El átomo es la partícula más pequeña de una sustancia que consiste en kernel y electrones. La estructura de las conchas de electrones de átomos está determinada por la posición del elemento en el sistema periódico. elementos químicos D. I. MENDELEEV.

Atomo de cáscara electrónica y electrónica

El átomo, que generalmente es neutral, consiste en un kernel cargado positivamente y una cáscara electrónica cargada negativamente (nube de electrones), mientras que los cargos totales positivos y negativos son iguales en valor absoluto. Al calcular relativo masa atomica La masa de electrones no se tiene en cuenta, ya que es despreciable y 1840 veces menos que la masa del protón o neutrón.

Higo. 1. Atom.

El electrón es una partícula completamente única que tiene una naturaleza dual: tiene simultáneamente las propiedades de la onda y las partículas. Se están moviendo continuamente alrededor del núcleo.

El espacio alrededor del núcleo, donde la probabilidad del electrón es más probable, se llama orbital electrónico, o una nube electrónica. Este espacio tiene una forma determinada, que se denota por las letras S-, P-, D-, y F-. El orbital S-electrónico tiene una forma esférica, el P-Orbital tiene la forma de mancuernas o el volumen ocho, las formas de D- y F-Orbitales son mucho más complicadas.

Higo. 2. Formas de orbitales electrónicos.

Alrededor de los electrones del kernel se encuentran en capas electrónicas. Cada capa se caracteriza por una distancia del núcleo y la energía, por lo que las capas electrónicas a menudo se denominan niveles de energía electrónicos. Cuanto más cerca sea el nivel hasta el núcleo, menor será la energía electrónica en ella. Un elemento difiere del otro número de protones en el núcleo del átomo y, en consecuencia, el número de electrones. En consecuencia, el número de electrones en la cubierta de electrones del átomo neutro es igual al número de protones contenidos en el kernel de este átomo. Cada elemento siguiente tiene más protones en el núcleo, y en una funda electrónica: un electrón es mayor.

El electrón reingreso ocupa un orbital con la energía más baja. Sin embargo, el número máximo de electrones en el nivel está determinado por la fórmula:

donde n es el número máximo de electrones, y n es el número de nivel de energía.

En el primer nivel, solo puede haber 2 electrones, en el segundo-8 electrones, en los electrones tercero - 18, y en el cuarto nivel - 32 electrones. En el nivel externo del átomo, no puede haber más de 8 electrones: tan pronto como el número de electrones llegue a 8, el siguiente, más lejos del nivel del núcleo comienza a llenarse.

La estructura de las conchas electrónicas de átomos.

Cada elemento está bajo un período específico. El período es un conjunto horizontal de elementos ubicados en el orden de aumentar la carga de los núcleos de sus átomos, que comienza metal alcalino, y termina con gas inerte. Los primeros tres períodos en la tabla son pequeños, y los siguientes, a partir del cuarto período, son grandes, consisten en dos filas. El número del período en el que se encuentra el elemento tiene un significado físico. Significa cuántos niveles de energía electrónica están disponibles en el átomo de cualquier elemento de este período. Por lo tanto, el elemento cloro CL está en 3 períodos, es decir, su cubierta electrónica tiene tres capas electrónicas. El cloro se encuentra en el grupo de mesa VII, y en el subgrupo principal. El subgrupo principal Se llama una columna dentro de cada grupo, que comienza con 1 o 2 períodos.

Por lo tanto, el estado de las carcasas electrónicas del átomo de cloro es tal: el número de secuencia del elemento de cloro - 17, lo que significa que el átomo tiene 17 protones en el núcleo y 17 electrones en la carcasa de electrones. A un nivel, solo puede haber 2 electrones, a 3 niveles, 7 electrones, ya que el cloro está en el grupo principal del grupo VII. Luego, a 2 niveles son: 17-2-7 \u003d 8 electrones.

Descubrimos que el corazón del átomo es su núcleo. Hay electrones a su alrededor. No pueden ser solucionados, ya que caen inmediatamente en el núcleo.

A principios del siglo XX. Según el modelo planetario de la estructura del átomo, según el cual los electrones se mueven alrededor de tamaño muy pequeño, al igual que los planetas alrededor del sol girar. Más estudios han demostrado que la estructura del átomo es mucho más complicada. El problema de la estructura del átomo sigue siendo relevante para la ciencia moderna.

Partículas elementales, un átomo, molécula: todos estos objetos de micromyr que no son observados por nosotros. Hay otras leyes en ella que en Macromir, los objetos de los cuales podemos observar o directamente, o con la ayuda de dispositivos (microscopio, telescopio, etc.). Por lo tanto, discutiendo la estructura de las conchas electrónicas de átomos, entenderemos que creamos nuestra representación (modelo), que corresponde en gran medida a las vistas modernas, aunque no es absolutamente lo mismo que un científico químico. Nuestro modelo se simplifica.

Los electrones, moviéndose alrededor del núcleo del átomo, forman su concha electrónica juntos. El número de electrones en la cubierta del átomo es igual a lo que ya sabe, el número de protones en el núcleo del átomo, corresponde a la secuencia, o atómica, el número del elemento en la Tabla D. I. MENDELEEV. Por lo tanto, la funda de electrones del átomo de hidrógeno consiste en un electrón, cloro, desde diecisiete, oro, desde setenta y nueve.

¿Cómo se mueven los electrones? Caóticamente, como moscas alrededor de una bombilla ardiente? ¿O en algún orden definido? Resulta que está en un orden definido.

Los electrones en el átomo difieren en su energía. A medida que se muestran los experimentos, algunos de ellos se sienten atraídos por el kernel más fuerte, otros son más débiles. La razón principal de esto es eliminar los electrones del núcleo de un átomo. Cuanto más cerca de los electrones hasta el núcleo, más fuertes están conectados con él y es más difícil arrebatar a la cáscara electrónica, pero cuanto más se encuentran de los núcleos, más fácil de desgarrar. Obviamente, a medida que el átomo se elimina del núcleo, aumenta la energía electrónica (E) (Fig. 38).

Higo. 38.
Número máximo de electrones en el nivel de energía.

Los electrones se movían cerca del núcleo, como si estuvieran borrosos (blindados), el núcleo de otros electrones, que se sienten atraídos por el núcleo son más débiles y se mueven a una distancia mayor de ella. Así que las capas electrónicas se forman en la funda electrónica del átomo. Cada capa electrónica consta de electrones con valores de energía cercanos,

por lo tanto, las capas electrónicas se llaman niveles energéticos. A continuación, diremos: "El electrón está en un determinado nivel de energía".

El número de niveles de energía llenos por electrones en el átomo es igual al número de período en la Tabla D. I. MENDELEEV, en la que se encuentra el elemento químico. Significa que la cubierta electrónica de los átomos del 1er período contiene un nivel de energía, el segundo período, dos, 3º - tres, etc., por ejemplo, en un átomo de nitrógeno, consta de dos niveles de energía, y en un magnesio Atom - de tres:

El número máximo (más grande) de electrones en el nivel de energía puede determinarse por la fórmula: 2N 2, donde n es el número de nivel. En consecuencia, el primer nivel de energía está lleno de dos electrones en él (2 × 1 2 \u003d 2); el segundo, con la presencia de ocho electrones (2 × 2 2 \u003d 8); Tercero - dieciocho (2 × z 2 \u003d 18), etc. En el curso de la química de 8-9 clases, consideraremos los artículos solamente los tres primeros Por lo tanto, los períodos, con el tercer nivel de energía completado, los átomos que no nos encontraremos.

El número de electrones en el nivel de energía externo de la cubierta electrónica de un átomo para los elementos químicos de los subgrupos principales es igual al número de número.

Ahora podemos compilar los esquemas de la estructura de las conchas electrónicas de átomos, guiados por el plan:

1. definimos el número total de electrones en la cáscara por el número de secuencia del elemento;
2. definimos el número de niveles de energía llenos de electrones en la cáscara de electrones por el número de período;
3. definimos el número de electrones en cada nivel de energía (en el 1º, no más de dos; en un 2-M, no más de ocho, a nivel externo, el número de electrones es igual al número del grupo para los elementos de los elementos de Los subgrupos principales).

El núcleo del átomo de hidrógeno tiene una carga de +1, es decir, solo contiene un protón, respectivamente, solo un electrón en el único nivel de energía:

Esto está escrito por la fórmula electrónica de la siguiente manera:

El siguiente elemento del 1er período de helio. El kernel del átomo de helio tiene un cargo de +2. Ya tiene dos electrones en su primer nivel de energía:

En el primer nivel de energía, solo dos electrones pueden caber y no más, está completamente completo. Por lo tanto, el primer período de la Tabla D. I. MENDELEEV y consta de dos elementos.

En el átomo de litio, el elemento del segundo período, aparece otro nivel de energía, al que el tercer electrón "irá":

Atom Beryllium al segundo nivel "Falls" otro electrón:

El átomo de boro en el nivel externo tiene tres electrones, y el átomo de carbono es de cuatro electrones ... átomo de flúor - siete electrones, átomo de neón - ocho electrones:

El segundo nivel puede acomodar solo a ocho electrones, y por lo tanto se completa con Neon.

