Kvantna števila elementov. Povezave s kovinami

Primer 1. Sestavite elektronske formule atomov v osnovnem stanju za naslednje elemente: fosfor (15), kalcij (20) in titan (22). Navedeno v oklepaju serijsko številko element.

rešitev. Fosfor je v glavni podskupini pete skupine in v tretji periodi. Skupno število elektronov v tem atomu je 15 in se nahajajo v treh elektronskih plasteh. Prvi dve elektronski plasti fosforjevega atoma sta popolnoma zapolnjeni ( elektronska konfiguracija Ne atom: 1s 2 2s 2 2p 6), je število elektronov v tretji plasti fosforja enako številki skupine. Od teh elektronov se dva nahajata v 3s orbitali, 3 pa v 3p. Tako je elektronska formula fosforjevega atoma:

15 Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Za sestavo elektronske formule atoma kalcija k elektronski konfiguraciji atoma Ar (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6) je treba dodati dva elektrona, ki se nahajata v 4s orbitali. Kot rezultat dobimo naslednjo elektronsko formulo:

20 Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Titanov element se nahaja v stranske podskupine e 4 skupine elementov in v četrti periodi. Spada med prehodne elemente četrto obdobje, v katerem je zapolnjena 3d lupina, na kateri sta 2 elektrona. Skupno število elektronov v atomu titana je 22. Za sestavo elektronske formule titana je treba elektronski formuli kalcija dodati dva d-elektrona (3d 2):

22 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 .

Primer 2. Določite vrsto (s,p,d,f) naslednjih elementov: mangan (25), stroncij (38), cerij (58) in svinec (82). Serijska številka elementa je navedena v oklepajih.

rešitev. S-elementi vključujejo prva dva elementa - vodik in helij, pa tudi elemente, ki se nahajajo v glavnih podskupinah 1. in 2. skupine elementov (litijeva podskupina in berilijeva podskupina). Med predstavljenimi elementi ta kategorija vključuje stroncij (38). Glavne podskupine tretje do osme skupine vsebujejo p-elemente. V našem primeru je svinec (82). Vtične dekade elementov, ki tvorijo stranske podskupine, spadajo v vrsto d-elementov. Med obravnavanimi elementi ta vrsta vključuje mangan(25). Nazadnje, vstavki 14 elementov, ki se nahajajo v šesti in sedmi periodi, za lantanom (57) in aktinijem (89), pripadajo f-elementom. Torej je f-element cerij (58). Dobljene podatke predstavljamo v obliki tabele.

Primer 3. Elemente razporedite po naraščajočih radijih: Mg(12), Al(13), K(19), Ca(20). Serijska številka elementa je navedena v oklepajih.

rešitev. Za elemente glavnih podskupin se atomski polmeri povečujejo od zgoraj navzdol. V periodah se od leve proti desni radiji atomov zmanjšujejo. Tako bo atom aluminija imel najmanjši polmer, atom kalija pa bo imel največjega. Polmer atoma kalcija je manjši od atoma kalija, vendar večji od atoma magnezija. Kot rezultat dobimo naslednjo serijo, v kateri so elementi razporejeni po naraščajočem polmeru: Al(13), Mg(12), Ca(20), K(19).

Primer 4. S pomočjo Kosselove sheme določite, katera baza je močnejša, CsOH ali Ba(OH) 2.

rešitev. Po Kosselovi shemi bi morala imeti močnejša baza večji polmer kationa in manjši naboj. V tem primeru je hidroksilna skupina šibkejša zaradi kationa in vez E–OH se lažje zlomi. V obravnavanem primeru je polmer iona Cs + večji, naboj pa manjši kot pri ionu Ba 2+. Tako je CsOH močnejši od Ba(OH)2.

Primer 5. S pomočjo Kosselovega diagrama ugotovite, katera kislina je močnejša, H 2 S ali H 2 Se.

rešitev. Moč kisline brez kisika narašča s polmerom negativnega iona, saj večji ion težje zadrži vodikov ion. Ker je polmer iona Se 2– večji od polmera iona S 2–, je H 2 Se močnejši od H 2 S.

Naloge za samostojno reševanje

1. Naslednje elemente razporedite po naraščajoči redukcijskih lastnostih: fosfor, magnezij, klor.

2. Naslednje snovi razporedite po oslabitvi nekovinskih lastnosti: antimon, bizmut, silicij, fosfor.

3. Označi, katera od obeh kislin je močnejša (pojasni odgovor):

a) H 2 Se ali H 2 Te b) H 2 CrO 4 ali HMnO 4

4. Za elemente z atomskimi številkami 33, 37, 17, 31, 41 naredite formule višji oksid, višji hidroksid, kažejo na njihov značaj. Poimenuj najvišjo in najnižjo možno oksidacijsko stopnjo.

