O processo de formação de partículas de H2+ pode ser representado da seguinte forma: Show H + H + H2+. Assim, um elétron está localizado no orbital s molecular de ligação. A multiplicidade da ligação é igual à meia diferença do número de elétrons nos orbitais de ligação e afrouxamento. Assim, a multiplicidade da ligação na partícula H2+ é igual a (1 – 0):2 = 0,5. O método VS, ao contrário do método MO, não explica a possibilidade de formação de ligação por um elétron. A molécula de hidrogênio tem a seguinte configuração eletrônica: A molécula de H2 tem dois elétrons de ligação, o que significa que a ligação na molécula é simples. O íon molecular H2- tem uma configuração eletrônica: H2- [(s 1s)2(s *1s)1]. A multiplicidade da ligação em H2- é (2 - 1): 2 = 0,5. Consideremos agora moléculas homonucleares e íons do segundo período. A configuração eletrônica da molécula de Li2 é a seguinte: 2Li(K2s)Li2. A molécula de Li2 contém dois elétrons de ligação, o que corresponde a uma ligação simples. O processo de formação da molécula Be2 pode ser representado da seguinte forma: 2 Be(K2s2) Be2 . O número de elétrons de ligação e afrouxamento na molécula de Be2 é o mesmo, e como um elétron afrouxado destrói a ação de um elétron de ligação, a molécula de Be2 no estado fundamental não foi encontrada. Em uma molécula de nitrogênio, 10 elétrons de valência estão localizados em orbitais. Estrutura eletrônica da molécula N2: Como há oito elétrons ligantes e dois elétrons soltos na molécula de N2, essa molécula tem uma ligação tripla. A molécula de nitrogênio é diamagnética porque não contém elétrons desemparelhados. Nos orbitais da molécula de O2 estão distribuídos 12 elétrons de valência, portanto, esta molécula tem a configuração:  Arroz. 9.2. Esquema da formação de orbitais moleculares na molécula de O2 (apenas 2p elétrons de átomos de oxigênio são mostrados) Na molécula de O2, de acordo com a regra de Hund, dois elétrons com spins paralelos são colocados um de cada vez em dois orbitais de mesma energia (Fig. 9.2). De acordo com o método VS, a molécula de oxigênio não possui elétrons desemparelhados e deve ter propriedades diamagnéticas, o que é inconsistente com os dados experimentais. O método do orbital molecular confirma as propriedades paramagnéticas do oxigênio, que se devem à presença de dois elétrons desemparelhados na molécula de oxigênio. A multiplicidade de ligações em uma molécula de oxigênio é (8-4):2 = 2. Vamos considerar a estrutura eletrônica dos íons O2+ e O2-. No íon O2+, 11 elétrons são colocados em seus orbitais, portanto, a configuração do íon é a seguinte: A multiplicidade da ligação no íon O2+ é (8–3):2 = 2,5. No íon O2-, 13 elétrons são distribuídos em seus orbitais. Este íon tem a seguinte estrutura: O2-. A multiplicidade de ligações no íon O2- é (8 - 5): 2 = 1,5. Os íons O2- e O2+ são paramagnéticos, pois contêm elétrons desemparelhados. A configuração eletrônica da molécula F2 tem a forma: A multiplicidade de ligação na molécula F2 é 1, pois há um excesso de dois elétrons de ligação. Como não há elétrons desemparelhados na molécula, ela é diamagnética. Nas séries N2, O2, F2, as energias e comprimentos de ligação nas moléculas são: Um aumento no excesso de elétrons de ligação leva a um aumento na energia de ligação (força de ligação). Ao passar de N2 para F2, o comprimento da ligação aumenta, devido ao enfraquecimento da ligação. Nas séries O2-, O2, O2+, a multiplicidade da ligação aumenta, a energia da ligação também aumenta e o comprimento da ligação diminui. A composição de uma molécula. Isto é, por quais átomos a molécula é formada, em que quantidade, por quais ligações esses átomos estão conectados. Tudo isso determina a propriedade da molécula e, consequentemente, a propriedade da substância que essas moléculas formam. Por exemplo, as propriedades da água: transparência, fluidez, capacidade de causar ferrugem, devem-se precisamente à presença de dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. Portanto, antes de prosseguir com o estudo das propriedades das moléculas (ou seja, as propriedades das substâncias), é necessário considerar os “blocos de construção” pelos quais essas moléculas são formadas. Compreender a estrutura do átomo. Como se organiza um átomo?