En el átomo de sodio, el elemento del 3er período, aparece el tercer nivel de energía (prestando atención: ¡el átomo del elemento del 3er período contiene tres niveles de energía!), Y un electrón se encuentra en él:

Tenga en cuenta: Sodio - El grupo de elementos I, en el nivel de energía externo ¡Tiene un electrón!

Obviamente, no será difícil registrar la estructura de los niveles de energía para el átomo de azufre, el elemento a través del grupo del 3er período:

Completa el argón del tercer período:

Los átomos de los elementos del 4º período, por supuesto, tienen un cuarto nivel, en el que se encuentra un electrón en el átomo de potasio, y el átomo de calcio tiene dos electrones.

Ahora que nos conocimos con ideas simplificadas sobre la estructura de los átomos de los elementos de los períodos del 1º y 2º Sistema periódico D. I. MENDELEEV, puede hacer que las aclaraciones nos llevarán a una mirada más leal a la estructura del átomo.

Empecemos con una analogía. Justo como una aguja de movimiento rápido de una máquina de coser, perforando la tela, borra el patrón en él, y enormemente más rápido, los "bordadores" de los electrones alrededor del núcleo atómico alrededor del núcleo atómico, pero no son planos, pero el patrón de volumen del electrónico. nube. Dado que la velocidad de movimiento del electrón tiene cientos de miles de veces la velocidad de movimiento de la aguja de costura, están hablando de la probabilidad de encontrar un electrón en un lugar particular de espacio. Supongamos que logramos, como en el PhotoFinish Sports, configuramos la posición del electrón en algún lugar cerca del kernel y marque esta posición hasta el punto. Si tal "PhotoFinish" hace cientos, miles de veces, entonces será el modelo de la nube electrónica.

A veces las nubes electrónicas se llaman orbitales. Lo haremos y nosotros. Dependiendo de la energía, las nubes electrónicas o los orbitales, difieren en tamaño. Está claro que cuanto menor sea la fuente de alimentación del electrón, más fuerte se siente atraído por el núcleo y cuanto menor sea el tamaño orbital.

Las nubes electrónicas (orbital) pueden tener una forma diferente. Cada nivel de energía en el átomo comienza con un S-orbital que tiene una forma esférica. En el segundo y los niveles posteriores después de un S-orbital, aparecen los orbitales P de la forma de la mancuerna (Fig. 39). Hay tres de este tipo orbital. Cualquier orbital ocupa más de dos electrones. En consecuencia, solo dos de ellos pueden estar en orbitales S, y en tres orbitales p - seis.

Higo. 39.
Formas de orbitales S y R (nubes electrónicas)

Usando los dígitos árabes para designar el nivel y denotar letras orbitales S y P, y el número de electrones de este orbital por el dígito árabe en la parte superior de la derecha sobre la letra, podemos representar la estructura de los átomos con fórmulas electrónicas más completas. .

Escribimos fórmulas electrónicas de átomos de los períodos del 1º y 2º:

Si los elementos tienen niveles de energía externos similares a la estructura, entonces las propiedades de estos elementos son similares. Por ejemplo, el argón y el neón contienen a nivel externo a ocho electrones, y por lo tanto son inertes, es decir, casi no entran en reacciones químicas. En la forma libre de argón y gases de neón, cuyas moléculas son solteras. Los átomos de litio, sodio y potasio contienen en el nivel externo un electrón y tienen propiedades similares, por lo que se colocan en el mismo grupo del sistema periódico D. I. MENDELEEV.

Haremos una generalización: la misma estructura de los niveles de energía externos se repite periódicamente, por lo tanto, las propiedades de los elementos químicos se repiten periódicamente. Este patrón se refleja en el título del sistema periódico de elementos químicos por D. I. MENDELEEV.

Palabras y frases clave

1. Los electrones en átomos se encuentran en los niveles de energía.
2. En el primer nivel de energía, puede haber solo dos electrones, en el segundo - ocho. Tales niveles se llaman completados.
3. El número de niveles de energía llenos de energía es igual al número de período en el que se encuentra el elemento.
4. El número de electrones en el nivel exterior del átomo del elemento químico es igual al número de su grupo (para los elementos de los subgrupos principales).
5. Las propiedades de los elementos químicos se repiten periódicamente, ya que repite periódicamente la estructura de los niveles de energía externos en sus átomos.

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Preguntas y tareas

6.6. Características de la estructura electrónica de cromo, átomos de cobre y algunos otros elementos.

Si observa cuidadosamente el Apéndice 4, entonces, probablemente, notamos que en los átomos de algunos elementos, se rompe la secuencia de electrones de llenado de orbitales. A veces, estas violaciones se denominan "excepciones", pero no es así, ¡no sucede excepciones de las leyes de la naturaleza!

El primer elemento con tal desorden es cromado. Considere más de su estructura electrónica (Fig. 6.16 pero). En el átomo de cromo en 4 s.-Provienes no son dos, como se debe esperar, pero solo un electrón. Pero en 3. d.-provine cinco electrones, pero este suzvelo se llena después de 4 s.-Producción (ver Fig. 6.4). Para entender por qué esto sucede, veamos cómo están representadas las nubes electrónicas 3. d.-Producción de este átomo.

Cada uno de los cinco 3 d.- Polonia en este caso está formada por un electrón. Como ya sabe por el § 4 de este capítulo, la nube electrónica general de tales cinco electrones tiene una forma esférica, o, como dicen, de manera esférica simétrica. Por la naturaleza de la distribución de la densidad de electrones en diferentes direcciones, parece 1 s.-Ho. La energía de una suite, los electrones de los cuales forman tal nube, resulta ser menor que en el caso de una nube menos simétrica. En este caso, la energía de los orbitales 3. d.-Producción igual a la energía 4 s.-Abed. En caso de violación de simetría, por ejemplo, cuando aparece el sexto electrón, la energía del orbital. d.-Producción de nuevo se vuelve más que la energía 4 s.-Abed. Por lo tanto, en el átomo de manganeso, el segundo electrón aparece de nuevo en 4 s.-Aoo.
La simetría espínica tiene una nube común de cualquier subproducción llena de electrones tanto la mitad como por completo. Una disminución de la energía en estos casos es común y no depende de si a la mitad o está completamente llena de electrones de ningún tipo. Y si es así, la siguiente violación que debemos buscar en el átomo, en la concha electrónica de la cual la última "viene" el noveno d.-electrón. Y de hecho, en el átomo de cobre en 3 d.-provine 10 electrones, y en 4. s.-Provides solo uno (Fig. 6.16 b.).
Reducir la energía de los orbitales es total o la mitad del sunco relleno es la causa de una serie de fenómenos químicos importantes, con algunos de los cuales también se familiarizará.

6.7. Electrones externos y de valencia, orbitales y sublels.

En la química, las propiedades de los átomos aislados, como regla general, no se estudian, ya que casi todos los átomos entran en varias sustanciasFormar enlaces químicos. Los enlaces químicos se forman en la interacción de las conchas electrónicas de átomos. Todos los átomos (excepto hidrógeno) no están en la formación de vínculos químicos, no todos los electrones participan: Bora es de tres electrones de las cinco, el carbono es de cuatro de cada seis, y, por ejemplo, el bario es dos de cincuenta y seis. Estos electrones "activos" se llaman electrones de valencia.

A veces, los electrones de valencia se confunden con externolos electrones, y esto no es lo mismo.

Las nubes electrónicas de electrones externos tienen un radio máximo (y el valor máximo del número cuántico principal).

Los electrones externos son los que participan en la formación de la comunicación en primer lugar, aunque solo sea porque, con el acercamiento de los átomos, las nubes electrónicas formadas por estos electrones entran en contacto sobre todo. Pero junto con ellos, parte de los electrones también puede participar en la educación. antiquecido(penúltima) capa, pero solo si tienen una energía que no difiere de la energía de los electrones externos. Y esos y otros electrones del átomo son la valencia. (Lantanoids y Actinides son incluso algunos electrones "nupciales")
La energía de los electrones de valencia es mucho más grande que la energía de otros electrones del átomo, y entre sí los electrones de valencia por energía difieren significativamente menos.
Los electrones externos son siempre valencios solo si el átomo puede formar enlaces químicos en general. Por lo tanto, ambos electrones del átomo de helio son externos, pero es imposible nombrar su valencia, ya que el átomo de helio no forma ningún enlace químico.
Los electrones valores ocupan Órbitales valentalesque a su vez forma valenny Slovennel.

Como ejemplo, considere un átomo de hierro, cuya configuración electrónica se muestra en la FIG. 6.17. De los electrones del átomo de hierro, el número cuántico principal máximo ( nORTE.\u003d 4) tener solo dos 4 s.-Electrón. En consecuencia, son los electrones externos de este átomo. Orbitales exteriores del átomo de hierro - Todos los orbitales con nORTE. \u003d 4, y sublocks externos: todos los sublels formados por estos orbitales, es decir, 4. s.-, 4pag.-, 4d.- y 4. f.-Energía.
Electrones externos - siempre valencia, por lo tanto 4 s.-Electrones átomos de hierro - electrones de valencia. Y si es así, entonces 3 d.-Electrones que tienen una pequeña gran energía también será valence. En el nivel externo del átomo de hierro, excepto completado 4 s.-Ao todavía hay gratis 4 pag.-, 4d.- y 4. f.-Aoo. Todos ellos externos, pero valencios entre ellos solo 4 r-Ao, ya que la energía de los órbitales restantes es mucho más grande, y la aparición de electrones en estos orbitales para un átomo de hierro no es rentable.

