a compuestos complejos

Arroz. 8. Mecanismo donante-aceptor de formación de enlaces covalentes

Un enlace covalente tiene ciertas características.

Saturabilidad - propiedad de los átomos de formar un número estrictamente definido de enlaces covalentes. Debido a la saturación de los enlaces, las moléculas tienen una determinada composición.

Directividad - t . e. la conexión se forma en la dirección de máxima superposición de las nubes de electrones. . Con respecto a la línea que conecta los centros de los átomos que forman el enlace, se distinguen: σ y π (Fig. 9): enlace σ: se forma superponiendo AO a lo largo de la línea que conecta los centros de los átomos que interactúan; Un enlace π es un enlace que se produce en la dirección de un eje perpendicular a la línea recta que conecta los núcleos de un átomo. La dirección del enlace determina la estructura espacial de las moléculas, es decir, su forma geométrica. Hibridación - es un cambio en la forma de algunos orbitales al formar un enlace covalente para lograr un solapamiento orbital más eficiente. El enlace químico formado con la participación de electrones de orbitales híbridos es más fuerte que el enlace con la participación de electrones de orbitales s y p no híbridos, ya que se produce una mayor superposición. Se distinguen los siguientes tipos de hibridación (Fig.10, Tabla 31): hibridación sp - un orbital s y un orbital p se convierten en dos orbitales “híbridos” idénticos, el ángulo entre sus ejes es de 180°. Las moléculas en las que se produce la hibridación sp tienen una geometría lineal (BeCl 2).

hibridación sp 2- un orbital s y dos orbitales p se convierten en tres orbitales “híbridos” idénticos, el ángulo entre sus ejes es de 120°. Las moléculas en las que se produce la hibridación sp 2 tienen una geometría plana (BF 3, AlCl 3).

episodio 3-hibridación- un orbital s y tres orbitales p se transforman en cuatro orbitales “híbridos” idénticos, cuyo ángulo entre ejes es de 109°28". Las moléculas en las que se produce la hibridación sp 3 tienen una geometría tetraédrica (CH 4 , NH3).

Arroz. 10. Tipos de hibridación de orbitales de valencia: a-sp-hibridación de orbitales de valencia; b - sp 2 - hibridación de orbitales de valencia; V - sp 3-hibridación de orbitales de valencia.

Algoritmo para componer la fórmula electrónica de un elemento:

1. Determine la cantidad de electrones en un átomo usando la Tabla periódica de elementos químicos D.I. Mendeleev.

2. Utilizando el número del período en el que se encuentra el elemento, determine el número de niveles de energía; el número de electrones en el último nivel electrónico corresponde al número del grupo.

3. Divida los niveles en subniveles y orbitales y llénelos con electrones de acuerdo con las reglas para llenar orbitales:

Hay que recordar que el primer nivel contiene un máximo de 2 electrones. 1s 2, en el segundo - un máximo de 8 (dos s y seis R: 2s 2 2p 6), en el tercero - un máximo de 18 (dos s, seis pag y diez d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Número cuántico principal norte debe ser mínimo.
• primero en llenar s- subnivel, entonces р-, re- segundo f- subniveles.
• Los electrones llenan los orbitales en orden creciente de energía de los orbitales (regla de Klechkovsky).
• Dentro de un subnivel, los electrones primero ocupan orbitales libres uno por uno y sólo después forman pares (regla de Hund).
• No puede haber más de dos electrones en un orbital (principio de Pauli).

Ejemplos.

1. Creemos la fórmula electrónica del nitrógeno. El nitrógeno es el número 7 en la tabla periódica.

2. Creemos la fórmula electrónica del argón. El argón es el número 18 en la tabla periódica.

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

3. Creemos la fórmula electrónica del cromo. El cromo es el número 24 en la tabla periódica.

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

Diagrama energético del zinc.

4. Creemos la fórmula electrónica del zinc. El zinc es el número 30 en la tabla periódica.

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

Tenga en cuenta que parte de la fórmula electrónica, a saber, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, es la fórmula electrónica del argón.

