Какие частицы имеют изоэлектронное строение

Теор 1 Строен атома

Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.

Атомное ядро – центральная, положительно заряженная, сложно организованная часть атома, состоящая из нуклонов – протонов и нейтронов, связанных между собой ядерными силами.

Электрон е

1/1840 от массы протона

Заряд ядра атома соответствует атомному номеру элемента в периодической системе (Z).

Так как атом — электронейтральная частица, то число протонов должно быть равно числу электронов (число + = числу — ):

N(e — ) = N(p) = Z

Массовое число А– складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного атома. Тогда число нейтронов легко найти, вычитая заряд ядра атома из массового числа.

А = N(p) + N(n) N(n) = A – Z

Химический элемент – вид атомов, с определённым зарядом ядра.

Природа устроена так, что один и тот же элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов.

Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом, т.е разным числом нейтронов в ядре.

Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.

Пример 1: изотопы углерода: 12 С и 13 С.

Значит, они отличаются по составу на 1 нейтрон: у 12 С – 6 нейтронов, у 14 С – 7 нейтронов.

Пример 2: определить число протонов и нейтронов в ядре изотопа мышьяка с массовым числом 75.

Решение: порядковый номер у As – 33. Следовательно, заряд ядра Z= +33, число протонов – 33. Число нейтронов: A – Z = 75 – 33 = 42.

Строение атома 2. Электронное строение атома.

В 1913 году датский физик Н. Бор предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными.

Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, . n, начиная от ближайшей к ядру. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты уровнями (электронными слоями).

Уровни, в свою очередь, могут состоять из близких по энергии подуровней (электронных оболочек). Их обозначают символами s, p, d, f.

Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей. На каждой орбитали может быть не больше двух электронов.

На схеме орбитали обозначают в виде ячеек: , а электроны — в виде стрелок:  или .

Номер электронного слоя (уровня)

Максимальное число электронов

Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду:

Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f-подуровень, а у других — 5d-подуровень. То же самое наблюдается для 5f- и 6d-подуровней.

Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и лишь если они имеют противоположные спины.

Правило Хунда определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Хундом в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.

Согласно правилу Хунда, заполнение орбиталей одной и той же оболочки происходит таким образом: сначала каждую орбиталь занимают по одному электрону, а затем уже по второму, с противоположным спином.

В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) электронов на оболочке, состоящей из нескольких орбиталей, будет максимальным.

Например, атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Хунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:

Электронные конфигурации атомов

Схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетической диаграммой атома. Она отражает взаимное расположение уровней (электронных слоёв) и подуровней (электронных оболочек) энергии.

На каждом s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона, на каждом p-подуровне (три орбитали) — шесть электронов, на каждом d-подуровне (пять орбиталей) — десять электронов. Правило Хунда определяет порядок заселения орбиталей с одинаковой энергией.

Последовательность заполнения орбиталей у первых 30 атомов:

С помощью принципа минимума энергии, принципа Паули и правила Хунда, можно определить порядок заселения орбиталей электронами и построить электронную формулу любого элемента.

Электронная формула атома – запись распределения электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . и т.д.

Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы, например 3d 5 — это 5 электронов на 3d-подуровне.

Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, иногда записывают символ благородного газа, имеющего соответствующую электронную формулу:

1s 2 2s 2 2p 6 = [Ne]

1s 2 2s 2 2p63s 2 3p 6 = [Ar]

Например, электронная формула атома хлора 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 , или [Ne]3s 2 3p 5 . За скобки вынесены валентные электроны, принимающие участие в образовании химических связей.

Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов.

Водород(1е): Начинается заполнение первого электронного слоя: Н 1s 1

У гелия (2е) на эту оболочку приходит второй электрон, и она полностью заполнена: Не 1s 2

ПЕРВЫЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ СЛОЙ ЗАПОЛНЕН.