Átomos são partículas que, quando combinadas umas com as outras, formam moléculas. O próprio átomo é formado por núcleo carregado positivamente (+) e camada eletrônica carregada negativamente (-). Em geral, o átomo é eletricamente neutro. Ou seja, a carga do núcleo é igual em valor absoluto à carga da camada eletrônica. O núcleo é formado pelas seguintes partículas:
Assim, os prótons são responsáveis pela carga total do núcleo. Como um nêutron tem carga +1, a carga do núcleo é igual ao número de prótons. A camada eletrônica, como o nome indica, é formada por partículas chamadas elétrons. Se compararmos o núcleo de um átomo com um planeta, então os elétrons são seus satélites. Girando em torno do núcleo (por enquanto vamos imaginar que em órbitas, mas de fato em órbitas), eles formam uma camada de elétrons.
Como os átomos de diferentes elementos químicos diferem uns dos outros?Átomos de diferentes elementos químicos diferem uns dos outros na carga do núcleo (isto é, o número de prótons e, consequentemente, o número de elétrons). Como descobrir a carga do núcleo de um átomo de um elemento? O brilhante químico doméstico D. I. Mendeleev, tendo descoberto a lei periódica e desenvolvido uma tabela com seu nome, nos deu a oportunidade de fazer isso. Sua descoberta estava muito à frente da curva. Quando ainda não se sabia sobre a estrutura do átomo, Mendeleev organizou os elementos na tabela em ordem crescente de carga nuclear. Ou seja, o número de série de um elemento no sistema periódico é a carga do núcleo de um átomo de um determinado elemento. Por exemplo, o oxigênio tem um número de série de 8, respectivamente, a carga do núcleo do átomo de oxigênio é +8. Assim, o número de prótons é 8 e o número de elétrons é 8. São os elétrons na camada eletrônica que determinam as propriedades químicas do átomo, mas falaremos mais sobre isso posteriormente. Agora vamos falar sobre a massa.Um próton é uma unidade de massa, um nêutron também é uma unidade de massa. Portanto, a soma de nêutrons e prótons no núcleo é chamada de Número de massa. (Os elétrons não afetam a massa de forma alguma, pois desprezamos sua massa e a consideramos igual a zero). A unidade de massa atômica (a.m.u.) é uma quantidade física especial para designar pequenas massas de partículas que formam átomos. Todos esses três átomos são átomos de um elemento químico - hidrogênio. Porque eles têm a mesma carga nuclear. Como eles serão diferentes? Esses átomos têm números de massa diferentes (devido ao número diferente de nêutrons). O primeiro átomo tem número de massa 1, o segundo tem 2 e o terceiro tem 3. Átomos do mesmo elemento que diferem no número de nêutrons (e, portanto, no número de massa) são chamados isótopos. Os isótopos de hidrogênio apresentados até têm seus próprios nomes:
Agora, a próxima pergunta
razoável é: por que se o número de nêutrons e prótons no núcleo é um número inteiro, sua massa é 1 amu, então no sistema periódico a massa de um átomo é um número fracionário. Para enxofre, por exemplo: 32.066. Resposta: um elemento tem vários isótopos, eles diferem uns dos outros em números de massa. Portanto, a massa atômica na tabela periódica é o valor médio das massas atômicas de todos os isótopos de um elemento, levando em consideração sua ocorrência na natureza. Essa massa, dada no sistema periódico, é chamada massa atômica relativa. Para cálculos químicos, são usados indicadores de um “átomo médio”. A massa atômica é arredondada para o inteiro mais próximo. A estrutura da camada