La fórmula electrónica del zinc se puede representar como:

Un registro que refleja la distribución de electrones en un átomo de un elemento químico a través de niveles y subniveles de energía se llama Configuración electrónica este átomo. En el estado fundamental (no excitado) del átomo, todos los electrones satisfacen el principio de energía mínima. Esto significa que los subniveles para los cuales:

1) El número cuántico principal n es mínimo;

2) Dentro del nivel, primero se llena el subnivel s, luego el p- y solo luego el d- (l es mínimo);

3) El llenado se produce de tal manera que (n + l) es mínimo (regla de Klechkovsky);

4) Dentro de un subnivel, los electrones están dispuestos de tal manera que su espín total es máximo, es decir contenía el mayor número de electrones desapareados (regla de Hund).

5) Al llenar orbitales atómicos de electrones, se cumple el principio de Pauli. Su consecuencia es que el nivel de energía con el número n no puede contener más de 2n 2 electrones ubicados en n 2 subniveles.

En el registro de fórmulas (o configuraciones) electrónicas que reflejan esta secuencia, el primer dígito es igual a norte, la letra siguiente corresponde a yo, y el superíndice derecho es igual al número de electrones en este estado.

Por ejemplo, el cesio (Cs) se encuentra en el 6º período, sus 55 electrones (número de serie 55) se distribuyen en 6 niveles de energía y sus subniveles, observando la secuencia de llenado de los orbitales con electrones, obtenemos: 55 cs 1 s 2 2 s 2 2 pag 6 3 s 2 3 pag 6 4 s 2 4 pag 6 4 d 10 5 s 2 5 pag 6 5 d 10 6 s 1

A su vez, la fórmula electrónica del litio es 1 s 2 2 s 1 , carbono – 1 s 2 2 s 2 2 pag 2 , cloro – 1 s 2 2 s 2 2 pag 6 3 s 2 3 pag 5 .

La población de capas de electrones se puede representar en forma de células cuánticas (cuadrados o líneas horizontales). A diferencia de las fórmulas electrónicas, aquí se utilizan no dos, sino los cuatro números cuánticos. Se puede ver que la energía de los electrones en átomos multielectrónicos está determinada por el número cuántico. norte, entonces yo; Los electrones tienen diferentes valores. metroyo, y sólo los espines de los electrones emparejados son diferentes. Las celdas libres en nuestro ejemplo significan libres pag-orbitales que pueden ocupar electrones cuando se excita un átomo (Fig. 8).

Arroz. 8. Representación gráfica de la fórmula electrónica del boro.

Al estudiar el cambio en las propiedades químicas de los elementos en función del valor de su masa atómica relativa (peso atómico), descubrió D. I. Mendeleev en 1869. ley de periodicidad estas propiedades: " Las propiedades de los elementos, y por tanto las propiedades de los cuerpos simples y complejos que forman, dependen periódicamente de los pesos atómicos de los elementos." Porque el Propiedades químicas están determinados por la estructura de las capas electrónicas del átomo, tabla periódica de mendeleev Es una clasificación natural de los elementos según las estructuras electrónicas de sus átomos (Apéndice 4). La base más simple para esta clasificación es el número de electrones en un átomo neutro, que es igual a la carga del núcleo. Pero cuando se forma un enlace químico, los electrones se pueden redistribuir entre los átomos, pero la carga del núcleo permanece sin cambios, por lo que la formulación moderna de la ley periódica dice: “Las propiedades de los elementos dependen periódicamente de las cargas de los núcleos de sus átomos”.

Esta circunstancia se refleja en el sistema periódico en forma de filas horizontales y verticales: períodos y grupos.

Período – fila horizontal que tiene el mismo número de niveles electrónicos, el número del período coincide con el valor del número cuántico principal norte nivel externo (capa); Hay siete períodos de este tipo en la tabla periódica. El segundo período y los siguientes comienzan con un elemento alcalino ( ns 1) y termina con un gas noble ( ns 2 notario público. 6).