Переходим к литию (3е). У него начинает заполняться второй слой, у лития 2 электрона на первом слое и 1 электрон на втором. Второй слой тоже начинается с s-оболочки: Li 1s 2 2s 1

У бериллия на этот s-подуровень приходит второй электрон. Затем у бора начинается заполнение следующего подуровня второго слоя: 2p-подуровня:

В 1s 2 2s 2 2p 1 У следующих за бором пяти атомов продолжается заполнение 2р-оболочки, вплоть до неона: Ne 1s 2 2s 2 2p 6

ВТОРОЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ПОЛНОСТЬЮ ЗАВЕРШЕН.

Начинается третий период – сначала происходит заполнение 3s-оболочки у натрия и магния (это s-элементы), а потом заполняется 3р-оболочка у шести р-элементов: от алюминия до аргона.

Na 1s 2 2s 2 2р 6 3s 1 Mg 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 Al 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 1 …..

Ar 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 У аргона — инертного газа на внешнем слое 8 электронов.

Распределение электронов по электронным уровням у атома № 18 — аргона выглядит так: 2,8,8. При этом третий электронный уровень ещё не заполнен: в нём есть ещё 3d-оболочка (подуровень). Однако атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода, у него идёт заполнение 4s- оболочки (подуровня). Калий — это s-элемент.

3d-подуровень пока остаётся незаполненным: K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 4s-оболочка заполняется и у кальция — элемента № 20. Он тоже s-элемент: Са 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 И вот ТОЛЬКО у следующих 10 элементов (от скандия до цинка) происходит заполнение 3d-оболочки (подуровня). Это d-элементы. Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2

У ванадия на d-оболочке 3 электрона, на 4s — 2 электрона.

Казалось бы, у хрома должно получиться: Сr …3d 4 4s 2 Однако у хрома происходит переход одного электрона с s-оболочки на d-оболочку: Сr. 3d 5 4s 1

Это явление называется ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина такого явления — более выгодная по энергии полузаполненная d-оболочка. Соответственно, хром имеет 6 неспаренных электронов! Дальше у марганца снова происходит «возвращение» электрона на 4s-подуровень: Mn. 3d 5 4s 2 У атомов с №26 (железо) до № 28 (никель) происходит дальнейшее заполнение 3d-оболочки.

У никеля на d-оболочке 8 электронов, на 4s — 2 электрона. Казалось бы, у меди должно получиться: Сu . 3d 9 4s 2 . Однако у меди вновь происходит переход одного электрона с s-оболочки на d-оболочку: Сu . 3d 10 4s 1 Это снова ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина которого — более выгодная по энергии полностью заполненная d-оболочка. И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода: Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 ТРЕТИЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ только теперь ЗАВЕРШЕН – на нем 18 электронов. Однако четвёртый период продолжается.

Со следующего элемента 4 периода — галлия вновь начинается заполнение внешнего электронного слоя (№4), теперь уже 4p-оболочки – от галлия до криптона. Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 …

Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 Таким образом, мы научились составлять электронные формулы атомов первых 4 периодов.

Электронные формулы ионов.

Ионы – заряженные частицы; катионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы.

Ионы получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы).

S 0 (атом серы)+ 2e  S 2− (сульфид-анион)

Cu 0 (атом меди) -2е  Cu 2+ (катион меди)

Электронная формула иона получается путём добавления или отнятия электронов в электронной формуле атома.

Электроны сначала уходят с внешнего электронного слоя!

Пример: составить электронные формулы ионов: Ca 2+ ; As 3- ; Cu 2+ .

1)Ca 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 отдаёт 2 электрона  Ca 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

(18е, как у инертного газа аргона)

2) As 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3  As 3- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6

(добавились ещё 3 электрона на внешний уровень – их стало 8, а всего – 36е: оболочка инертного газа криптона)

3) Cu 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1  Cu 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 (уходят 2 электрона, сначала ВНЕШНИЙ 4s-электрон, а потом – 3d-электроны! )

Изоэлектронные частицы – это атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки.