eletrônica.As propriedades químicas de um átomo são determinadas pela estrutura de sua camada eletrônica. Os elétrons ao redor do núcleo não estão organizados de qualquer maneira. Os elétrons estão localizados em orbitais de elétrons. Orbital eletrônico- o espaço ao redor do núcleo atômico, onde a probabilidade de encontrar um elétron é maior. Um elétron tem um parâmetro quântico chamado spin. Se tomarmos a definição clássica da mecânica quântica, então rodaré o momento angular intrínseco da partícula. De forma simplificada, isso pode ser representado como a direção de rotação de uma partícula em torno de seu eixo. Um elétron é uma partícula com um spin meio inteiro, um elétron pode ter um spin +½ ou -½. Convencionalmente, isso pode ser representado como uma rotação no sentido horário e anti-horário. Não mais do que dois elétrons com spins opostos podem estar em um orbital de elétrons. A designação geralmente aceita de uma residência eletrônica é uma célula ou um traço. O elétron é indicado por uma seta: a seta para cima é um elétron com spin positivo +½, a seta para baixo ↓ é um elétron com spin negativo -½. Um elétron que está sozinho em um orbital é chamado de desemparelhado. Dois elétrons no mesmo orbital são chamados emparelhado. Os orbitais eletrônicos são divididos em quatro tipos, dependendo da forma: s, p, d, f. Orbitais da mesma forma formam um subnível. O número de orbitais em um subnível é determinado pelo número de localizações possíveis no espaço.
O orbital s é esférico: No espaço, o orbital s só pode ser localizado de uma maneira: Portanto, o subnível s é formado por apenas um orbital s.
O orbital p tem a forma de um haltere: No espaço, o orbital p só pode ser localizado de três maneiras: Portanto, o subnível p é formado por três orbitais p.
O orbital d tem uma forma complexa: No espaço, o orbital d pode ser localizado de cinco maneiras diferentes. Portanto, o subnível d é formado por cinco orbitais d.
O orbital f tem uma forma ainda mais complexa. No espaço, o orbital f pode ser colocado de sete maneiras diferentes. Portanto, o subnível f é formado por sete orbitais f. A camada eletrônica de um átomo é como uma massa folhada. Também tem camadas. Os elétrons localizados em diferentes camadas têm energias diferentes: nas camadas mais próximas do núcleo - menos, nas mais distantes do núcleo - mais. Essas camadas são chamadas de níveis de energia. Preenchimento de orbitais de elétrons.O primeiro nível de energia tem apenas o subnível s: No segundo nível de energia, há um subnível s e um subnível p aparece: No terceiro nível de energia, há um subnível s, um subnível p e um subnível d aparece: No quarto nível de energia, em princípio, um subnível f é adicionado. Mas no curso escolar, os orbitais f não são preenchidos, então não podemos descrever o subnível f: O número de níveis de energia em um átomo de um elemento é número do período. Ao preencher orbitais de elétrons, os seguintes princípios devem ser seguidos:
Para descrever a estrutura da camada eletrônica, a fórmula eletrônica também é usada. A fórmula eletrônica é um pequeno registro de uma linha da distribuição de elétrons por subníveis.
E somente após haver um elétron em cada orbital de subnível, o próximo elétron se torna pareado - ou seja, ocupa um orbital que já possui um elétron:
O fato é que a energia do subnível d é maior que a energia do subnível s da camada de energia NEXT. E como sabemos, o elétron tenta ocupar essa posição no átomo, onde sua energia será mínima. Portanto, após preencher o subnível 3p, o subnível 4s é preenchido primeiro, após o qual o subnível 3d é preenchido. E somente depois que o subnível 3d estiver completamente preenchido, o subnível 4p será preenchido. É o mesmo com o 4º nível de energia. Depois que o subnível 4p é preenchido, o subnível 5s é preenchido em seguida, seguido pelo subnível 4d. E depois apenas 5p.