5. Sestavite formule za spojine z vodikovimi elementi, če so znane formule njihovih višjih oksidov:

a) E 2 O b) E 2 O 5 c) EO d) E 2 O 3 e) EO 3

6. Daj popoln opis elementa s številko 42 in 35.

ATOMSKA STRUKTURA.

RAZPREDITEV ELEKTRONOV PO ENERGIJSKIH NIVOJEH

Atom kemičnega elementa je električno nevtralen sistem, sestavljen iz pozitivno nabitega jedra, v katerem je koncentrirana skoraj celotna masa atoma, in elektronov, ki se nahajajo v bližini jedra.

Atomsko (ali atomsko) število element označuje naboj jedra atoma. V tem fizični pomen atomsko število elementa.

V atomu je število protonov, ki določajo naboj atomskega jedra, in število elektronov enako. To določa električno nevtralnost atoma.

Masno število - skupno število protonov in nevtronov v jedru.

Kemični element – To je vrsta atoma z enakim jedrskim nabojem. Jedrski naboj je glavna značilnost atoma kemičnega elementa.

Izotopi– atomi enega kemijskega elementa (ki imajo enako dajatev atomska jedra), vendar se razlikujejo po masnih številih.

Sorodnik atomska masa predstavlja aritmetično sredino masnih števil vseh izotopov danega kemijskega elementa.

Naloga 1. Določite število protonov, nevtronov in elektronov v atomu fosforjevega izotopa 31 R.

IN periodni sistem kemični elementi DI. Mendelejev (PS) fosfor ima atomsko število 15. Zato. Njegov osnovni naboj je +15. To pomeni, da je v jedru 15 protonov, skupno število V atomu je 15 elektronov, N = 31-15.

Avtor: sodobne ideje elektron v atomu ima dvojno naravo (delec in val hkrati). Elektron nima določene koordinate v prostoru in se ne giblje po trajektoriji. Govorijo o njegovi verjetnostni prisotnosti na vsaki točki v prostoru.

Elektronski oblak (orbitalni) – območje prostora okoli jedra, v katerem se najverjetneje nahaja elektron. Stanje elektronov v atomu opisuje množica kvantna števila. Za vsak elektron danega atoma nabor 4 kvantnih števil je individualen.

Kvantna števila.

1. Glavna stvar kvantno število (n) označuje energijo elektrona in njegovo oddaljenost od jedra. Elektroni z enako količino energije in enako oddaljeni od jedra so združeni v enega raven energije.

n = 1, 2, 3 … 7 Kot manjša vrednost n, bližje kot je elektron jedru, močneje ga privlači jedro, energijska rezerva takih elektronov je minimalna. Številčna vrednost n je enaka številu energijske ravni, na kateri se lahko nahaja elektron.

N = 2 n 2, kjer je N največje število elektronov

Ko je n = 1 N = 2

n= 3 N=18 itd.

2. Orbitalno (stransko) kvantno število(l) - opisuje obliko elektronske orbite. Če ima orbitala sferično obliko, jo imenujemo s-orbitala, če je oblika dumbbell-a, se imenuje p-orbitala. Še več kompleksne oblike imenujemo d-orbitale in f-orbitale.

O s-orbitala ∞ -p-orbitala

Elektroni z enako količino energije lahko zasedajo različno oblikovano področje prostora, v tem primeru govorimo o podnivoj(s, p, d, f - podnivoji).

3. Magnetno kvantno število(m l) – označuje orientacijo orbite v prostoru:

Vedno obstaja ena S-orbitala, saj je njena rotacija tridimenzionalni prostor ne vodi do spremembe lokacije.

P-habitati so lahko usmerjeni vzdolž osi x, y, z. Posledično se lahko nahajajo v enem od treh medsebojno pravokotnih položajev.

D-orbital (različno orientiranih v prostoru) je 5, f-orbital bi moralo biti 7 itd.

Na diagramu bomo vsako od možnih orbital prikazali s pravokotnikom □ ali pomišljajem -.

4. Spinsko kvantno število(m s) – opisuje vrtenje elektronov okoli svoje osi (v smeri urnega kazalca ali nasprotni smeri urnega kazalca). V diagramu so različne rotacije elektronov prikazane s puščicami ali ↓.

Načela polnjenja elektronskih orbital:

1. Ena orbitala ne more vsebovati več kot dva elektrona.

2. Pri zapolnjevanju orbital enega podravni je najbolj stabilno tisto stanje, v katerem je največje število nesparjenih elektronov.

(smer vrtenja elektronov je enaka).

3. Vrstni red zapolnjevanja podravni je določen po principu

Med biogenimi elementi je treba posebno mesto dati fosforju. Navsezadnje je brez tega obstoj tako življenjsko pomembnih stvari nemogoč. pomembne povezave, kot so ATP ali fosfolipidi, pa tudi mnogi drugi. Hkrati so anorganske snovi tega elementa zelo bogate z različnimi molekulami. Najdemo fosfor in njegove spojine široka uporaba v industriji so pomembni udeleženci bioloških procesov in se uporabljajo v najrazličnejših človekovih dejavnostih. Zato razmislimo, kaj je ta element, kakšna je njegova preprosta snov in najpomembnejše spojine.