Verticalmente, la tabla periódica se divide en ocho grupos, que se dividen en principales - A , que consiste en s- Y pag-elementos, y lado – subgrupos B que contiene d-elementos. Subgrupo III B, excepto d-elementos, contiene 14 4 F- y 5 F-elementos (familia 4 F-lantánidos y 5 F-actínidos). Los subgrupos principales contienen la misma cantidad de electrones en la capa electrónica exterior, que es igual al número del grupo. En los subgrupos principales, los electrones de valencia (electrones capaces de formar enlaces químicos) se encuentran en s- Y pag-orbitales del nivel de energía exterior, en orbitales laterales - en s-orbitales del exterior y d-orbitales de la capa preexterna. Para F-los elementos de valencia son ( norte – 2)F- (norte – 1)d- Y ns-electrones. La similitud de los elementos dentro de cada grupo es el patrón más importante de la tabla periódica. Además, cabe señalar que similitud diagonal en pares de elementos Li y Mg, Be y Al, B y Si, etc. Este patrón se debe a la tendencia de las propiedades a cambiar verticalmente (en grupos) y sus cambios horizontalmente (en períodos).

La estructura de la capa electrónica de los átomos de un elemento cambia periódicamente al aumentar el número atómico del elemento, por un lado, y, por otro lado, las propiedades están determinadas por la estructura de la capa electrónica y, por tanto, son depende periódicamente de la carga del núcleo atómico.

Periodicidad de las características atómicas.

La naturaleza periódica de los cambios en las propiedades químicas de los átomos de los elementos depende de cambios en el radio de un átomo y un ion.

El radio de un átomo libre se considera la posición del máximo principal de densidad de las capas externas de electrones. Este es el llamado radio orbital . Si consideramos los valores relativos de los radios atómicos, es fácil detectar la periodicidad de su dependencia del número de elemento.

En periodos Radios atómicos orbitales a medida que aumenta la carga nuclear. z en general, disminuyen de forma monótona debido a un aumento en el grado de interacción de los electrones externos con el núcleo. En subgrupos Los radios aumentan principalmente debido a un aumento en el número de capas de electrones.

Ud. s- Y pag-elementos, el cambio de radios, tanto en períodos como en subgrupos, es más pronunciado que en d- Y F-elementos, ya que d- Y F-los electrones son internos. Radios reductores d- y los elementos f en períodos se llaman d - YF -compresión. Consecuencia F-la compresión es que los radios atómicos de los análogos electrónicos d-Los elementos del quinto y sexto periodo son casi idénticos.

Estos elementos, por la similitud de sus propiedades, se denominan elementos gemelos.

La formación de iones provoca un cambio en los radios iónicos en comparación con los atómicos. En este caso, los radios de los cationes son siempre más pequeños y los radios de los aniones son siempre mayores que los radios atómicos correspondientes.

Las propiedades de los átomos se consideran como la capacidad de dar o aceptar electrones debido al deseo de los átomos de adquirir una configuración electrónica estable, similar a la de los gases nobles. Las propiedades metálicas se consideran la capacidad de los átomos de los elementos para donar electrones y exhibir propiedades reductoras, y las propiedades no metálicas, para ganar electrones y exhibir propiedades oxidantes.

Energía de ionización átomo I es la energía necesaria para convertir un átomo neutro en un ion cargado positivamente. Su valor depende de la carga nuclear, el radio del átomo y la interacción entre los electrones. La energía de ionización se expresa en kJ∙mol–1 o eV. Para la investigación química, lo más importante potencial de ionización primer orden: la energía gastada en la eliminación completa de un electrón débilmente unido de un átomo en un estado no excitado.

Eo- mi– = mi + , I 1 – primer potencial de ionización;

mi + – mi– = mi 2+, I 2 – segundo potencial de ionización, etc. I 1 < I 2 < I 3 < I 4 ...

La energía de ionización determina la naturaleza y la fuerza de un enlace químico, y restaurativo propiedades de los elementos (Tabla 28).

La disposición de los electrones en capas o niveles de energía se escribe utilizando fórmulas electrónicas de elementos químicos. Las fórmulas o configuraciones electrónicas ayudan a representar la estructura atómica de un elemento.

Estructura atomica

Los átomos de todos los elementos constan de un núcleo cargado positivamente y electrones cargados negativamente, que se encuentran alrededor del núcleo.

Los electrones se encuentran en diferentes niveles de energía. Cuanto más lejos está un electrón del núcleo, más energía tiene. El tamaño del nivel de energía está determinado por el tamaño del orbital atómico o de la nube orbital. Este es el espacio en el que se mueve el electrón.

Arroz. 1. Estructura general del átomo.

Los orbitales pueden tener diferentes configuraciones geométricas:

• orbitales s- esférico;
• Orbitales p, d y f- en forma de mancuerna, situadas en diferentes planos.