Entonces, en el átomo de hierro.
Nivel electrónico externo - cuarto,
Eslovias externas - 4 s.-, 4pag.-, 4d.- y 4. f.-Pu,
Orbitales externos - 4 s.-, 4pag.-, 4d.- y 4. f.-Ao
Electrones externos - dos 4 s.-Electron (4. s. 2),
Capa electrónica externa - cuarto,
Nube electrónica externa - 4 s.-Eeoo
Flovias de San Valentín - 4 s.-, 4pag.-, y 3 d.-Pu,
Orbitales valentales - 4 s.-, 4pag.-, y 3 d.-Ao
Electrones de valencia - Dos 4 s.-Electron (4. s. 2) y seis 3 d.-Electrones (3. d. 6).

Los vietores se pueden llenar con electrones parcialmente o completamente, y pueden y permanecer libres. Con un aumento en la carga del núcleo, los valores de energía de todos los supremes se reducen, pero debido a la interacción de los electrones entre sí, la energía de diferentes subveles disminuye con una "velocidad" diferente. Energía completamente llena d.- I. f.-Prución se reduce tanto que dejan de ser valence.

Como ejemplo, considere los átomos de titanio y arsénicos (Fig. 6.18).

En el caso de un átomo de titanio 3. d.-Pople se llena de electrones solo parcialmente, y su energía es mayor que la energía 4 s.-Epu, y 3 d.- Los electrones son valence. Atom de arsénico tiene 3 d.-Epu completamente lleno de electrones, y su energía es significativamente menor que la energía 4 s.-Epu, y, por lo tanto, 3 d.-Electrones no son valence.
En los ejemplos, analizamos. valenny Configuración electrónicatitanio y átomos arsénicos.

La configuración del átomo de valencia electrónica se representa como fórmula electrónica de valenciao en forma de gráfico de energía de los pines de valencia.

Electrones de valencia, electrones externos, valence eppA, valencia ao, valencia Configuración electrónica de un átomo, fórmula electrónica de valencia, diagrama de valencia de hierro.

1. Los diagramas de energía compilados por usted y en fórmulas electrónicas completas de NA, MG, AL, SI, P, S, S, CL, AT ATOM incluyen electrones externos y de valencia. Hacer las fórmulas electrónicas de valencia de estos átomos. En los diagramas de energía, resalte las piezas correspondientes a los diagramas de energía de los pasadores de valencia.
2. Lo que es común entre las configuraciones electrónicas de los átomos A) LI y NA, B y AL, O y S, NE y AR; b) ZN y MG, SC y AL, CR y S, TI y SI; c) H y él, Li y O, K y KR, SC y GA. Cuales son sus diferencias
3. Cuánto valenny sublels en la cubierta electrónica del átomo de cada uno de los elementos: a) hidrógeno, helio y litio, b) nitrógeno, sodio y azufre, c) potasio, cobalto y germanio
4. ¿Cuántos orbitales de valencia están completamente llenos de átomo a) boro, b) flúor, c) sodio?
5. Cuántos orbitales con un electrón no pareado en un átomo A) Boron, B) Fluorine, C) Hierro
6. ¿Cuánto orbital externo libre en el átomo de manganeso? ¿Y cuántos valenny gratis?
7. Para la siguiente sesión, prepare una tira de papel de 20 mm de ancho, divídala en celdas (20? 20 mm), y aplique una fila natural de elementos a esta tira (de hidrógeno a un puntero).
8. En cada celda, coloque el símbolo del elemento, su número de secuencia y la fórmula electrónica de valencia, como se muestra en la FIG. 6.19 (Utilice el Apéndice 4).

6.8. Sistematización de átomos en la estructura de sus conchas electrónicas.

La sistematización de elementos químicos se basa en una gama natural de elementos. y principio de similitud de conchas electrónicas.sus átomos.
Con un número natural de elementos químicos ya está familiarizado. Ahora vamos a familiarizarnos con el principio de similitud de las conchas electrónicas.
Teniendo en cuenta las fórmulas electrónicas de valencia de átomos en ERE, es fácil detectar que en algunos átomos difieren solo con los valores del número cuántico principal. Por ejemplo, 1. s. 1 en hidrógeno, 2 s. 1 en litio, 3 s. 1 en sodio, etc. o 2 s. 2 2pag. 5 en fluoro, 3 s. 2 3pag. 5 cloro, 4 s. 2 4pag. 5 en bromo, etc. Esto significa que las áreas exteriores de las nubes de los electrones de valencia de tales átomos son muy similares y difieren solo en tamaño (y, por supuesto, densidad de electrones). Y, de ser así, se pueden llamar a las nubes electrónicas de tales átomos y las configuraciones de valet correspondientes. similar. Para átomos de diferentes elementos con configuraciones electrónicas similares, podemos registrar fórmulas electrónicas de valencia general: ns. 1 en el primer caso y ns. 2 nOTARIO PÚBLICO. 5 en el segundo. Moviéndose a lo largo de la fila natural de elementos, puede encontrar otros grupos de átomos con configuraciones de valet similares.
De este modo, en la fila natural de elementos, se encuentran regularmente átomos con configuraciones electrónicas de valencia similares.. Este es el principio de similitud de las conchas electrónicas.
Intentemos identificar la vista de esta regularidad. Para hacer esto, usamos el número natural de artículos hechos por usted.

Ene comienza con hidrógeno, cuya valencia Fórmula electrónica 1 s. uno . En busca de tales configuraciones de valet, reduciremos la gama natural de elementos frente a los elementos con una fórmula electrónica de valencia total. ns. 1 (es decir, antes del litio, antes del sodio, etc.). Tenemos los llamados "períodos" de los elementos. Mover los "períodos" resultantes para que se conviertan en cadenas de la mesa (ver Fig. 6.20). Como resultado, dichas configuraciones electrónicas estarán solo en los átomos de las dos primeras columnas de la tabla.

Tratemos de lograr la similitud de las configuraciones electrónicas de valencia y en otras columnas de la tabla. Para hacer esto, recorte los períodos 6 y séptimos de elementos con números 58 - 71 y 90-103 (están llenando 4 f.- y 5. f.-probación) y ponerlos debajo de la mesa. Los caracteres de los elementos restantes se deslizan horizontalmente como se muestra en la figura. Después de eso, se obtendrán átomos de los elementos que enfrentan una tabla de la tabla, se obtendrán tales configuraciones de valencia, que se pueden expresar mediante fórmulas electrónicas de valencia comunes: ns. 1 , ns. 2 , ns. 2 (nORTE.–1)d. 1 , ns. 2 (nORTE.–1)d. 2 y así sucesivamente a ns. 2 nOTARIO PÚBLICO. 6. Todas las desviaciones de las fórmulas de valencia total se explican por las mismas razones que en el caso de cromo y cobre (véase el párrafo 6.6).

Como puede ver, usando ERE y aplicando el principio de similitud de las conchas electrónicas, logramos sistematizar los elementos químicos. Tal sistema de elementos químicos se llama naturalDado que se basa únicamente en las leyes de la naturaleza. La tabla que obtedecimos (Fig. 6.21) es una de las formas de imagen gráfica de un sistema natural de elementos y se llama tabla de larga distancia de elementos químicos.

El principio de la similitud de las conchas electrónicas, el sistema natural de elementos químicos (sistema "periódico"), una tabla de elementos químicos.

6.9. Tabla de larga gama de elementos químicos.

Nos familiaricamos con la estructura de la tabla de elementos químicos de largo alcance.
Las líneas de esta tabla, como ya saben, se llaman "períodos" de elementos. Los períodos están numerados por números árabes de 1 a 7. En el primer período, solo hay dos elementos. Se llaman los dos y terceros períodos que contienen ocho elementos. cortoperíodos. Se llaman los cuartos y quintos períodos que contienen 18 elementos. largoperíodos. Se llaman los períodos sexto y séptimo que contienen 32 elementos. superpuesto Períodos.
Se llaman columnas de esta tabla. gruposelementos. Los números de grupo están indicados por números romanos con letras latinas A o V.
Los elementos de algunos grupos tienen sus nombres generales (grupo): elementos del grupo IA (LI, NA, K, RB, CS, FR) - elementos alcalinos(o elementos de metal alcalino.) Elementos IIA del grupo (CA, SR, BA y RA) - elementos de la Tierra alcalina(o elementos de metales de la Tierra Alcalina.) (El nombre "metales alcalinos" y metales alcalinotérreos "pertenecen a las sustancias simples formadas por los elementos correspondientes y no deben utilizarse como los nombres de los grupos de elementos); Elementos del grupo a través de (O, S, SE, Te, po) - hallcohele, Elementos del grupo VIIA (F, CL, BR, I, AT) - halógenos, Elementos del grupo VIIIA (él, ne, ar, kr, xe, rn) - elementos de gases nobles.. (El nombre tradicional "gases nobles" también pertenece a sustancias simples)
Por lo general, se envían a la parte inferior del elemento de la tabla con números de secuencia 58 - 71 (CE - LU) se llaman lantanoides ("Siguiente lantane"), y elementos con números de secuencia 90 - 103 (th - lr) - aktinoides ("Actividad siguiente"). Existe una variante de una tabla de largo alcance, en la que los lanthanoids y los actinoides no se cortan de ERE, sino que permanecen en sus lugares en períodos súper largos. Tal mesa a veces se llama supersensnoiodine.
La tabla de largo alcance está dividida en cuatro. bobo(o secciones).
bloque Incluye IA Elementos y grupos IIA con fórmulas electrónicas de valencia compartida. ns. 1 I. ns. 2 (s-Elements).
bloque Incluye elementos con IIIa VIIIA Group con fórmulas electrónicas de valencia común de ns. 2 nOTARIO PÚBLICO. 1 ser ns. 2 nOTARIO PÚBLICO. 6 (elementos p).
bloque Incluye elementos con IIIB a través del grupo IIB con fórmulas electrónicas de valencia común de ns. 2 (nORTE.–1)d. 1 ser ns. 2 (nORTE.–1)d. 10 (d-Elements).
f-bloque Incluye lanthanoids y actinoides ( elementos F-).