Fosfor: splošne značilnosti elementa

Položaj v periodnem sistemu lahko opišemo v več točkah.

1. Peta skupina, glavna podskupina.
2. Tretje majhno obdobje.
3. Serijska številka - 15.
4. Atomska masa - 30,974.
5. Elektronska konfiguracija atoma je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Možna oksidacijska stanja so od -3 do +5.
7. Kemijski simbol - P, izgovorjava v formulah "pe". Ime elementa je fosfor. Latinsko ime Phosphorus.

Zgodovina odkritja tega atoma sega v daljno 12. stoletje. Tudi v zapisih alkimistov so bile informacije, ki so govorile o proizvodnji neznane "svetleče" snovi. Vendar je bil uradni datum za sintezo in odkritje fosforja leto 1669. Bankrotirani trgovec Brand je v iskanju filozofskega kamna po naključju sintetiziral snov, ki lahko oddaja sij in gori s svetlim, slepečim plamenom. To je naredil z večkratnim kalciniranjem človeškega urina.

Po tem je bil ta element pridobljen neodvisno drug od drugega z uporabo približno enakih metod:

• I. Kunkel;
• R. Boylem;
• A. Marggraf;
• K. Scheele;
• A. Lavoisier.

Danes je ena najbolj priljubljenih metod sinteze te snovi redukcija iz ustreznih mineralov, ki vsebujejo fosfor, pri visokih temperaturah pod vplivom ogljikov monoksid in silicijev dioksid. Postopek se izvaja v posebnih pečeh. Fosfor in njegove spojine so zelo pomembne snovi tako za živa bitja kot tudi za številne sinteze v kemični industriji. Zato bi morali razmisliti, kaj je ta element kot preprosta snov in kje se nahaja v naravi.

Enostavna snov fosfor

Težko je poimenovati kakšno konkretno povezavo, ko govorimo o o fosforju. To je razloženo s številnimi alotropskimi spremembami, ki jih ima ta element. Obstajajo štiri glavne vrste preproste snovi fosforja.

1. Bela. To je spojina s formulo P4. Je bela hlapna snov z ostrim, neprijetnim vonjem po česnu. Pri normalnih temperaturah se na zraku spontano vname. Gori z žarečo bledo zeleno svetlobo. Zelo strupeno in smrtno nevarno. Kemična aktivnost je izjemno visoka, zato se pridobiva in hrani pod plastjo prečiščene vode. To je možno zaradi slabe topnosti v polarnih topilih. Ogljikov disulfid je za ta namen najprimernejši za beli fosfor in organske snovi. Pri segrevanju se lahko spremeni v naslednjo alotropno obliko - rdeči fosfor. Ko se para kondenzira in ohladi, lahko tvori plasti. Na dotik masten, mehak, enostaven za rezanje z nožem, bela(rahlo rumenkasto). Tališče 44 0 C. Zaradi svoje kemijske aktivnosti se uporablja v sintezah. Toda zaradi svoje strupenosti se industrijsko ne uporablja široko.
2. Rumena. To je slabo prečiščena oblika beli fosfor. Je še bolj strupen in tudi neprijeten vonj po česnu. Vname se in gori s svetlo sijočim zelenim plamenom. Ti rumeni ali rjavi kristali se sploh ne raztopijo v vodi, po popolni oksidaciji oddajajo oblake belega dima s sestavo P4O10.
3. Rdeči fosfor in njegove spojine so najpogostejša in najpogosteje uporabljena modifikacija te snovi v industriji. Pastasto rdečo maso, ki visok krvni tlak ima lahko obliko škrlatnih kristalov in je kemično neaktiven. To je polimer, ki se lahko raztopi le v določenih kovinah in v ničemer drugem. Pri temperaturi 250 0 C sublimira in se spremeni v belo modifikacijo. Ni tako strupena kot prejšnje oblike. Vendar pa je pri dolgotrajni izpostavljenosti telesu strupen. Uporablja se pri nanašanju vžigalne prevleke na škatlice za vžigalice. To je razloženo z dejstvom, da se ne more spontano vžgati, ampak med denotacijo in trenjem eksplodira (vname).
4. Črna. Po videzu zelo spominja na grafit in je tudi masten na otip. To je polprevodnik električni tok. Temni kristali, sijoče, ki se sploh ne morejo raztopiti v topilih. Da se zasveti, potrebujete zelo visoke temperature in predgretje.

Zanimiva je tudi nedavno odkrita oblika fosforja – kovinski. Je prevodnik in ima kubično kristalno mrežo.