Então ocorre um fenômeno chamado falha. Em caso de falha, um elétron do subnível s do próximo nível de energia literalmente cai para o elétron d. Estados fundamentais e excitados do átomo.Os átomos cujas configurações eletrônicas agora construímos são chamados de átomos em condição básica. Ou seja, este é um estado normal, natural, se você preferir. Quando um átomo recebe energia de fora, pode ocorrer excitação. Excitaçãoé a transição de um elétron pareado para um orbital vazio, dentro do nível de energia exterior. Por exemplo, para um átomo de carbono: A excitação é característica de muitos átomos. Isso deve ser lembrado, porque a excitação determina a capacidade dos átomos de se ligarem uns aos outros. A principal coisa a lembrar é a condição sob a qual a excitação pode ocorrer: um elétron emparelhado e um orbital vazio no nível de energia externo. Existem átomos que possuem vários estados excitados: Configuração eletrônica do íon.Íons são partículas em que átomos e moléculas se transformam ganhando ou perdendo elétrons. Essas partículas têm uma carga, porque ou "não são suficientes" elétrons, ou seu excesso. Íons carregados positivamente são chamados cátions, negativo - ânions. O átomo de cloro (não tem carga) ganha um elétron. O elétron tem uma carga de 1- (um menos), respectivamente, uma partícula é formada com excesso de carga negativa. Ânion cloro: Cl 0 + 1e → Cl – O átomo de lítio (também sem carga) perde um elétron. Um elétron tem uma carga de 1+ (um mais), uma partícula é formada, com falta de carga negativa, ou seja, sua carga é positiva. cátion de lítio: Li 0 – 1e → Li + Transformando-se em íons, os átomos adquirem tal configuração que o nível de energia externa se torna "bonito", ou seja, completamente preenchido. Essa configuração é a mais termodinamicamente estável, então há uma razão para os átomos se transformarem em íons. E, portanto, os átomos dos elementos do grupo VIII-A (oitavo grupo do subgrupo principal), conforme indicado no próximo parágrafo, são gases nobres, ou seja, são quimicamente inativos. Eles têm a seguinte estrutura no estado fundamental: o nível de energia externo está completamente preenchido. Outros átomos, por assim dizer, tendem a adquirir a configuração desses gases mais nobres e, portanto, se transformam em íons e formam ligações químicas. ESTRUTURA DE ÁTOMOS E ÍONS MULTI-ELETRÔNICOSUm elétron em um átomo existe na forma Nuvem de elétrons, ou seja, uma certa região do espaço nuclear, que cobre aproximadamente 90% da carga e da massa do elétron. Essa região do espaço é chamada orbital. Para caracterizar completamente o estado de cada elétron em um átomo, é necessário indicar os valores de quatro números quânticos para ele: a Principal n, orbital eu, magnético ml e girar EM. Número quântico principal caracteriza a principal reserva de energia do elétron e o tamanho da nuvem eletrônica. Só pode receber valores inteiros positivos entre 1 e ¥. Quanto maior o valor n, maior o tamanho da nuvem de elétrons. Uma coleção de estados eletrônicos que têm o mesmo valor n, é chamado camada eletrônica ou nível de energia. As seguintes designações de letras são aceitas para níveis de energia No n= 1 elétron de energia tem um valor mínimo E 1 = -13,6 eV. Este estado do elétron é chamado a Principal ou normal. Estados desde n= 2, 3, 4… são chamados animado. As energias correspondentes a eles estão associadas a E 1 expressão Quando um elétron se move de um nível de energia para outro, um quantum de energia eletromagnética D é absorvido ou emitido. E Onde Comé a velocidade da luz ( Com= 3×10 8 m/s); Com/ l \u003d n - frequência de radiação, s -1. Orbital(por outro lado lado ou azimute) o número quântico determina o momento do momento do elétron e caracteriza a forma