Elementos s.- I. pag.-Blocks forman a-grupos, y elementos. d. -block - B-grupos de sistema de elementos químicos. Todo f.- Elementos formalmente incluidos en el grupo IIIB.
Elementos del primer período - hidrógeno y helio - son s.- Elementos y se pueden colocar en grupos IA y IIA. Pero es más probable que el helio se coloca en el grupo VIIIA como un elemento que termina el período que corresponde completamente a sus propiedades (helio, como todos los demás sustancias simplesLa comida formada por los elementos de este grupo es gas noble). El hidrógeno a menudo se coloca en el grupo VIIA, ya que en sus propiedades está esencialmente más cerca de los halógenos que los elementos alcalinos.
Cada uno de los períodos de época comienza con un elemento que tiene una configuración de valencia de los átomos ns. 1, ya que es precisamente de estos átomos que comienza la formación de la siguiente capa electrónica, y termina con un elemento con la configuración de valencia de los átomos ns. 2 nOTARIO PÚBLICO. 6 (excepto por el primer período). Esto hace que sea fácil distinguir en el diagrama de energía de un grupo de subniveles llenos de electrones en los átomos de cada período (Fig. 6.22). Haz este trabajo con todos los Supremes representados en las copias de la Figura 6.4. Resaltado en la Figura 6.22 del subtrama (excepto completamente lleno d.- I. f.-Pruta) son valencios para los átomos de todos los elementos de este período.
Aparición en periodos s.-, pag.-, d.- o f.-Lementos totalmente corresponde a la secuencia de llenado. s.-, pag.-, d.- o f.-provina electrones. Esta característica del sistema de elementos permite, conocer el período y el grupo en el que este elemento incluye, registre inmediatamente su fórmula electrónica de valencia.

Tabla de largo alcance de elementos químicos, bloques, períodos, grupos, elementos alcalinos, elementos de la tierra alcalina, calcógeno, halógenos, elementos de gases nobles, lantanoides, actinoides.
Anote las fórmulas electrónicas de valencia general de los elementos A) grupos de IVA y IVB, B) grupos IIIA y VIIB?
2. ¿Qué es común entre las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos A y en grupos? ¿Qué difieren?
3. Cuántos grupos de elementos se incluyen en a) s.-Bloque B) r-Bloque C) d.-¿cuadra?
4. Conduce la Figura 30 en la dirección de aumentar la energía del Supremo y resalta los grupos de subniveles llenos de electrones en los períodos 4, 5 y 6.
5. Transferencia de los átomos de pella de valencia a) calcio, b) fósforo, c) titanio, d) cloro, d) sodio. 6. Formule cómo difieren los elementos S, P y D difieren entre sí.
7. Igualmente, por lo que el átomo pertenece a cualquier elemento está determinado por el número de protones en el núcleo, y no la masa de este átomo.
8. Para litio, átomos de aluminio, estroncio, selenio, hierro y plomo, componen la valencia, fórmulas electrónicas completas y abreviadas y representan diagramas de energía de los pines de valencia. 9. Qué elementos de los elementos corresponden a las siguientes fórmulas electrónicas de valencia: 3 s. 1 , 4s. 1 3d. 1, 2s 2 2 pag. 6 , 5s. 2 5pag. 2 , 5s. 2 4d. 2 ?

6.10. Tipos de átomos de fórmulas electrónicas. Algoritmo para su compilación.

Para diferentes propósitos, necesitamos conocer la configuración completa o del átomo de valencia. Cada una de estas configuraciones electrónicas se puede representar como un diagrama de fórmulas y energía. Es decir, configuración de átomos electrónicos completosrápido fórmula electrónica completa, o atomo de diagrama de energía completa. En turno, configuración del átomo electrónico de valenciarápido enamorado(o, como suele ser llamado " breve) átomo de fórmula electrónica, o diagrama del átomo de valencia sublayas(Fig. 6.23).

Anteriormente, contabilizamos átomos de fórmulas electrónicas utilizando los números de secuencia de los elementos. Al mismo tiempo, determinamos la secuencia de llenado con electrones sublayas por diagrama de energía: 1 s., 2s., 2pag., 3s., 3pag., 4s., 3d., 4pag., 5s., 4d., 5pag., 6s., 4f., 5d., 6pag., 7s. etc. Y solo escribiendo la fórmula electrónica completa, podríamos registrar la fórmula de valencia.
La fórmula electrónica de valencia del átomo, que se usa con mayor frecuencia, más conveniente para registrar, en función de la posición del elemento en el sistema de elementos químicos, a lo largo de las coordenadas del período - Grupo.
Considere en detalle cómo se hace para los artículos. s.-, pag.- I. d.-blocks.
Para los elementos s.-Block La fórmula electrónica de valencia del átomo consta de tres caracteres. En general, se puede escribir como:

En primer lugar (en el sitio de una celda grande), se establece el número del período (igual al número cuántico principal de estos s.-Electrones), y en el tercero (en el índice superior): el número de grupo (igual al número de electrones de valencia). Tomando como ejemplo átomo de magnesio (3er período, IIA Group), obtenemos:

Para los elementos pag.-Block La fórmula electrónica de valencia del átomo consta de seis caracteres:

Aquí en el sitio de células grandes también se eleva por el número del período (igual al número cuántico principal de estos s.- I. pag.-Electrones), y el número del grupo (igual al número de electrones de valencia) resulta ser igual a la suma de los índices superiores. Para un átomo de oxígeno (2do período, a través del grupo) obtenemos:

2s. 2 2pag. 4 .

Fórmula electrónica de valencia de la mayoría de los elementos. d.-Block se puede escribir así:

Como en los casos anteriores, el número del período se instala en lugar de la primera celda (igual al número cuántico principal de estos s.-Electrones). El número en la segunda célula resulta ser menor, ya que uno es menor que el número cuántico principal de estos d.-Electrones. El número de grupo aquí también es igual a la cantidad de índices. Ejemplo - Fórmula de Titan Titán de Valence (4º período, grupo de IVB): 4 s. 2 3d. 2 .

El número de grupo es igual a la cantidad de índices y para los elementos VIB del grupo, pero son como recuerdas en la valencia s.-Proviene solo un electrón, y la fórmula electrónica de valencia general. ns. 1 (nORTE.–1)d. cinco . Por lo tanto, la fórmula de valencia electrónica, por ejemplo, molibdeno (5º período) - 5 s. 1 4d. 5 .
También es fácil hacer una fórmula electrónica de valencia de cualquier elemento IB Group, por ejemplo, oro (6º período)\u003e - 6 s. 1 5d. 10, pero en este caso necesitas recordar que d.- Los electrones en los átomos de los elementos de este grupo siguen siendo valencios, y algunos de ellos pueden participar en la formación de enlaces químicos.
Fórmula electrónica de valencia general de átomos de elementos del grupo IIB - ns. 2 (nORTE. – 1)d. 10. Por lo tanto, una fórmula electrónica de valencia, por ejemplo, átomo de zinc - 4 s. 2 3d. 10 .
Las reglas generales están sujetas a fórmulas electrónicas de valencia de los elementos de la primera tríada (FE, CO y NI). Hierro, elemento VIIIB Group, Valence Electronic Formula 4 s. 2 3d. 6. En el átomo de cobalto - uno d.-Electron más (4 s. 2 3d. 7), y en el átomo de níquel - para dos (4 s. 2 3d. 8).
Usando solo estas reglas para escribir fórmulas electrónicas de valencia, es imposible compilar fórmulas electrónicas de átomos de algunos d.-Lements (NB, RU, RH, PD, IR, PT), ya que debido al deseo de conchas electrónicas altamente sensibles que se llenan con la voladura de electrones, los sublecillos tienen algunas características adicionales.
Conocer la fórmula electrónica de valencia, y se puede registrar la fórmula electrónica completa del átomo (ver más abajo).
A menudo, en lugar de fórmulas electrónicas completas voluminosas escriben fórmulas electrónicas abreviadasÁtomos. Para compilarlos, en la fórmula electrónica, todos los electrones de un átomo que no sean valencia se colocan en los soportes cuadrados y parte de la fórmula electrónica correspondiente a la fórmula electrónica del átomo del último elemento del período anterior (el elemento que forma el elemento El gas noble) es reemplazado por el símbolo de este átomo.