Например, ион Са 2+ и атом аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку.

Пример: какие из этих солей образованы изоэлектронными ионами: хлорид натрия, фторид бария, бромид магния, сульфид кальция.

NaCl – Na + (10e), Cl — (18e),

BaF₂ – Ba 2+ (54 e),F — (10e)

MgBr₂ – Mg 2+ (10e), Br — (36e)

CaS – Ca 2+ (18e), S 2- (18e) – ионы изоэлектронны. Ответ: CaS

Основное и возбужденное состояние атома.

Основное состояние атома — это наиболее выгодное по энергии состояние, которое получается в результате последовательного заполнения оболочек электронами согласно правилу Хунда и принципу минимума энергии.

Однако, для того, чтобы образовывать СВЯЗИ с другими атомами, атом должен иметь определённое число НЕСПАРЕННЫХ электронов (число неспаренных электронов как раз и определяет ВАЛЕНТНОСТЬ атома).

Поэтому ПРИ НАЛИЧИИ СВОБОДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ и при наличии некоторой ЭНЕРГИИ (энергия возбуждения) электроны атома могут РАСПАРИВАТЬСЯ и атом переходит в возбужденное состояние.

При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, ЧИСЛО СВЯЗЕЙ, образуемых атомом, УВЕЛИЧИВАЕТСЯ.

Например, у атома углерода на внешнем валентном слое есть 4 электрона.

В невозбуждённом (основном) состоянии число неспаренных электронов равно ДВУМ: С … 2s 2 2p 2

При переходе одного электрона с s-оболочки на р – оболочку число неспаренных электронов становится равным ЧЕТЫРЁМ:

С* …2s 2 2p 2

Химики создали полностью металлический аналог карбоната

Химики из Мюнхенского технического университета синтезировали изоэлектронный аналог карбонат-иона, состоящий полностью из атомов металлов — [SnBi₃] 5- . Это первый пример полностью металлического аналога карбоната, к тому же устойчивого в растворах. Процесс синтеза занял около семи месяцев. Исследование опубликовано в журнале Angewandte Chemie International Edition, кратко о нем сообщает Chemistry World .

Изоэлектронные аналоги — соединения, в молекулах которых содержатся одинаковое количество атомов и совпадающие наборы валентных электронов. Например, изоэлектронными аналогами являются угарный газ (CO) и азот (N₂). В атоме углерода ровно на один валентный электрон меньше, чем в азоте, а в кислороде — на один больше, суммарное число валентных электронов в азоте и в угарном газе совпадает. Другие примеры — анионы серной и хлорной кислот (SO₄ 2- и ClO₄ — ), графен и нитрид бора. Изоэлектронные частицы оказываются очень близки по своим физическим свойствам: одинаковая структура, похожие температуры плавления и кипения, сходные энергии химической связи.

Авторы новой работы обнаружили рекордно тяжелый изоэлектронный аналог карбонат-аниона в рамках исследования висмутидов — соединений, в которых висмут несет на себе отрицательный заряд. Химики растворили в жидком аммиаке висмутид калия (K₃Bi₂) и станнид калия (K₄Sn₉) и оставили получившуюся красную жидкость более чем на полгода. В результате, через семь месяцев ученые обнаружили в сосуде черные пластинчатые кристаллы K₅[SnBi₃]·9(NH₃) — калиевой соли необычного аниона.

Структурный анализ показал, что [SnBi₃] 5- — не часть полимерной цепочки из атомов металлов, а анион в форме правильного треугольника, геометрически совпадающий с карбонат-анионом (CO₃ 2- ). Как и карбонат, новый анион содержит 24 валентных электрона, все атомы висмута в нем абсолютно идентичны (заряд делокализован между резонансными структурами). В отличие от карбонатов, стабильных в водных растворах, [SnBi₃] 5- быстро разлагается в присутствии воды — соединение устойчиво лишь в растворах жидкого аммиака.