da nuvem eletrônica. Pode levar todos os valores inteiros de 0 a ( n- 1). Cada valor eu corresponde à sua própria forma da nuvem de elétrons: em eu= 0 – esférico; eu= 1 - haltere; eu= 2 - dois halteres que se cruzam em ângulos retos. Elétrons do mesmo nível de energia com os mesmos valores eu, Formato subníveis de energia, que têm as seguintes designações de letras Os valores de energia nos subníveis de cada nível são um pouco diferentes. O número de subníveis em que o nível de energia é dividido é igual ao número do nível, ou seja, o valor n. O estado de um elétron correspondente a certos valores n e eu, é escrito como uma combinação de valor digital n e carta eu(por exemplo, quando n= 3 e eu= 1 escreva 3 p). Número quântico magnético caracteriza a orientação espacial da nuvem de elétrons, leva todos os valores inteiros de - eu antes da +l, no total em cada subnível (2 eu+ 1) valores. Quantidade de valores aceitos ml, indica o número de posições possíveis de uma nuvem de elétrons de um determinado tipo no espaço, ou seja, o número de orbitais em um subnível. Sim, qualquer s subnível consiste em um orbital, p- subnível - de 3, d- subnível - de 5, e f- subnível - de 7. Todos os orbitais do mesmo nível têm a mesma energia e são chamados degenerar. O estado de um elétron em um átomo, caracterizado pelos valores dos números quânticos n,l e ml, é chamado orbital atômico(AO). Gire o número quântico caracteriza o momento mecânico intrínseco do elétron associado à sua rotação em torno de seu eixo. Só pode assumir dois valores EM= +1/2 e EM = – 1/2. Ao distribuir elétrons em um átomo sobre AO, vários princípios e regras são seguidos. De acordo com princípio de energia mínima os elétrons em um átomo tendem a ocupar em primeiro lugar aqueles AOs que correspondem ao menor valor da energia do elétron. A implementação deste princípio é feita com base na Regras de Klechkovsky: com um aumento no número atômico do elemento, os elétrons são colocados no AO sequencialmente como a soma ( n+l); para os mesmos valores dessa soma, o orbital com valor menor do número é preenchido mais cedo n. De acordo com a regra de Klechkovsky, o preenchimento dos níveis de energia corresponde basicamente à seguinte série: 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p etc. Orbitais degenerados do mesmo nível são preenchidos com elétrons de acordo com Regra de Hund (Hund): dentro do subnível de energia, os elétrons são organizados de modo que seu spin total seja máximo. Isso significa que, a princípio, os elétrons preenchem todos os orbitais livres do subnível um de cada vez, tendo spins identicamente direcionados, e só então esses AOs são preenchidos com segundos elétrons (emparelhados). Conforme Princípio de Pauli um AO pode conter no máximo dois elétrons que diferem entre si pelo valor EM. Assim, a capacidade eletrônica máxima de qualquer s-sublevel é igual a dois, p- subnível - seis, d- subnível - 10 e, uma f- subnível - 14 e. O número total de AO no nível de energia é determinado pela fórmula N AO = n 2 (6) O número total de elétrons em um nível pode ser calculado a partir da equação N e = 2n 2 (7) Quando um ou mais elétrons são removidos de um átomo, ele se torna um íon carregado positivamente. cátion, cuja carga é igual ao número de elétrons removidos. A ligação de um ou mais elétrons a um átomo leva à formação de um íon negativo - ânion, cuja carga negativa é igual ao número de elétrons recebidos. Quando um cátion é formado, em primeiro lugar, o átomo deixa os elétrons do nível de energia externa, pois neste caso os custos de energia para separar um elétron serão mínimos. Quando um ânion é formado, os elétrons são colocados em níveis de acordo com o princípio da energia mínima. Valência chamados elétrons