Los ejemplos de fórmulas electrónicas de diferentes tipos se muestran en la Tabla 14.

Tabla 14. Ejemplos de fórmulas electrónicas de átomos.

	Fórmulas electrónicas
		Abreviado	Enamorado
	1s. 2 2s. 2 2pag. 3	2s. 2 2pag. 3	2s. 2 2pag. 3
	1s. 2 2s. 2 2pag. 6 3s. 2 3pag. 5	3s. 2 3pag. 5	3s. 2 3pag. 5
	1s. 2 2s. 2 2pag. 6 3s. 2 3pag. 6 4s. 2 3d. 5	4s. 2 3d. 5	4s. 2 3d. 5
	1s. 2 2s. 2 2pag. 6 3s. 2 3pag. 6 3d. 10 4s. 2 4pag. 3	4s. 2 4pag. 3	4s. 2 4pag. 3
	1s. 2 2s. 2 2pag. 6 3s. 2 3pag. 6 3d. 10 4s. 2 4pag. 6	4s. 2 4pag. 6	4s. 2 4pag. 6

Algoritmo para la preparación de fórmulas electrónicas de átomos (en el ejemplo de un átomo de yodo)

№ Operaciones	Operación	Resultado
	Determinar las coordenadas del átomo en la tabla de elementos.	Período 5, grupo viia
	Hacer una fórmula electrónica de valencia.	5s. 2 5pag. 5
	Agregue los caracteres de los electrones internos en la secuencia de llenarlos de mal estado.	1s. 2 2s. 2 2pag. 6 3s. 2 3pag. 6 4s. 2 3d. 10 4pag. 6 5s. 2 4d. 10 5pag. 5
	Teniendo en cuenta la reducción de la energía completamente llena. d.- I. f.-Pruta, escribe una fórmula electrónica completa.
	Marque los electrones de valencia.	1s. 2 2s. 2 2pag. 6 3s. 2 3pag. 6 3d. 10 4s. 2 4pag. 6 4d. 10 5s. 2 5pag. 5
	Seleccione la configuración electrónica del átomo de gas noble precedente.
	Escriba la fórmula electrónica abreviada, combinando en corchetes invaluado electrones.	5s. 2 5pag. 5

Notas
1. Para los elementos de los períodos del 2 y terceros, la tercera operación (sin la cuarta) conduce inmediatamente a una fórmula electrónica completa.
2. (nORTE. – 1)d. 10 -Electrones permanecen valentados en los átomos de los elementos del grupo IB.

Fórmula electrónica completa, fórmula electrónica de valencia, fórmula electrónica abreviada, algoritmo para compilar átomos electrónicos de fórmulas.
1. Sugiera la fórmula electrónica de valencia de un elemento a) del segundo período del tercer grupo, B) del tercer período del segundo grupo, C) del cuarto período del cuarto grupo.
2. Sugiera las fórmulas electrónicas abreviadas de los átomos de magnesio, el fósforo, el potasio, el hierro, el bromo y el argón.

6.11. Tabla de elementos químicos de producto corta

Durante 100 años desde la apertura del sistema natural de elementos, se propusieron varios cientos de mesas de tablas que reflejan gráficamente este sistema. De estos, excepto la tabla de largo alcance, la llamada Tabla de elementos de corta distancia de los elementos D. I. MENDELEEV tiene la mayor distribución. Una tabla de corto alcance se obtiene a partir de un período de largo período, si los períodos 4, 5º, 6º y séptimo se cortan a los elementos del grupo IB, presione las filas resultantes que se deben plegar como antes de que tengamos períodos plegados. El resultado se muestra en la Figura 6.24.

Los lantanoids y los actinoides aquí también se colocan debajo de la mesa principal.

EN gruposesta tabla recolectó elementos, de los átomos de los cuales mismo número de electrones de valenciaindependientemente de qué orbitales se encuentren estos electrones. Entonces, elementos de cloro (elemento típico que forma noMETALL; 3 s. 2 3pag. 5) y manganeso (elemento formando un metal; 4 s. 2 3d. 5), no posee la selección de conchas electrónicas, vaya aquí en el mismo séptimo grupo. La necesidad de distinguir tales elementos lo hace asignar en grupos. subgrupos: principal- Análogos de a-grupos de una tabla de largo alcance y lado - Análogos de los grupos B. En la Figura 34, los caracteres de los elementos de los subgrupos principales se desplazan a la izquierda, y los elementos de los subgrupos laterales, a la derecha.
Es cierto que esta disposición de elementos en la tabla tiene sus ventajas, ya que es precisamente el número de electrones de valencia en primer lugar, se determinan las posibilidades de valencia del átomo.
La tabla de largo alcance refleja los patrones de la estructura electrónica de los átomos, la similitud y los patrones de cambio de las propiedades de sustancias y compuestos simples por grupos de elementos, un cambio natural en una serie de cantidades físicas que caracterizan átomos, simples sustancias y conexiones a lo largo de los átomos. El sistema de elementos y mucho más. Una tabla a corto alcance en este sentido es menos conveniente.

Tabla de corto período, subgrupos principales, subgrupos laterales.
1. Convitamos una tabla de largo alcance en el elemento de período corto construido a partir de un rango natural. Desliza la conversión.
2. ¿Puede hacer una fórmula electrónica de valencia total de átomos de elementos de un grupo de tabla de corto plazo? ¿Por qué?

6.12. Dimensiones atómicas. Radii orbital

.

No hay límites claros en el átomo. ¿Qué se considera el tamaño de un átomo aislado? El núcleo del átomo está rodeado por una cáscara electrónica, y la cubierta consiste en nubes electrónicas. El tamaño EO se caracteriza por un radio. r. Eo. Todas las nubes de la capa exterior tienen sobre el mismo radio. En consecuencia, el tamaño del átomo se puede caracterizar por este radio. Se llama Átomo de radio orbital(r. 0).

Los valores de los átomos de radios orbitales se muestran en el Apéndice 5.
El radio de la EO depende de la carga del núcleo y en el que el orbital es un electrón que se encuentra formando esta nube. En consecuencia, el radio orbital del átomo depende de las mismas características.
Considere las conchas electrónicas de los átomos de hidrógeno y helio. Y en el átomo de hidrógeno, y en los electrones Atom de helio se encuentran en 1 s.-Ao, y sus nubes tendrían las mismas dimensiones si los cargos de los núcleos de estos átomos fueran los mismos. Pero la carga del kernel del átomo de helio es el doble de la carga del núcleo del átomo de hidrógeno. Según la ley de la fría, la fuerza de atracción, que actúa sobre cada uno de los electrones del átomo de helio, es el doble de la fuerza de la atracción de un electrón al núcleo del átomo de hidrógeno. En consecuencia, el radio del átomo de helio debe ser mucho menor que el radio del átomo de hidrógeno. Y ahí está: r. 0 (él) / r. 0 (H) \u003d 0.291 E / 0.529 E 0.55.
En el átomo de litio, el electrón externo se encuentra en 2. s.-Ao, es decir, forma una nube de la segunda capa. Naturalmente, su radio debe ser más. En realidad: r. 0 (li) \u003d 1,586 E.
En los átomos de los elementos restantes del segundo período de electrones externos (y 2 s., y 2 pag.) Se alojan en la misma segunda capa de electrones, y la carga del núcleo en estos átomos con un aumento en el número de secuencia aumenta. Los electrones son más fuertes al kernel, y naturalmente, se reducen los radios de los átomos. Podríamos repetir estos razonamiento y para los átomos de los elementos de los períodos restantes, pero con un refinamiento: el radio orbital se reduce monótonamente cuando está llenando cada uno de los sublemas.
Pero si se distrae de particularidades, entonces la naturaleza general del cambio en el tamaño de los átomos en el sistema de elementos es la siguiente: con un aumento en el número ordinal en el período de disminución de átomos orbitales, y en el grupo aumente. El átomo más grande es el átomo del cesio, y el átomo más pequeño de helio, pero a partir de los átomos de los elementos que forman compuestos químicos (helio y neón que no forman), el más pequeño es el átomo de flúor.
En la mayoría de los átomos de los elementos en una fila natural después de los lanthanides, los radios orbitales son algo menos de lo esperado, confiando en los patrones comunes. Esto se debe al hecho de que 14 lanthanidas se encuentran entre Lanthania y Hafnio en el sistema de elementos, y, por lo tanto, el cargo del Atom de Hafnio a las 14 mI. Más que Lantana. Por lo tanto, los electrones externos de estos átomos se sienten atraídos por el kernel más de lo que se sentirían atraídos en ausencia de lanthanidas (este efecto a menudo se llama "compresión lantanoide").
Tenga en cuenta que al pasar de los átomos de los elementos de los grupos VIIIA a los átomos de los elementos IA, el radio orbital aumenta los saltos como. En consecuencia, nuestra selección de los primeros elementos de cada período (ver § 7) resultó ser correcta.

Radio orbital de un átomo, su cambio en el sistema de elementos.
1. De los datos dados en el Apéndice 5, construya una gráfica del radio orbital de un átomo del número de secuencia del elemento para elementos con Z. De 1 a 40. La longitud del eje horizontal 200 mm, la longitud del eje vertical es de 100 mm.
2. ¿Cómo puedo caracterizar la vista de la línea discontinua resultante?

