Meghatározása vegyérték atomok

A kémia a vegyérték elektronok az úgynevezett elektronokat a külső, vagy vegyérték-héj egy atom. Vegyérték elektronok meghatározzák povedeniehimicheskogo eleme a kémiai reakciókban. Minél kisebb a vegyérték elektronok elem, a könnyebb ez ad ezeket az elektronokat (redukáiószer nyilvánul tulajdonságok) a reakciók más elemekkel. Ezzel szemben, annál nagyobb a vegyérték elektronok az atom tartalmazott kémiai elem, annál könnyebb szerez elektronok (tulajdonságokat mutat oxidálószert) a kémiai reakciók, azonos feltételek mellett. Teljesen kitöltött külső elektron héj inert gázok, amelyek mutatnak minimális kémiai aktivitást. Gyakoriság elektronok töltse a külső elektron héj definiálja periodikusan változó kémiai tulajdonságai elemek a periódusos rendszerben.

A száma vegyérték elektronok (maximális vegyértéke) egyenlő a csoport száma a periódusos

Így, az alapállapotú kénatom két p-párosítatlan elektront, és mutat vegyértéke 2; az első gerjesztett állapotban - 4 párosítatlan vegyérték-elektron és a 4. (csak az S-párosított elektronok); második gerjesztett állapotban egy külső réteg, mind az elektronok atommal párosítatlan vegyérték 6.
Mellesleg, a nitrogén, az oxigén, a fluor és a neon nem gerjesztett állapotok, azaz. K. Ezek az elemek nem kapható p pályák, és a d-alréteg elektronok nem, azaz. K. Egy második energiaszintre (az elemek 2 időszak) nem d-alréteg. Ugyanezen okból nem gerjesztett állapotainak az atomok a hidrogén és hélium: elemek az első időszakban - csak egy energia szintet, amely csak egyetlen s-orbitális.

Elemeinek osztályozása elektronikus családok

Ez a kapcsolat a helyzetben az elem a periódusos rendszerben, és annak elektronikus atomok. Milyen energia szintalatti tele van az utolsó elektronika 4 család elemek: s, p, d és f:

1. s-elemek - családtagok, akik a töltés az elektronikus szintje az elektronok, az utolsó elektron megy egy külső s-szintalatti. Ez az első és a második csoport a fő csoport. A külső energia szinten van 1 vagy 2 elektront.
Például, Na: 14s2 2S2 P6 3s1, stretching egy s-elektron.

2. p-elemek utolsó elektron megy a p-szintalatti a külső réteg. Ez a példány III - VIII csoportok a fő alcsoportja az egyes időszakok.

3. D-elemek első feltöltéskor s-külső alréteg szintű, és megy, hogy az utolsó elektron d-predvneshnego alréteg szinten. d-elemek vannak oldalán alcsoportok n. s. (V d-elemek lehetséges szivárgás elektronok szintalatti s-külső réteg a szabad D-orbitális predvneshnego szintet, ha azt energetikailag kedvező.)

4. f-elemek az utolsó elektron megy a f-alréteg predpredvneshnego szinten. Ezek közé tartozik a lantanidák és aktinidák.

9.Periodichesky jog és a periódusos rendszer a kémiai elemek.

Periodikus törvény a készítményben D. Mengyelejev:

A tulajdonságait egyszerű szervek, és az alakja és tulajdonságai a vegyületek talált elemek a periódusos rendszerben értékétől függően az atomsúlya elemek.

Alapján az időszakos törvény DI Mengyelejev létre a periódusos rendszer elemeinek.

A sugarak az atomok és ionok

Atomrádiuszok vannak osztva fém. hogy találunk fémek, ötvözetek vagy intermetallikus (?) vegyületek, és kovalens. jellemző nemfémek és általános kovalens molekulák.

Kovalens sugarak viszont van osztva tetraéderes, oktaéderes, stb Természetesen meg kell különböztetni a sugarak egyszeres, kettős vagy hármas kötéseket. Jelenleg több atom sugara Bragg-Slater és az orbitális sugara.

Van der Waals sugár kell tekinteni sugarak nem kötött atomok. Ezek a atomközi távolságok egy szilárd vagy folyékony, ahol az atomok közel vannak egymáshoz, de független ionos, kovalens vagy fémes kötést.

A kovalens sugarát atom a egyszeres kötéssé közötti távolság felének a magok 2 x azonos atomokból kovalens kötés.

Mérje meg a távolságot a magok a molekula nem nehéz, de eldönteni, hogy milyen része a távolság esik a részesedése a kation és anion megosztani, nem messze könnyű.

Elektronegativitás atom, egy mennyiséget jellemző a képességét atom a molekulában, hogy vonzzák elektronok részt vevő kémiai kötéssel. Számos módszer kiszámításának E. Így szerint Mulliken, R. (1935), szolgálhat olyan intézkedés E. összege az ionizációs potenciál az atom, és az elektron affinitása; Polingpredlozhil L. (1932) más bonyolultabb számítási módja E. (lásd. A szakterületen. A kémiai kötés) .Okazalos azonban, hogy gyakorlatilag az összes módszereket vezet ugyanazt az eredményt. Ismerve E. lehet megközelítőleg becsülni az elektron sűrűség eloszlása ​​a molekulák számos vegyi anyagok, például, hogy meghatározzák a polaritását egy kovalens kötés.

Az ionizációs potenciál, az ionizációs potenciál, a fizikai mennyiség aránya határozza meg, a legalacsonyabb szükséges energia egyetlen ionizációs atomok (vagy molekulák) jelen a alapállapotú hogy az elektron töltése. IP -. Ionizációs energia intézkedés, amely egyenlő a ejekciós elektron egy atom vagy molekula és jellemzi elektron kötés erősséget egy atom vagy molekula. I. o. Általában kifejezve a. ez számszerűen egyenlő az ionizációs energia eV.

elektronaffinitás

Az elektron affinitása az atom Ae - képessége atomokkal csatolja további elektron és átalakul egy negatív ion. Az intézkedés a elektronaffinitás a felszabaduló energia vagy elnyelt ugyanabban az időben. Elektron-affinitása egyenlő az energia a ionizációs negatív ion X -:

X - = X + e -

A legmagasabb elektron-affinitása van halogénatommal. Például, az elektron kapcsolódási fluoratom kíséri felszabadulása 327,9 kJ / mól energia. Számos eleme a elektron-affinitása közel nulla vagy negatív, ami azt jelenti, hiányában fenntartható anion ezt az elemet.

Ennek magyarázata lehet adni, alapján kisebb léptékben első atomok és több elektron-elektron taszítás bennük.

Tapadás, típusai