que estão localizados no nível de energia externa e subníveis individuais do segundo (para lantanídeos e actinídeos - terceiro) do final da camada eletrônica, que não estão totalmente formados, ou seja, o número de elétrons no subnível não foi atingiu o valor limite. Elementos cujos átomos são preenchidos s-orbitais pertencem à família s-elementos; em que é preenchido p subnível, pertencem à família p-elementos, etc Exemplo 1 Os números quânticos dos elétrons de valência do íon E 2- são Número do elétron n l m l m s Determine o número ordinal do elemento e nomeie-o. Solução A fórmula eletrônica de valência do íon E 2-: ... 3 s 2 3p 1 . Após a remoção de dois elétrons extras, a configuração eletrônica do átomo terá a forma E: ... 3 s 1 . Adicione os elétrons ausentes E:1 s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . O número total de elétrons (2 + 2 + 6 + 1) \u003d 11, o que significa que este é o elemento número 11 - sódio Na. Exemplo 2 Anote a fórmula eletrônica completa do elemento com número de série 27. Marque seus elétrons de valência e indique os valores de todos os números quânticos para eles. A qual família de elétrons esse átomo pertence? Escreva a fórmula eletrônica dos subníveis de valência de um determinado átomo após a remoção de dois elétrons de valência. Solução Elemento com o número 27 - Cobalt Co. Nós compomos sua fórmula eletrônica 27 Co: 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 Os elétrons de valência são 4 elétrons s e 3 d subníveis. Os valores do número quântico para cada um dos nove elétrons de valência são Número do elétron n l m l m s Como o subnível está preenchido d, então o cobalto pertence à família d-elementos. Quando dois elétrons são separados de um átomo de cobalto, um íon Co 2+ é formado. A fórmula eletrônica dos elétrons de valência Co 2+: ... 4 d 7 5s 0 . Exemplo 3 Escreva as fórmulas eletrônicas do átomo de silício nos estados normal e excitado. Solução A fórmula eletrônica do átomo de silício contém 14 elétrons. Em condições normais Si 14:1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2. Quando excitado, um dos elétrons pareados 3 s-orbitais passarão para o subnível 3 p e a fórmula eletrônica terá a forma Si + E® Si * : 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 . A excitação adicional do átomo de silício é impossível, uma vez que todos os elétrons de valência do átomo estão desemparelhados. Tarefas 1. Um átomo cujo elemento no estado fundamental tem uma configuração eletrônica de 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2? Determine o número total de níveis e subníveis de energia ocupados por elétrons em um determinado átomo. 2. Usando a regra de Hund, distribua elétrons em orbitais correspondentes ao estado de menor energia dos átomos: manganês, nitrogênio, silício. 3. Quantos grátis f-orbitais está contido nos átomos de elementos com números de série 59, 60, 90, 93? Usando a regra de Hund, distribua os elétrons entre os orbitais dos átomos desses elementos. 4. Escreva as fórmulas eletrônicas dos elementos ainda não descobertos Nº 110 e Nº 113 e indique que lugar eles ocuparão no sistema periódico. 5. Um átomo de um elemento tem uma fórmula eletrônica de 1 s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3R 6. Escreva para ele as fórmulas eletrônicas do íon E - e do íon condicional E 7+. 6. Escreva as fórmulas eletrônicas de átomos de elementos com números de série 21 e 23. Quantos d-orbitais nos átomos desses elementos? Especifique os elétrons de valência dos elementos. 7. Escreva as fórmulas eletrônicas de átomos e íons: Se, Ti 2+, V 3-. Rotule seus elétrons de valência. 