6.13. Energía de ionización atómica.

Si le informa al electrón en un átomo de energía adicional (como se puede hacer, aprenderá del curso de la física), entonces el electrón puede ir a otro JSC, es decir, el átomo estará en estado excitado. Este estado es inestable, y el electrón volverá a regresar de inmediato a su estado inicial, y se libera energía excesiva. Pero si la energía reportada por un electrón es lo suficientemente grande, el electrón puede separarse completamente del átomo, al mismo tiempo ionizado, es decir, se convierte en un ion cargado positivamente ( catión). La energía requerida para esto se llama. energía de ionización atómica(MI. y).

Desgarrar el electrón del único átomo y medir la energía necesaria para esto es bastante difícil, por lo tanto, prácticamente determinado y uso ionización de energía molar(E y M).

La energía molar de la ionización muestra lo que es la energía más pequeña que es necesaria para la separación de 1 mol de electrones de 1 átomos de oración (un electrón de cada átomo). Este valor se mide usualmente en kilodzhoules en mol. La energía molar de la ionización del primer electrón para la mayoría de los elementos se da en el Apéndice 6.
¿Cómo depende la energía de ionización atómica de la posición del elemento en el sistema de elementos, es decir, ¿cómo cambia el grupo en el grupo y el período?
En el significado físico, la energía de ionización es igual al trabajo que debe gastarse en la superación de la fuerza de la atracción de un electrón al átomo cuando el electrón se mueve de un átomo a una distancia infinita de ella.

dónde p. - Carga electrónica, P. - la carga del catión restante después de eliminar el electrón, y r. O es un radio átomo orbital.

Y p., I. P. - Valores permanentes, y podemos concluir que, trabajar en la separación de un electrón. PERO, y con ella y la energía de la ionización. MI. Y, inversamente proporcional al radio orbital del átomo.
Después de analizar los valores de los átomos de radios orbital de varios elementos y los valores de energía de ionización correspondientes dados en los Apéndices 5 y 6, puede asegurarse de que la relación entre estos valores esté cerca de proporcional, pero es diferente de eso. La razón por la que nuestra conclusión no es muy buena con los datos experimentales es que utilizamos un modelo muy aproximado que no tiene en cuenta muchos factores esenciales. Pero incluso este modelo aproximado nos permitió hacer la conclusión correcta de que con un aumento en el radio orbital, la energía de ionización atómica disminuye y, por el contrario, con una disminución en el radio - aumenta.
Dado que en el período con un aumento en las órdenes del radio orbital de átomos disminuye, entonces la energía de ionización está aumentando. En el grupo, con un aumento en el número ordinal, el radio de átomos orbitales, por regla general, aumenta y la energía de ionización disminuye. La mayor energía molar de ionización es los átomos más pequeños, los átomos de helio (2372 kJ / mol), y de los átomos capaces de formar enlaces químicos, en los átomos de flúor (1681 kJ / mol). El más pequeño, en los átomos más grandes, átomos de cesio (376 kJ / mol). En el sistema de elementos, la dirección de aumentar la energía de ionización se puede representar de manera programacional:

En la química, es importante que la energía de ionización caracterice la tendencia del átomo a la devolución de "sus" electrones: mayor será la energía de la ionización, los menos inclinados al átomo para dar electrones, y viceversa.

Estado excitado, ionización, catión, energía de ionización, energía de ionización, cambio de energía de ionización en el sistema de elementos.
1. Utilizando los datos proporcionados en el Apéndice 6, determine qué energía debe expedirse para desgarrar un electrón de todos los átomos de sodio con un peso total de 1 g.
2. Utilizando los datos proporcionados en el Apéndice 6, determine cuántas veces más energía debe gastarse para separarse por un electrón de todos los átomos de sodio que pesan 3 g que de todos los átomos de potasio de la misma masa. ¿Por qué esta actitud es diferente de la relación de las energías molares de la ionización de estos mismos átomos?
3. De acuerdo con los datos dados en el Apéndice 6, construya un gráfico de la dependencia de la energía molar de la ionización del número de secuencia para los elementos con Z. De 1 a 40. Las dimensiones del gráfico son las mismas que en la tarea del párrafo anterior. Asegúrese de que este horario cumpla con la elección de "períodos" del sistema de elementos.

6.14. Energía de afinidad electrónica

.

Las segundas características energéticas más importantes del átomo. energía de afinidad electrónica(MI. de).

En la práctica, como en el caso de la energía de ionización, generalmente se usa un valor molar correspondiente. energía de energía molar().

La energía molar de la afinidad del engranaje muestra lo que se libera la energía cuando los electrones están conectados a un polo de átomos neutros (un electrón a cada átomo). Al igual que la energía molar de la ionización, este valor también se mide en kilodzhoules en mol.
A primera vista, puede parecer que la energía no debe liberarse, porque el átomo es una partícula neutra, y no hay fuerzas electrostáticas entre un átomo neutro y un electrón cargado negativamente. Por el contrario, acercarse al átomo, el electrón, parecería, debe ser rechazado de los mismos electrones cargados negativamente que forman la cubierta electrónica. De hecho, esto no es cierto. Recuerda si alguna vez tratas con cloro atómico. Por supuesto que no. Después de todo, existe solo a temperaturas muy altas. Casi no se produce en la naturaleza, un cloro molecular más estable, si es necesario, se debe obtener utilizando reacciones químicas. Y con cloruro de sodio (sal de cocción) tienes que tratar constantemente. Después de todo, la sal de cocción todos los días es consumida por una persona con comida. Y en la naturaleza se encuentra con bastante frecuencia. Pero después de todo, la composición de la sal de mesa incluye iones de cloruro, es decir, átomos de cloro, que conectan un electrón de "exceso". Una de las razones de esta prevalencia de iones de cloruro es que los átomos de cloro tienen una tendencia a conectar los electrones, es decir, la formación de iones de cloruro de los átomos de cloro y los electrones se distingue por energía.
Una de las razones de la liberación de energía ya es conocida: se asocia con un aumento en la simetría de la vaina electrónica del átomo de cloro al cambiar a un solo contacto anionú. Al mismo tiempo, ¿cómo lo recuerdas, Energy 3? pag.-Producción disminuye. Hay otras razones más complejas.
Debido al hecho de que varios factores afectan el valor de la energía de la germinación de un electrón, la naturaleza de los cambios en este valor en el sistema de elementos es mucho más complejo que la naturaleza del cambio en la energía de ionización. En esto, puede verificar, después de analizar la tabla que se muestra en el Apéndice 7. Pero ya que el valor de este valor se determina, en primer lugar, por la misma interacción electrostática que el valor de la energía de ionización, el cambio en ello en el sistema de Elementos (al menos en grupos) en términos generales con un cambio en la energía de la ionización, es decir, la energía de la afinidad al electrón en el grupo se reduce, y en el período - aumenta. Es máximo en los átomos de flúor (328 kJ / mol) y cloro (349 kJ / mol). La naturaleza del cambio en la energía de una afinidad de electrones en el sistema de elementos se asemeja a la naturaleza del cambio de energía de ionización, es decir, la dirección de aumentar la energía de la afinidad del electrón se puede replicar esquemáticamente de esta manera:

2. En la misma escala en el eje horizontal que en las tareas anteriores, cree un gráfico de la dependencia de la energía molar de la afinidad del engranaje desde el número de secuencia para los átomos de los elementos con Z. De 1 a 40 utilizando el Apéndice 7.
3. ¿Cómo el significado físico tiene energía negativa de una afinidad de electrones?
4. ¿Qué de todos los átomos de los elementos del 2do período, los valores negativos de la energía molar de la afinidad del engranaje tienen solo berilio, nitrógeno y neón?

6.15. La inclinación de los átomos al regreso y la adición de electrones.

Ya sabes que la tendencia del átomo para dar su propio y adjuntar otros electrones depende de sus características de energía (la energía de la ionización y la energía de la germinación del electrón). ¿Qué átomos están más inclinados a dar a sus electrones, y qué: aceptar a otras personas?
Para responder a esta pregunta, traeremos la Tabla 15 todo lo que sabemos sobre cómo cambiar estas inconsistencias en el sistema de elementos.

Tabla 15. Cambios en la tendencia de los átomos a la devolución de sus electrones de otras personas.

Ahora considere cuántos electrones pueden dar un átomo.
Primero en reacciones químicas Un átomo solo puede dar solo los electrones de valencia, ya que el resto es enérgicamente extremadamente no rentable. En segundo lugar, el átomo "fácilmente" da (si está inclinado) solo el primer electrón, el segundo electrón da mucho más difícil (en 2-3 veces), y el tercero es aún más difícil (4-5 veces). De este modo, atom puede dar uno, dos y, mucho menos a menudo, tres electrones..
¿Y cuántos electrones en un átomo pueden tomar?
Primero, en reacciones químicas, un átomo puede tomar electrones solo en consejos de valencia. En segundo lugar, la liberación de energía se produce solo cuando se adjunta el primer electrón (y luego no siempre). La conexión del segundo electrón siempre es una energía no rentable, y el tercero es aún más. Sin embargo, atom puede adjuntar uno, dos y (extremadamente raros) tres electronesComo regla general, tanto como él no tiene suficiente para llenar su valencia sublels.
Los costos de energía para la ionización de átomos y para sujetar el segundo o tercer electrón para ellos se compensan debido a la energía que se libera durante la formación de enlaces químicos. 4. ¿Cómo cambia una cáscara electrónica en los átomos de potasio, el calcio y el escandio a los retornos de sus electrones? Da las ecuaciones de retorno por los átomos de los electrones y las fórmulas electrónicas abreviadas de los átomos y los iones.
5. ¿Cómo cambia una cáscara de electrones en átomos de cloro, azufre y fósforo cuando adjuntan otros electrones? Lleve las ecuaciones de las conexiones de los electrones y las fórmulas electrónicas abreviadas de los átomos y los iones.
6. Apéndice 7 usado, determine qué energía se separa cuando los electrones conectados a todos los átomos de sodio con un peso total de 1 g.
7. El uso del Apéndice 7, determina qué energía es necesario costar la separación de los electrones "innecesarios" en los bursanos de oración de 0.1?