Kemijske lastnosti

Kemične lastnosti fosforja so odvisne od oblike, v kateri se nahaja. Kot je navedeno zgoraj, so modifikacije rumene in bele najbolj aktivne. Na splošno je fosfor sposoben interakcije z:

• kovine, ki tvorijo fosfide in delujejo kot oksidanti;
• nekovine, ki delujejo kot redukcijsko sredstvo in tvorijo hlapne in nehlapne spojine različnih vrst;
• močni oksidanti, ki se spremenijo v fosforno kislino;
• s koncentriranimi jedkimi alkalijami glede na vrsto nesorazmernosti;
• z vodo pri zelo visokih temperaturah;
• s kisikom, da tvorijo različne okside.

Kemične lastnosti fosforja so podobne lastnostim dušika. navsezadnje je del skupine pniktogena. Vendar pa je aktivnost zaradi raznolikosti alotropskih modifikacij za nekaj velikosti večja.

Biti v naravi

kako biogeni element, fosfor je zelo pogost. Njegov odstotek v zemeljska skorja je 0,09 %. To je kar velik podatek. Kje se ta atom nahaja v naravi? Obstaja več glavnih mest:

• zeleni del rastlin, njihova semena in plodovi;
• živalska tkiva (mišice, kosti, zobna sklenina, številne pomembne organske spojine);
• zemeljska skorja;
• tla;
• kamnine in minerali;
• morska voda.

Hkrati pa lahko govorimo le o povezane oblike, vendar ne o preprosti stvari. Konec koncev je izjemno aktiven in to mu ne dovoljuje, da bi bil svoboden. Med minerali, ki so najbogatejši s fosforjem, so:

• angleščina;
• fluoropaptit;
• svanbergit;
• fosforit in drugi.

Biološkega pomena tega elementa ni mogoče preceniti. Navsezadnje je del takšnih spojin, kot so:

• beljakovine;
• fosfolipidi;
• fosfoproteini;
• encimi.

Se pravi vse tiste, ki so vitalne in iz katerih je zgrajeno celotno telo. Dnevna norma za tipičnega odraslega približno 2 grama.

Fosfor in njegove spojine

Kot zelo aktiven element ta element tvori številne različne snovi. Navsezadnje tvori fosfide in sam deluje kot reducent. Zahvaljujoč temu je težko poimenovati element, ki bi bil inerten pri reakciji z njim. Zato so formule fosforjevih spojin izjemno raznolike. Navedemo lahko več razredov snovi, pri nastajanju katerih aktivno sodeluje.

1. Binarne spojine - oksidi, fosfidi, hlapne vodikove spojine, sulfidi, nitridi in drugi. Na primer: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 in drugi.
2. Kompleksne snovi: soli vseh vrst (srednje, kisle, bazične, dvojne, kompleksne), kisline. Primer: H 3 PO 4, Na 3 PO 4, H 4 P 2 O 6, Ca(H 2 PO 4) 2, (NH 4) 2 HPO 4 in drugi.
3. Organske spojine, ki vsebujejo kisik: proteini, fosfolipidi, ATP, DNA, RNA in drugi.

Večina označenih vrst snovi ima pomembne industrijske in biološki pomen. Uporaba fosforja in njegovih spojin je možna tako v medicinske namene kot za izdelavo povsem običajnih gospodinjskih predmetov.

Povezave s kovinami

Binarne spojine fosforja s kovinami in manj elektronegativnimi nekovinami imenujemo fosfidi. To so soli podobne snovi, ki so izjemno nestabilne, ko so izpostavljene različnim dejavnikom. Tudi navadna voda povzroči hitro razgradnjo (hidrolizo).

Poleg tega snov pod vplivom nekoncentriranih kislin razpade tudi na ustrezne produkte. Na primer, če govorimo o hidrolizi kalcijevega fosfida, bosta produkta kovinski hidroksid in fosfin:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

In z razgradnjo fosfida pod delovanjem mineralne kisline dobimo ustrezno sol in fosfin:

Ca 3 P 2 + 6HCL = 3CaCL 2 + 2PH 3

Na splošno je vrednost obravnavanih spojin ravno v tem, da se kot rezultat tvori vodikova spojina fosforja, katere lastnosti bodo obravnavane v nadaljevanju.

Hlapne snovi na osnovi fosforja

Obstajata dve glavni:

• beli fosfor;
• fosfin

Prvo smo že omenili zgoraj in podali značilnosti. Povedali so, da gre za bel gost dim, močno strupen, neprijetnega vonja in samovžig. normalne razmere.

Toda kaj je fosfin? To je najpogostejša in znana hlapljiva snov, ki vključuje zadevni element. Je binaren, drugi udeleženec pa je vodik. Formula vodikova povezava fosfor - pH 3, ime fosfin.

Lastnosti te snovi je mogoče opisati na naslednji način.