El primer nivel de energía de cualquier átomo siempre contiene un orbital s con dos electrones (la excepción es el hidrógeno). A partir del segundo nivel, los orbitales s y p están al mismo nivel.

Arroz. 2. Orbitales s, p, d y f.

Los orbitales existen independientemente de la presencia de electrones en ellos y pueden estar llenos o vacíos.

Escribir una fórmula

Las configuraciones electrónicas de átomos de elementos químicos se escriben según los siguientes principios:

• Cada nivel de energía corresponde a un número de serie, designado número arábigo;
• el número va seguido de una letra que indica el orbital;
• Se escribe un superíndice encima de la letra, correspondiente al número de electrones en el orbital.

Ejemplos de grabación:

DEFINICIÓN

fórmula electrónica(configuración) de un átomo de un elemento químico muestra la disposición de los electrones en capas de electrones (niveles y subniveles) en un átomo o molécula.

Muy a menudo, las fórmulas electrónicas se escriben para átomos en estado fundamental o excitado y para iones.

Hay varias reglas que se deben tener en cuenta al compilar la fórmula electrónica de un átomo de un elemento químico. Este es el principio de Pauli, la regla de Kleczkowski o la regla de Hund.

Al compilar una fórmula electrónica, se debe tener en cuenta que el número de período de un elemento químico determina el número de niveles de energía (capas) en un átomo, y su número de serie determina el número de electrones.

De acuerdo a La regla de Klechkovsky, el llenado de los niveles de energía ocurre en orden creciente de la suma de los números cuánticos principales y orbitales (n + l), y con valores iguales de esta suma, en orden creciente de n:

1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.

Así, el valor n + l = 5 corresponde a los subniveles de energía 3d (n = 3, l=2), 4d (n=4, l=1) y 5s (n=5, l =0). El primero de estos subniveles se llena con el que tiene el valor más bajo del número cuántico principal.

El comportamiento de los electrones en los átomos está sujeto al principio de exclusión, formulado por el científico suizo W. Pauli: en un átomo no puede haber dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales. De acuerdo a principio de pauli, en un orbital, caracterizado por ciertos valores de tres números cuánticos (principal, orbital y magnético), solo se pueden ubicar dos electrones, que difieren en el valor del número cuántico de espín. Se desprende del principio de Pauli. consecuencia: El número máximo posible de electrones en cada nivel de energía es igual al doble del cuadrado del número cuántico principal.

Fórmula electrónica de un átomo.

La fórmula electrónica de un átomo se representa de la siguiente manera: cada nivel de energía corresponde a un determinado número cuántico principal n, denotado por un número arábigo; Cada número va seguido de una letra correspondiente al subnivel de energía y que denota el número cuántico orbital. El superíndice de la letra indica el número de electrones en el subnivel. Por ejemplo, la fórmula electrónica del átomo de sodio es la siguiente:

11 norte 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Al llenar subniveles de energía con electrones, también es necesario observar la regla de hund: en este subnivel, los electrones tienden a ocupar estados de energía de tal manera que el espín total es máximo (esto se refleja más claramente al elaborar fórmulas gráficas de electrones).

Ejemplos de resolución de problemas

EJEMPLO 1

Ejercicio

Escriba las fórmulas electrónicas de los átomos de elementos con números atómicos 7, 16, 21.

Respuesta

El elemento químico con número atómico 7 es el nitrógeno. Está en el segundo período, por tanto, tiene dos orbitales. Ubicación del nitrógeno en el grupo V. tabla periódica indica la presencia de 5 electrones de valencia en el nivel de energía exterior: 1s 2 2s 2 2p 3 . El elemento químico con número atómico 16 es el azufre. Está en el tercer período, por tanto, tiene tres orbitales. La ubicación del azufre en el grupo VI de la tabla periódica indica la presencia de 6 electrones de valencia en el nivel de energía exterior: 16 S) 2) 8) 6 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . El elemento químico con número atómico 21 es el escandio. Está en el cuarto período y por tanto tiene cuatro orbitales. La ubicación del escandio en el Grupo III de la Tabla Periódica indica la presencia de 3 electrones de valencia en el nivel de energía exterior: 21 Sc) 2) 8) 8) 3 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 .