8. Escreva a fórmula eletrônica de um átomo e nomeie o elemento se os valores dos números quânticos dos elétrons de valência forem iguais: 9. Para elementos de quais períodos, os elétrons da camada externa são caracterizados pelo valor da soma ( n+l) = 5? A quais famílias eletrônicas esses elementos pertencem? 10. Anote as fórmulas eletrônicas das partículas: Br - , Br + , Br 5+ . Escreva os números quânticos dos elétrons de valência do íon Br +. 11. Determine o número de elétrons desemparelhados em um átomo de irídio. Especifique os valores dos números quânticos dos elétrons de valência deste átomo. 12. Escreva a fórmula eletrônica do átomo de enxofre, quantos elétrons desemparelhados esse átomo possui nos estados normal e excitado? Quais são as fórmulas eletrônicas de S 2- e S 4+? 13. Quantas e quais orientações espaciais d Orbitais você conhece? Qual é o número quântico para isso? 14. Escreva as fórmulas eletrônicas completas de átomos e íons: Zn 4-, Kr, Se 2+. Rotule seus elétrons de valência. 15. Determine o número de série do elemento e anote a fórmula eletrônica completa do átomo, se depois de anexar dois elétrons a ele, os números quânticos dos subníveis de valência são os seguintes: 16. Escreva as fórmulas eletrônicas das partículas: Po, Bi 3+, Mn 2-. Desenhe diagramas gráficos eletrônicos de seus subníveis de valência. 17. Escreva a fórmula eletrônica completa e o esquema gráfico eletrônico dos subníveis de valência dos átomos de tálio e criptônio. 18. Determine o número total de elétrons não 8 nível de energia. 19. Quantos grátis d-orbitais estão presentes nos átomos de titânio e vanádio? Anote para esses átomos os valores dos números quânticos da camada externa. 20. Quantos valores do número quântico magnético são possíveis para elétrons do subnível de energia, cujo número quântico orbital é: a) eu= 3; b) eu = 4? 21. Qual elemento tem três elétrons em um átomo, para cada um dos quais n= 3 e eu= 1? Quais são os valores do número quântico magnético para eles? Este átomo tem elétrons emparelhados? 22. Faça fórmulas eletrônicas de elementos com números de série 27 e 60. Indique os valores de todos os números quânticos para elétrons de valência de íons desses elementos com cargas + 1 e - 1. 23. Podem existir configurações R 7 ou d 12 - elétrons. Por quê? Componha a fórmula eletrônica de um átomo de um elemento com número de série 22 e indique seus elétrons de valência. 24. Escreva as fórmulas eletrônicas de átomos de elementos com números de série 15 e 28. Qual é o spin máximo R-elétrons nos átomos do primeiro e d-elétrons nos átomos do segundo elemento. 25. Um átomo de qual elemento tem a seguinte estrutura das camadas eletrônicas externa e penúltima 2 s2 2R 6 3s 2 3R 26. Um átomo de qual elemento tem a seguinte estrutura das camadas eletrônicas externa e penúltima 3 s 2 3R 6 3d 3 4s 2? Escreva para eles os números quânticos de elétrons de valência no estado normal. 27. Um átomo de qual elemento tem a seguinte estrutura das camadas eletrônicas externa e penúltima 3 s 2 3R 6 3d 10 4s 2 4R 5? Escreva para eles os números quânticos de elétrons de valência em um estado excitado. 28. Um átomo de qual elemento tem a seguinte estrutura das camadas eletrônicas externa e penúltima 4 s 2 4R 6 4d 7 5s 1 ? Anote as fórmulas eletrônicas completas para eles no estado excitado. 29. Um átomo de qual elemento tem a seguinte estrutura das camadas eletrônicas externa e penúltima 4 s 2 4R 6 4d 10 5s 0? Anote as fórmulas eletrônicas completas para eles no estado excitado. 