У карбоната есть и более простые изоэлектронные аналоги — например, анион азотной кислоты (NO₃ — ). Ранее химики синтезировали другие аналоги карбонатов — комплексные пниктиды кремния и германия (Cs₅SiP₃ и другие), пниктиды алюминия и индия (Cs₆InAs₃). Поиск соединений с необычными электронными свойствами и нестандартных изоэлектронных аналогов позволяет проверить границы применимости современных теорий в химии.

Ранее мы сообщали о синтезе новых классов «неорганических бензолов» — веществ, электронное строение которых напоминает ароматические органические вещества, но которые при этом не содержат в себе атомов углерода.

В каком ряду находятся изоэлектронные частицы? 1)Ca2+,Ar,CL- :2)Mn2+,Fe2+,K+ :3)Si4+,NA+,F

1)Сa2+, Ar, Cl-
Изоэлектронные частицы, это частицы, у которых одинаковое количество электронов, подсчитаем его(порядковый номер в таблице менделеева +- заряд иона)
Ca2+=20-2=18 Ar=18 Cl-=17+1=18
Mn2+=25-2=23 Fe2+=26-2=24 уже не ряд
Si4+=14-4=10 Na+=11-1=10 F=9

Новые вопросы в Химия

Вычислить массу воды в 200 г раствора глюкозы (С6Н12О6) с массовой долей растворённого вещества 40%. помогите пж

Помогите СРОЧНО обязательно должно быть ДАНО

17. Раствор, объёмом 500 мл, содержит NaOH массой 5 г. Определить молярную концентрацию этого раствора. Даю 100б фастом пж

Электронное строение гетероядерных молекул и ионов

Изоэлектронными частицами называют частицы, содержащие одинаковое число электронов. Например, к изоэлектронным частицам относятся N₂, CO, BF, NO + , CN .

Согласно методу МО электронное строение молекулы СО аналогично строению молекулы N₂:

CO [KK*( 2s) 2 ( *2s) 2 (2p_x) 2 (2p_y) 2 (2p_z) 2 ].

На орбиталях молекулы СО располагаются 10 электронов (4 валентных электрона атома углерода и 6 валентных электронов атома кислорода). В молекуле СО, как и в молекуле N₂, связь тройная. Сходство в электронном строении молекул N₂ и СО обуславливает близость физических свойств этих веществ.

В молекуле NO на орбиталях распределены 11 электронов (5 электронов атома азота и 6 электронов атома кислорода), следовательно, электронная конфигурация молекулы такова:

Кратность связи в молекуле NO равна (8–3):2 = 2,5.

Конфигурация молекулярных орбиталей в ионе NO  :

NO  [KK*(2s) 2 (*2s) 2 (2p_x) 2 (2p_y) 2 (2p_z) 2 (*2p_x) 1 (*p_y) 1 ]

Кратность связи в этой молекуле равна (8–4):2 = 2.

Ион NO + имеет следующее электронное строение:

NO + [KK*(2s) 2 (*2s) 2 (2p_x) 2 (2p_y) 2 (2p_z) 2 ].

Избыток связывающих электронов в этой частице равен 6, следовательно, кратность связи в ионе NO + равна трём.

В ряду NO  , NO, NO + избыток связывающих электронов увеличивается, что приводит к возрастанию прочности связи и уменьшению её длины.

Метод молекулярных орбиталей

Двухцентровые молекулярные орбитали Многоцентровые молекулярные орбитали

При использовании метода молекулярных орбиталей считается, в отличие от метода валентных связей, что каждый электрон находится в поле всех ядер. При этом связь не обязательно образована парой электронов. Например, ион Н₂ + состоит из двух протонов и одного электрона. Между двумя протонами действуют силы отталкивания (рис. 30), между каждым из протонов и электроном — силы притяжения. Химическая частица образуется лишь в том случае, если взаимное отталкивание протонов компенсируется их притяжением к электрону. Это возможно, если электрон расположен между ядрами — в области связывания (рис. 31). В противном случае силы отталкивания не компенсируются силами притяжения — говорят, что электрон находится в области антисвязывания, или разрыхления.