Actualización 2017-10-27

[NOTA. Mi anterior, orientado a la notación, responde, sin cambios, debajo de esta actualización.]

Si. Aunque la presencia de octeto de los electrones de valencia crea un mínimo de energía extremadamente profunda para la mayoría de los átomos, solo es mínimo, no un requisito fundamental. Si hay factores de energía compensatorios suficientemente fuertes, incluso los átomos que prefieren los octetos fuertemente pueden formar compuestos estables con grandes (o menos) que 8 conchas de valencia de electrones.

Sin embargo, los mismos mecanismos de unión que permiten la posibilidad de más de 8 conchas de valencia, también proporcionan interpretaciones estructurales alternativas de tales conchas, principalmente dependiendo de si dichas comunicaciones se interpretan como iónicas o covalentes. La excelente respuesta de Manichera explora este problema mucho más detalle que aquí.

Grace Hexafluoride, $ \\ CE (SF6) $ es un ejemplo encantador de esta ambigüedad. Como describí esquemáticamente en mi respuesta inicial, el átomo de azufre central en $ \\ CE (SF6) $ se puede interpretar como:

(a) un átomo de azufre en el que los 6 de sus electrones de valencia se ionizan por completo por seis átomos de flúor o

b) un átomo de azufre con una carcasa estable de alta gravedad 12-e-e-valencia, que se crea y estabilizada por seis átomos de flúor ubicada o octastricamente, cada uno de los cuales está separando covalentemente el par electrónico con un átomo de azufre central.

Aunque estas dos interpretaciones son creíbles desde un punto de vista puramente estructural, la interpretación de la ionización tiene problemas graves.

El primero y el mayor problema es que para la ionización completa de los 6 electrones de valencia de azufre, se requerirán niveles de energía poco realistas ("astronómicos" pueden ser una palabra más apropiada).

La segunda pregunta es que la estabilidad y la simetría octaédrica limpia $ \\ CE (SF6) $ indican firmemente que 12 electrones alrededor del átomo de azufre alcanzaron un mínimo de energía estable, definido claramente definido, aparte de su estructura octooth convencional.

Ambos puntos significan que una interpretación más simple y más precisa enérgica de la cubierta de valencia de azufre en $ \\ CE (SF6) $ es que tiene 12 electrones en una configuración estable y no intencible.

También notamos que para el azufre, este mínimo estable de energía de 12 electrónicos no está asociado con gran número Los electrones relacionados con el San Valentín observaron en las conchas de elementos transitorios, ya que el azufre simplemente no es suficiente electrones para acceder al orbital más complejo. La funda de 12 valencias del electrón $ \\ CE (SF6) $ en su lugar es una curva verdadera de las reglas para un átomo, que en casi todos los demás casos prefiere tener octeto de electrones de valencia.

Es por eso que mi respuesta general a esta pregunta es solo "Sí".

Pregunta: ¿Por qué ocutes especiales?

El reverso de la existencia de la existencia de carcasas de valencia de Neochette estables es: ¿Por qué las conchas de octuquituras proporcionan un mínimo de energía mínimo, tan profundo y universal, que toda la tabla periódica está estructurada en cadenas que terminan (excepto por el helio) gases nobles con conchas de valencia octeto?

En resumen, la razón es que para cualquier nivel de energía sobre un caso privado de la concha $ n \u003d 1 $ (helio), el conjunto orbital de "Shell cerrado" $ \\ (S, P_X, P_Y, P_Z \\) $ es solo Una combinación de orbitales, angulares de los momentos de los cuales (a) son todos ortogonales mutuamente ortogonales y (b) cubren todas estas oportunidades ortogonales para el espacio tridimensional.

Es esta división ortogonal única de una opción de impulso angular en un espacio tridimensional hace que el \\ (S, P_X, P_Y, P_Z \\) \\) \\ (S, P_X, P_Y, P_Z \\) de $ es particularmente profundo y relevante Incluso en las carcasas de energía más altas. Vemos la evidencia física en la sorprendente estabilidad de los gases nobles.

La razón por la cual la ortogonalidad del estado del impulso angular es tan importante en las escalas atómicas, el principio de excepción a Pauli, que requiere que cada electrón tenga su propio estado único. La presencia del estado del momento angular ortogonal proporciona una forma particularmente limpia y fácil de garantizar una fuerte separación de los estados entre los orbitales electrónicos y, por lo tanto, para evitar las grandes sanciones impuestas a la excepción de Pauli.

La excepción de Pauli, por el contrario, hace que los conjuntos ortogonales incompletos de orbitales, una energía significativamente menos atractiva. Dado que obligan a más orbitales a dividir los mismos espacios esféricos que el ortogonal $ P_X $, $ P_Y $ y $ P_D $ OCTET orbital, $ D $, $ F $ y los órbitales más altos se están volviendo menos ortogonales y, por lo tanto, sujetos a multas crecientes para la excepción. de pauli.

Última nota

Más tarde, puedo agregar una adición más para explicar la ortogonalidad del impulso angular en términos de órbitas de satélite circular clásico. Si hago esto, también agregaré un poco de explicación, por qué $ P $ órbitas tienen formas tan inusualmente diferentes de mancuernas.

(Sugerencia: si alguna vez ha observado cómo las personas crean dos bucles en una cuerda con un pase, las ecuaciones subyacentes a los ciclos de doble doble tienen una similitud inesperada con ecuaciones por $ P $ -Cubitales).

Respuesta original 2014-Ish (sin cambios)

Esta respuesta está diseñada para agregar una respuesta anterior de la MANICHERA, en lugar de competir con él. Mi objetivo es mostrar cómo las reglas de octeto pueden ser útiles incluso para moléculas que contienen más que la adición habitual de ocho electrones en su cáscara de valencia.

Lo llamo una donación, y esto se aplica a mis días escolares cuando ninguna de las químicas de los textos en mi biblioteca de una pequeña ciudad no se ha molestado en explicar cómo estos enlaces de oxígeno trabajan en aniones, como carbonato, clorato, sulfato, nitrato y fosfato.

La idea de estas designaciones es simple. Comienzas con partituras con puntos electrónicos, luego agrega flechas, que muestran cómo y cómo otros átomos "toman prestado" cada electrón. El punto con la flecha significa que el electrón "pertenece" es principalmente al átomo en la base de la flecha, pero es usado por otro átomo para ayudar a llenar el átomo de octeto. Una flecha simple sin ningún punto indica que el electrón dejó efectivamente el átomo inicial. En este caso, el electrón ya no está atado a la flecha, y en cambio se muestra como un aumento en el número de electrones de valencia en los átomos al final de la flecha.

Aquí hay ejemplos de uso de la sal de mesa (ION) y OXYGEN (COVALENT):

Tenga en cuenta que la conexión de $ ion $ \\ CE (NaCl) es simplemente una flecha que indica que "donó" su electrón externo y desapareció en su intensidad interna de electrones para satisfacer sus propias prioridades de finalización. (Tales ocutes internos nunca se muestran).

Los enlaces covalentes ocurren cuando cada átomo contribuye a un electrón en contacto. Ambos electrones se muestran en las donaciones, por lo que los extremos de oxígeno de doble atado con cuatro flechas entre los átomos.

Sin embargo, la notación de notación no es necesaria para simples enlaces covalentes. Está diseñado más para mostrar cómo funciona la unión en aniones. Dos ejemplos cercanos son el sulfato de calcio ($ \\ CE (CASO4) $, mejor conocido como yeso) y el sulfito de calcio ($ \\ CE (CASO3) $, conservante común de alimentos):

En estos ejemplos, los sacrificios de calcio se convierten principalmente en un enlace de iones, por lo que su contribución se convierte en un par de flechas, que transmiten dos electrones en el núcleo de anión, llenando el octeto del átomo de azufre. Luego, los átomos de oxígeno se unen al azufre y los pares enteros de "prestado", sin traer nada en nada. Este modelo de préstamo es el factor principal en por qué para tales elementos, como el azufre (sulfatos y los sulfitos) y el nitrógeno (nitratos y nitritos) pueden ser más de un anión. Dado que no se necesitan átomos de oxígeno para un átomo central para establecer un octeto completo, algunos pares en el octeto central pueden permanecer no intrusos. Esto conduce a aniones menos oxidados, como el sulfito y los nitritos.