1. Hlapljiv brezbarven plin.
2. Zelo strupeno.
3. Ima vonj po gnilih ribah.
4. Ne komunicira z vodo in se v njej zelo slabo raztopi. Dobro topen v organskih snoveh.
5. V normalnih pogojih je kemično zelo aktiven.
6. Na zraku se samovžge.
7. Nastane pri razgradnji kovinskih fosfidov.

Drugo ime je fosfan. Z njim so povezane zgodbe iz davnih časov. Vse skupaj je nekaj, kar so ljudje včasih videli in zdaj vidijo na pokopališčih in v močvirjih. Lučke v obliki krogle ali sveče, ki se pojavljajo tu in tam in dajejo vtis gibanja, so veljale za slabo znamenje in vraževerni ljudje so se jih zelo bali. Razlog za ta pojav je sodobni pogledi Po mnenju nekaterih znanstvenikov lahko pride v poštev spontano izgorevanje fosfina, ki nastaja naravno pri razgradnji organskih ostankov, tako rastlinskih kot živalskih. Plin pride ven in se v stiku s kisikom v zraku vname. Barva in velikost plamena sta lahko različni. Najpogosteje so to zelenkasto svetle luči.

Očitno so vse hlapne fosforjeve spojine strupene snovi, ki jih je mogoče zlahka zaznati po njihovem ostrem, neprijetnem vonju. Ta znak pomaga preprečiti zastrupitev in neprijetne posledice.

Spojine z nekovinami

Če se fosfor obnaša kot reducent, potem bi morali govoriti o binarnih spojinah z nekovinami. Najpogosteje se izkaže, da so bolj elektronegativni. Tako lahko ločimo več vrst tovrstnih snovi:

• spojina fosforja in žvepla - fosforjev sulfid P 2 S 3;
• fosforjev klorid III, V;
• oksidi in anhidridi;
• bromid in jodid ter drugi.

Kemija fosforja in njegovih spojin je raznolika, zato je težko opredeliti najpomembnejše med njimi. Če govorimo posebej o snoveh, ki nastanejo iz fosforja in nekovin, potem najvišjo vrednost imajo okside in kloride drugačna sestava. Uporabljajo se v kemijske sinteze kot sredstva za odstranjevanje vode, kot katalizatorji itd.

Torej, eno najmočnejših sušilnih sredstev je najvišje - P 2 O 5. Vodo privlači tako močno, da ob neposrednem stiku z njo pride do burne reakcije z močnim hrupom. Sama snov je bela snežna masa, njeno agregatno stanje je bližje amorfnemu.

Znano je, da organska kemija po številu spojin je veliko večja od anorganske. To je razloženo s pojavom izomerizma in zmožnostjo ogljikovih atomov, da tvorijo verige atomov različnih struktur, ki se zapirajo drug z drugim. Seveda obstaja določen vrstni red, to je klasifikacija, ki ji je podvržena vsa organska kemija. Razredi spojin so različni, vendar nas zanima ena specifična, neposredno povezana z obravnavanim elementom. S fosforjem je. Ti vključujejo:

• koencimi - NADP, ATP, FMN, piridoksal fosfat in drugi;
• beljakovine;
• nukleinske kisline, saj je ostanek fosforne kisline del nukleotida;
• fosfolipidi in fosfoproteini;
• encimi in katalizatorji.

Vrsta iona, v katerem fosfor sodeluje pri tvorbi molekule teh spojin, je naslednja - PO 4 3-, to je kislinski ostanek fosforjeva kislina. Nekatere beljakovine ga vsebujejo v obliki prostega atoma ali preprostega iona.

Za normalno delovanje vsakega živega organizma je ta element in organske spojine, ki jih tvori, izjemno pomemben in nujen. Konec koncev je brez beljakovinskih molekul nemogoče zgraditi en sam strukturni del telesa. In DNK in RNK sta glavna nosilca in prenašalca dednih informacij. Na splošno morajo biti vse povezave prisotne.

Uporaba fosforja v industriji

Uporabo fosforja in njegovih spojin v industriji lahko označimo v več točkah.

1. Uporablja se pri proizvodnji vžigalic, eksplozivnih spojin, zažigalnih bomb, nekaterih vrst goriva in maziv.
2. Kot absorber plina in tudi pri izdelavi žarnic z žarilno nitko.
3. Za zaščito kovin pred korozijo.
4. IN kmetijstvo kot gnojila za tla.
5. Kot mehčalec vode.
6. V kemijskih sintezah pri proizvodnji različnih snovi.

Njegova vloga v živih organizmih je omejena na sodelovanje v procesih tvorbe zobne sklenine in kosti. Sodelovanje v anaboličnih in katabolnih reakcijah ter vzdrževanje pufra notranjega okolja celice in bioloških tekočin. Je osnova za sintezo DNA, RNA in fosfolipidov.