30. Quantos grátis d-orbitais estão presentes nos átomos de nióbio e zircônio? Anote para esses átomos os valores dos números quânticos da camada externa. Os átomos são compostos de três tipos de pequenas partículas. No centro de um átomo existe um núcleo formado por prótons e nêutrons. Ao redor do núcleo existem elétrons que formam camadas eletrônicas. O número de elétrons é geralmente igual ao número de prótons no núcleo. O número de nêutrons no núcleo pode ser diferente: de zero a várias dezenas. A massa de um próton é aproximadamente igual à massa de um nêutron. Comparada com suas massas, a massa de um elétron é desprezível. Os elétrons são as chamadas partículas carregadas negativamente, os prótons são partículas carregadas positivamente. Os nêutrons são partículas não carregadas ou eletricamente neutras (aprenderemos o que é uma carga elétrica e como seus sinais são determinados no § 8-c). As partículas do núcleo estão firmemente ligadas umas às outras por forças nucleares especiais. A atração de elétrons para o núcleo é muito mais fraca do que a atração mútua de prótons e nêutrons, portanto, os elétrons (ao contrário das partículas do núcleo - prótons e nêutrons) podem se separar de seus átomos e passar para outros. Como resultado das transições de elétrons, os íons são formados - átomos ou grupos de átomos nos quais o número de elétrons não é igual ao número de prótons. Se um íon contém mais partículas com carga negativa do que com carga positiva, então esse íon é chamado de negativo. Caso contrário, o íon é chamado de positivo. A parte superior da figura mostra a perda de um elétron por um átomo, ou seja, a formação de um íon positivo. Na parte inferior da figura, a formação de um íon negativo a partir de um átomo. Os íons são muito comuns em substâncias, por exemplo, estão em todos os metais sem exceção. A razão é que um ou mais elétrons de cada átomo do metal são separados e se movem dentro do metal, formando o chamado gás de elétrons. É por causa da perda de elétrons, isto é, partículas negativas, que os átomos metálicos se tornam íons positivos. Isso é verdade para metais em qualquer estado - sólido, líquido ou gasoso (por exemplo, para vapor de mercúrio). Você já sabe que no estado sólido todos os metais são cristais (ver § 7º). Os íons de todos os metais estão dispostos de maneira ordenada, formando uma rede cristalina. Em metais no estado líquido ou gasoso, não há arranjo ordenado de íons, mas o gás de elétrons ainda está presente. Alguns íons podem ser formados por vários átomos. Por exemplo, moléculas de ácido sulfúrico H2SO4 em uma solução aquosa se decompõem em íons de hidrogênio positivos, cada um com um átomo, e íons negativos do resíduo ácido, cada um com cinco átomos (veja a figura). A formação de íons a partir de moléculas neutras (ionização) pode ocorrer por diversos motivos. Um deles, a dissolução, acabamos de considerar. Outra razão é o aumento da temperatura. Nesse caso, a gama de vibrações das moléculas e dos átomos que as compõem aumenta. Se a temperatura exceder um certo valor, a molécula se desintegrará e os íons se formarão. A ionização também pode ocorrer sob a ação de atrito, eletricidade, luz, radiação. Como descobrir os 4 números quânticos?Para entender como determinar esse número quântico, temos de realizar uma representação gráfica dos elétrons em orbitais. Isso é feito geralmente indicando um orbital por um quadrado. Por exemplo, o subnível s só possui um orbital, pois ele tem só uma forma em relação a qualquer orientação espacial, que é esférica.
Quais são os 4 números quânticos é o que eles significam?Os quatro números quânticos são: principal, secundário ou azimutal, magnético e spin. Eles são usados para identificar cada elétron na eletrosfera do átomo.
Quantos é quais os valores do número quântico l são possíveis quando n 7?Número quântico secundário. Quais os números quânticos possíveis para um elétron em orbitais 2p 3d é 4f?Resumo sobre números quânticos. |
Indique quais os números quânticos para o quarto elétron da camada 3d7
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