Двухцентровые молекулярные орбитали

В методе молекулярных орбиталей для описания распределения электронной плотности в молекуле используется представление о молекулярной орбитали (подобно атомной орбитали для атома). Молекулярные орбитали — волновые функции электрона в молекуле или другой многоатомной химической частице. Каждая молекулярная орбиталь (МО), как и атомная орбиталь (АО), может быть занята одним или двумя электронами. Состояние электрона в области связывания описывает связывающая молекулярная орбиталь, в области разрыхления — разрыхляющая молекулярная орбиталь. Распределение электронов по молекулярным орбиталям происходит по тем же правилам, что и распределение электронов по атомным орбиталям в изолированном атоме. Молекулярные орбитали образуются при определенных комбинациях атомных орбиталей. Их число, энергию и форму можно вывести исходя из числа, энергии и формы орбителей атомов, составляющих молекулу.

В общем случае, волновые функции, отвечающие молекулярным орбиталям в двухатомной молекуле, представляют как сумму и разность волновых функций атомных орбитале, умноженных на некоторые постоянные коэффициенты, учитывающие долю атомных орбиталей каждого атома в образовании молекулярных орбиталей (они зависят от электроотрицательности атомов):

Этот метод вычисления одноэлектронной волновой функции называют «молекулярные орбитали в приближении линейной комбинации атомных орбиталей» (МО ЛКАО).

Так, при образовании иона Н₂ + или молекулы водорода Н₂ из двух s-орбиталей атомов водорода формируются две молекулярные орбитали. Одна из них связывающая (ее обозначают σ_св), другая — разрыхляющая (σ*).

Энергии связывающих орбиталей ниже, чем энергии атомных орбиталей, использованных для их образования. Электроны, заселяющие связывающие молекулярные орбитали, находятся преимущественно в пространстве между связываемыми атомами, т.е. в так называемой области связывания. Энергии разрыхляющих орбиталей выше, чем энергии исходных атомных орбиталей. Заселение разрыхляющих молекулярных орбиталей электронами способствует ослаблению связи: уменьшению ее энергии и увеличению расстояния между атомами в молекуле. Электроны молекулы водорода, ставшие общими для обоих связываемых атомов, занимают связывающую орбиталь.

Комбинация р-орбиталей приводит к двум типам молекулярных орбиталей. Из двух р-орбиталей взаимодействующих атомов, направленных вдоль линии связи, образуются связывающая σ_св— и разрыхляющая σ*-орбитали. Комбинации р-орбиталей, перпендикулярных линий связи, дают две связывающих π- и две разрыхляющих π*-орбитали. Используя при заселении электронами молекулярных орбиталей те же правила, что при заполнении атомных орбиталей в изолированных атомах, можно определить электронное строение двухатомных молекул, например O₂ и N₂ (рис. 35).

Из распределения электронов по молекулярным орбиталям можно рассчитать порядок связи (ω). Из числа электронов, расположенных на связывающих орбиталях, вычитают число электронов, находящихся на разрыхляющих орбиталях, и результат делят на 2n (в расчете на n связей):

ω = [N₁(число e − на связывающих МО) − N₂(число e − на разрыхляющих МО)] / 2 n

Из энергетической диаграммы видно, что для молекулы Н₂ ω = 1.

Метод молекулярных орбиталей дает те же значения порядка химической связи, что и метод валентных связей, для молекул О₂ (двойная связь) и N₂ (тройная связь). В то же время он допускает нецелочисленные значения порядка связи. Это наблюдается, например, при образование двухцентровой связи одним электроном (в ионе Н₂ + ). В этом случае ω = 0,5. Величина порядка связи прямо влияет на ее прочность. Чем выше порядок связи, тем больше энергия связи и меньше ее длина:

Энергия связи, кДж/моль