Stanje vsakega elektrona v atomu je označeno s 4 kvantnimi številkami:

A) Glavno kvantno število n- določa število ravni v atomu in sovpada s številko obdobja, v katerem se element nahaja.

Na primer: n = 2, kar pomeni, da ima atom dve lupini z elektroni, torej je element v drugi periodi.

Glavno kvantno število n določa celotno zalogo energije elektrona in njegovo oddaljenost od jedra. Bolj ko je elektron odmaknjen od atoma, tem več zaloge energije. Pri n = 1 je energija elektrona minimalna.

n = 1 K – raven

n = 2 L – raven

n = 3 M – nivo

n = 4 N – nivo

n = 5 O – raven

n = 6 Р – raven

n = 7 Q – raven

b) Stransko kvantno število l - določa obliko elektronskega oblaka. Njegova vrednost je za 1 manjša od glavnega kvantnega števila.

Podravni so določene z vrednostjo stranskega kvantnega števila.

Na primer: če je n = 1 l = 0, potem je to s - podravni

n = 2 l = 0,1, potem sta to s, p - podravni

n = 3 l = 0,1,2, potem so to s, р, d - podravni

n = 4 l = 0,1,2,3 potem so to s, р, d, f - podravni

c) Magnetno kvantno število m – določa smer raztezka elektronskega oblaka v magnetnem polju. to vektorska količina ima pozitivne in negativne vrednosti znotraj stranskega kvantnega števila.

Na primer: l = 0, m = 0, potem je to s – podnivo - ena celica

l = 1, m = – 1, 0,+1 р – podravni - 3 celice

l = 2, m = –2, – 1, 0,+1,+2 d – podravni - 5 celic

d) Kvantna spin številko S določa smer vrtenja elektronov okoli lastna os. Če je S = + 1/2, se elektron vrti okoli lastne osi v smeri urinega kazalca in je konvencionalno označen.

Če je S = – 1/2, se elektron vrti okoli lastne osi v nasprotni smeri urinega kazalca in je konvencionalno označen z ↓.

Zgradba atoma in porazdelitev elektronov med lupinami elementov majhne in velike periode.

Leta 1913 letnik znanstvenik-N. Bohr razvil kvantna teorija zgradba atoma. Teorija je temeljila na naslednjih postulatih: elektron se lahko giblje okoli jedra atoma ne po kateri koli orbiti, ampak po točno določenih. Število orbit elementa je določeno s številko periode. Obdobij je sedem, kar pomeni, da obstaja 1,2,3,4,5,6,7 energijskih nivojev, ki se imenujejo kvantne plasti in so označene z: K, L, M, N, O, P, Q.

Ravni so razdeljene na podravni, ki so označene s črkami latinska abeceda s, p, d, f.

Prvi energijski nivo ustreza s - podnivoj, drugi nivo - dve podnivoji: s, p, tretji nivo - trije podnivoji: s, p, d, četrti nivo - štirje podnivoji: s, p, d, f.

Po drugem principu Pauli: dva elektrona lahko zavzameta isto orbito pod pogojem, da imata njuna vrtljaja nasprotne smeri

Po Paulijevem principu:

· prvi nivo ne vsebuje več kot 2 elektrona

· drugo – ne več kot 8,

· tretji – ne več kot 18,

· četrti – ne več kot 32 elektronov

Če je katera koli raven v atomu nezapolnjena, so elektroni v njej porazdeljeni v skladu s Hundovim pravilom:

kvantne celice so najprej napolnjene z enim elektronom in nato z drugim z nasprotnim spinom.

a) diagram zgradbe atoma H +1) 1e

b) grafična podoba elektronska ovojnica atoma elementa vodik

Varnostna vprašanja:

1. Kateri predpogoji so služili kot osnova za odkritje? periodični zakon?

2. Kako je periodni sistem strukturiran vodoravno? Katera obdobja se razlikujejo v periodnem sistemu?

3. Kako je periodni sistem strukturiran navpično? Opišite glavne in sekundarne podskupine.

4. Kateri kemični elementi v periodnem sistemu so povezani z Rusijo?

5. Opišite koordinate elementa št. 33 in št. 41 v periodnem sistemu

6. Kaj združuje elemente glavne in sekundarne podskupine? Navedite primere

7. Razporedite naslednje elemente: fosfor, magnezij, klor - po naraščajočih nekovinskih lastnostih. Te elemente razporedite po naraščajočih kovinskih lastnostih.

8. Razporedite naslednje elemente: antimon, fosfor, bizmut - po naraščajočih nekovinskih lastnostih. Te elemente razporedite po naraščajočih kovinskih lastnostih.

9. Razporedite naslednje elemente: magnezij, barij, stroncij, berilij – po naraščajočih atomskih polmerih. Kako se spremenijo kovinske lastnosti elementov v tej seriji?

10. Napiši elektronske formule za naslednje atome: kisik, magnezij, fosfor, argon, vanadij.

Tema 1.3: Zgradba snovi

Seznam vprašanj, ki jih je treba preučiti:

1. Kovalentna kemična vez. Mehanizem izobraževanja. Elektronegativnost. Kovalentna polarna in nepolarna vez. Molekularne in atomske kristalne mreže.

2. Ionska kemična vez. Kationi, njihov nastanek iz atomov kot posledica oksidacijskega procesa. Anioni, njihov nastanek iz atomov kot posledica procesa redukcije. Ionska vez, kot vez med kationi in anioni zaradi elektrostatične privlačnosti.. Ionske kristalne mreže.

3. Kovinska povezava. Kovina kristalna mreža in kovinska kemična vez. Fizikalne lastnosti kovine

4. Agregatna stanja snovi in ​​vodikova vez. Trdna, tekoča in plinasto stanje snovi. Prenos snovi iz enega agregatno stanje drugemu. Vodikova vez, njegova vloga pri tvorbi biopolimernih struktur.

5. Čiste snovi in mešanice. Pojem zmesi snovi. Homogene in heterogene mešanice. Sestava zmesi: prostorninski in masni delež sestavin zmesi, masni delež nečistoče.

Razpršeni sistemi. Razpršena faza in disperzijski medij. Razvrstitev razpršeni sistemi. Koncept koloidnih sistemov.

Kovalentna kemična vez. Mehanizem nastajanja kovalentne vezi (izmenjalni in donorsko-akceptorski). Elektronegativnost. Kovalentne polarne in nepolarne vezi. Večkratnost kovalentne vezi. Molekularne in atomske kristalne mreže.

Kovalentna vez nastane kot posledica prekrivanja elektronskih oblakov atomov, ki ga spremlja sproščanje energije.

Obstaja več mehanizmov za nastanek kovalentnih vezi: izmenjava(enakovredno), darovalec-akceptor, dajalnik.

Pri uporabi mehanizma izmenjave se tvorba vezi obravnava kot posledica združevanja spinov prostih elektronov atomov. V tem primeru gre za prekrivanje dveh atomske orbitale sosednji atomi, od katerih je vsak zaseden z enim elektronom. Tako si vsak od povezanih atomov dodeli elektronski par za izmenjavo, kot da bi jih izmenjal. Na primer, ko je molekula borovega trifluorida oblikovana iz atomov, se tri atomske orbitale bora, od katerih ima vsaka en elektron, prekrivajo s tremi atomskimi orbitalami. treh atomov fluora (vsak od njih ima tudi en nesparjeni elektron). Zaradi združevanja elektronov v območjih prekrivanja ustreznih atomskih orbital se pojavijo trije pari elektronov, ki povezujejo atome v molekulo.

Po donorsko-akceptorskem mehanizmu se orbitala s parom elektronov enega atoma in prosta orbitala drugega atoma prekrivata. V tem primeru se v območju prekrivanja pojavi tudi par elektronov. V skladu z donorsko-akceptorskim mehanizmom na primer pride do adicije fluoridnega iona na molekulo borovega trifluorida. prazen r-borova orbitala (akceptor elektronskega para) v molekuli BF 3 se prekriva z r-orbitala iona F −, ki deluje kot donor elektronskega para. V nastalem ionu so vse štiri kovalentne vezi bor-fluor enakovredne po dolžini in energiji, kljub razliki v mehanizmu njihovega nastanka.

Atomi, zunanji elektronska lupina ki je sestavljen samo iz s- In r-orbitale so lahko donorji ali akceptorji elektronskega para. Atomi, katerih zunanja elektronska ovojnica vključuje d-orbitale lahko delujejo kot donorji in akceptorji elektronskih parov. V tem primeru se upošteva dativni mehanizem tvorbe vezi. Primer manifestacije dativnega mehanizma tvorbe vezi je interakcija dveh atomov klora. Dva atoma klora v molekuli Cl 2 tvorita kovalentno vez v skladu z mehanizmom izmenjave, ki združuje svoje neparne 3 r-elektronov. Poleg tega obstaja prekrivanje 3 r-orbitala atoma Cl-1, ki ima par elektronov in prazen 3 d-orbitale atoma Cl-2, kot tudi prekrivanje 3 r-orbitala atoma Cl-2, ki ima par elektronov in prazen 3 d-orbitale atoma Cl-1. Delovanje dativnega mehanizma vodi do povečanja trdnosti vezi. Zato je molekula Cl 2 močnejša od molekule F 2, v kateri kovalentna vez nastanejo le z mehanizmom izmenjave:

Elektronegativnost (χ)- temeljni kemična lastnost atom, kvantitativna značilnost sposobnosti atoma v molekuli, da privlači skupne elektronske pare.

Po načrtu okarakterizirajte elementa magnezij in fosfor

Značilnosti klora:

1. Element št. 17 klor, njegova atomska masa Ar = 35,5 (dva izotopa Ar = 35. Ar = 37), njegov jedrski naboj Z = + 17, v jedru 17 p⁺ (protoni v izotopu Ar = 35 18 n⁰ , in v izotopu

Ar = 37 n⁰ 20 (nevtroni.

Okoli jedra je 17 e⁻(elektronov, ki se nahajajo na treh ravni energije x, ker je klor v tretji periodi.
1). Model atoma klora z uporabo lokov:
₊₁₇CI)₂)₈)₇
2). Model atoma, preko elektronske formule (elektronska konfiguracija:

₊₁₇CI 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵
3). Elektronski grafični model atoma:

⇵ ⇵
3. stopnja ⇵
⇅ ⇅ ⇅
2. stopnja ⇅
1. stopnja ⇅
₊₁₇CI
2. Molekula enostavne snovi klora je dvoatomna. Klor je nekovina, v kemične reakcije lahko redukcijsko sredstvo, lahko oksidacijsko sredstvo.
3. Molekule atomov v skupini 7, glavni podskupini klora, so dvoatomne. Z naraščajočim jedrskim nabojem od fluora do astata nekovinske lastnosti zmanjšajo, kovinske pa povečajo.

4. Molekule atomov enostavnih snovi v obdobju: natrij, magnezij, aluminij, silicij - enoatomski; štiriatomni fosfor P₄, večatomno žveplo (S) n, dvoatomni klor CI₂. Od natrija do klora se spreminjajo lastnosti snovi: natrij, magnezij sta kovini, aluminij je amfoterna kovina, silicij je polkovina, fosfor, žveplo, klor so nekovine. Tudi redoks lastnosti se spreminjajo od leve proti desni v obdobju. Natrij, magnezij, aluminij so reducenti. Silicij, fosfor, žveplo, klor so lahko reducenti in oksidanti.
5. Višji klorov oksid – CI₂O₇, kislinski oksid:
6. hidroksid –HCIO₄, klor, močna kislina,

7. Hlapna spojina z vodikom HCI vodikov klorid, brezbarven plin, neprijetnega vonja, dobro topen v vodi, raztopina klorovodikova kislina HCI.

Lastnosti magnezija:

1) Ime elementa - magnezij, kemijski simbol - Mg, serijska številka - št. 12, atomska masa Ar = 24 Skupina - 2, podskupina - glavna, 3. obdobje
Naboj jedra atoma magnezija Z=+12 (v jedru je 12 protonov - p⁺ in 12 nevtronov - n⁰)
Okoli jedra atoma obstajajo 3 energijske ravni, na katerih se nahaja 12 elektronov.

3) Na podlagi zgoraj navedenega bomo zapisali zgradbo atoma magnezija in njegovo elektronsko formulo:
A. Model magnezijevega atoma z uporabo lokov:
₊₁₂Mg)₂)₈)₂

b. Model atoma, preko elektronske formule (elektronska konfiguracija:
elektronska formula aluminija ₊₁₂Mg 1s²2s²2p⁶3s²

V. Elektronski grafični model atoma:

3. stopnja ⇵
⇅ ⇅ ⇅
2. stopnja ⇅
1. stopnja ⇅
₊₁₂Mg

4. Preprosta snov, kovina magnezij, je sestavljena iz enega atoma, valenca magnezija v spojinah je 2, oksidacijsko stanje je +2. Magnezij je redukcijsko sredstvo.

5. Molekule atomov v skupini 2, glavni podskupini, so enoatomske. Ko se naboj jedra poveča od berilija do radija, se nekovinske lastnosti zmanjšajo, kovinske pa povečajo.

6. Molekule atomov enostavnih snovi v obdobju: natrij, magnezij, aluminij, silicij - enoatomski; štiriatomni fosfor P₄, večatomno žveplo (S) n, dvoatomni klor CI₂. Od natrija do klora se spreminjajo lastnosti snovi: natrij, magnezij sta kovini, aluminij je amfoterna kovina, silicij je polkovina, fosfor, žveplo, klor so nekovine. Tudi redoks lastnosti se spreminjajo od leve proti desni v obdobju. Natrij, magnezij, aluminij so reducenti. Silicij, fosfor, žveplo, klor so lahko reducenti in oksidanti.
7. Formula višjega oksida: MgO – bazični oksid
8. Formula hidroksida: Mg(OH)₂ - baza, netopna v vodi.

9. Z vodikom ne tvori hlapne spojine, spojina magnezija z vodikom pa je aluminijev hidrid MgH₂ - Je trdna bela nehlapna snov. Rahlo topen v vodi. Interakcija z vodo in alkoholi. MgH₂ + 2H₂O = 2H₂ + Mg(OH)₂

Pri močni vročini razpade na elemente.