Finalmente, un ejemplo más ambiguo es el hexafluoruro de azufre:

La figura muestra dos opciones. Si $ \\ CE (SF6) $ se modelan como si el azufre fuera un metal que diera a todos sus electrones con un átomos de flúor hiperagresivo (opción a) o en el caso de que la regla del octeto sea inferior a un más débil, pero aún así trabajable 12-electronic Regla (opción b)? Hay algunas disputas incluso hoy sobre cómo manejar tales casos. La notación donial muestra cómo se pueden aplicar tales casos a la perspectiva de octetos, aunque nunca se recomienda confiar en el modelo de aproximación de primer orden para casos tan extremos.

Actualización 2014-04-04

Finalmente, si está cansado de puntos y flechas y ansiosos por algo más cerca de las designaciones estándar de la valencia, estas dos equivalencias serán útiles:

La equivalencia total recta de trivial, ya que la línea resultante es idéntica a apariencia y significa el enlace covalente estándar de la química orgánica.

Segunda notación u-enlace. es nuevo. Me fui con esto de la decepción en escuela secundaria De vuelta en la década de 1970 (sí, soy tan viejo), pero en ese momento no hizo nada.

La principal ventaja de la notación de U-Bond es que permite el prototipo y evaluar la comunicación no estándar utilizando solo valencia atómica estándar. Además de un enlace covalente recto, la línea que forma el enlace U es un par de electrones. Sin embargo, en la U-Comunicación es un átomo en la parte inferior de U, que sacrifican ambas cosas Electrones en un par. Este átomo no recibe nada de la transacción, por lo que ninguno de sus problemas con cambios de referencia o no satisfecho. Esta falta de comunicación completada está representada por la falta de cualquier extremo de la línea en este lado de la U -LI.

Átomo de un mendigo en la parte superior u obtiene gratis ambas cosas electrones, que, a su vez, significa que dos Sus vietores están satisfechos. Se refleja razonablemente en el hecho de que ambos extremos de la línea U están cerca de este átomo.

En general, el fondo de la conexión U dice: "No me gusta, pero si , qué Necesito desesperadamente un par de electrones, y si prometes mantenerte muy cerca, te dejaré caer en un par de electrones de mi octeto ya completado ".

Gas rizado con su desconcertado "¿Por qué el carbono de repente tiene una valencia de dos?" La estructura bien demuestra cómo los enlaces u interpretan tales compuestos desde el punto de vista de las relaciones más tradicionales:

Tenga en cuenta que dos de los cuatro enlaces de carbono están permitidos por enlaces covalentes estándar con oxígeno, y los dos enlaces de carbono restantes están permitidos por la formación de una comunicación U, que permite al carbono Nishchenskiy "compartir" con uno de los pares electrónicos. de octeto lleno de oxígeno. Los extremos de carbón con cuatro extremos de la línea, que representan sus cuatro vínculos, y termina el oxígeno con dos. Por lo tanto, ambos átomos tienen sus conexiones estándar.

Otra comprensión más sutil de esta cifra es que, dado que la conexión U un par de electrones, la combinación de un enlace U y dos enlaces covalentes tradicionales entre los átomos de carbono y oxígeno incluye un total de seis electrones, y por lo tanto deben tener similitud con Un enlace triple de seis electrones entre dos átomos de nitrógeno. Esta pequeña predicción resulta ser correcta: las moléculas de nitrógeno y monóxido de carbono son en realidad homólogos de la configuración de los electrones, una de las consecuencias de las cuales tienen casi las mismas propiedades químicas físicas.

A continuación se muestran algunos ejemplos más de cómo la designación U-Bond puede hacer aniones, gases nobles y extraño compuestos orgánicos Pareciendo un poco menos misterioso:

Sí puede. Tenemos moléculas que contienen "átomos de súper octage". Ejemplos:

$ \\ CE (PBR5, XEF6, SF6, HCLO4, CL2O7, I3-, K4, O \u003d PPH3) $

Casi compuestos de coordinación. todas. Tienen un elemento central de la superclección.

Los no metales del tercer período y aún más propensos a esto. Halógenos, azufre y fósforo son recidivos, y todo Los compuestos de gas noble son super manantiales. Por lo tanto, el azufre puede tener una valencia de +6, fósforo +5 y halógenos +1, +3, +5 y +7. Tenga en cuenta que siguen siendo compuestos covalentes, el valor también se refiere a los enlaces covalentes.

La razón por la cual esto generalmente no se observa es el siguiente. Lo eliminamos principalmente de las propiedades de los órbitales atómicos.

Tenga en cuenta que hay varias irregularidades: $ \\ CE (CU) $, $ \\ CE (CR) $, $ \\ CE (AG) $ y un grupo completo de otros que no estoy específicamente etiquetado en la mesa.

En la química y en la ciencia, en general, hay muchas maneras de explicar la misma regla empírica. Aquí le doy una revisión, que es muy simple en química cuántica: debe ser bastante legible a nivel inicial, pero no explicará en el sentido más profundo de la causa de la existencia de cáscaras electrónicas.

"Regla" que citó, sabe cómo regla de Oktet Y una de su redacción es la siguiente:

Átomos de lo bajo ( Z. < 20) atomic number tend to combine in such a way that they each have eight electrons in their valence shells

Notarás que no se trata de valencia. máximo (t. E. El número de electrones en la cáscara de valencia), y un valencia preferida En moléculas. Generalmente se usa para determinar la estructura de las moléculas de Lewis.

Sin embargo, la regla del octeto no es el final de la historia. Si mira el hidrógeno (H) y el helio (él), verá que no prefiere ocho-valencia electrónica, y la valencia de dos electrones: H formas, por ejemplo. H 2, HF, H2O, él (que ya tiene dos electrones y no forma moléculas). Se llama regla de dúo . Además, los elementos más pesados, incluidos todos los metales de transición, siguen una etiqueta llamada Regla electrónica de 18 Cuando forman complejos metálicos. Esto se debe a la naturaleza cuántica de los átomos, donde los electrones se organizan en la cubierta: la primera (llamada shell k) tiene 2 electrones, la segunda (l-shell) tiene 8, la tercera (cáscara m) tiene 18 . Los átomos se combinan en la molécula, lo que intenta en la mayoría de los casos tiene electrones de valencia que llenan completamente la cáscara.

Finalmente, hay elementos que en algunos compuestos químicos violan las reglas del dueto / octeto / 18-electrone. La principal excepción es la familia. moléculas hipervalentes En el que el elemento del grupo principal tiene nominalmente más de 8 electrones en su cáscara de valencia. El fósforo y el azufre se sujetos a menudo a la formación de moléculas hipervalentes, incluyendo $ \\ CE (PCL5) $, $ \\ CE (SF6) $, $ \\ CE (PO4 ^ 3 -) $, $ \\ CE (SO4 ^ 2 - ) $, y etc. Algunos otros elementos que también pueden comportarse de esta manera incluyen yodo (por ejemplo, $ \\ CE (IF7) $), Xenon (en $ \\ CE (XEF4) $) y cloro (en $ \\ CE (CLF5) $). (Esta lista no es exhaustiva).

En 1990, Magnusson publicó un trabajo de semillas, el papel exclusivo final de la hibridación D-orbital cuando se vincula a los compuestos hipervalentes de los elementos de la segunda fila. ( Mermelada. Chem. SOC. 1990, 112 (22), 7940-7951. DOI: 10.1021 / JA00178A014.)

Cuando realmente mira los números, la energía asociada con estos orbitales es significativamente más alta que la energía de unión que se encuentra experimentalmente en moléculas, como $ \\ CE (SF6) $, lo que significa que es extremadamente improbable que los Orbitales D participen en general. En este tipo de estructura molecular.

Nos deja atrapados, de hecho, con octeto. Desde $ \\ CE (S) $ (S) no se puede ingresar a su D-orbital, no puede tener más de 8 electrones en su valencia (consulte otras discusiones en esta página para determinar la valencia, etc., pero por la definición más básica, sí, solo 8 ). La explicación general es la idea de una comunicación 4-electrónica centrada en las 3 centradas, que es esencialmente la idea de que el azufre y dos grados de flúor de 180 grados separan solo 4 electrones entre sus orbitales moleculares.

Una forma de entender esto es considerar un par de estructuras resonantes, donde el azufre se conecta covalentemente con un $ \\ CE (F) $ e ion a otros:

$$ \\ CE (F ^ (-) \\ bond (...) ^ (+) S-F<-> F-S + \\ Bond (...) F -) $$

Cuando promedió estas dos estructuras, notará que el azufre conserva una carga positiva y cada fluoruro tiene un tipo de carga "la mitad". Tenga en cuenta que en ambas estructuras solo hay dos electrones , lo que significa que se asocia con éxito a dos fluidos, y solo se acumula dos electrones. La razón por la que deben ser de 180 grados entre sí están relacionados con la geometría de los orbitales moleculares, que va más allá del alcance de esta respuesta.

Entonces, simplemente para la revisión, estamos unidos a dos fluorinos al azufre, acumulando dos electrones y 1 carga positiva en el azufre. Si estuviéramos limitados por los cuatro fluoruro restantes de $ \\ ce (SF6) $ NORMAL MÉTODO COVALENT, todavía terminaríamos 10 electrones alrededor de azufre. Por lo tanto, utilizando otro par de 3 siglos-4 enlaces electrónicos, alcanzamos los 8 electrones (llenando ambos orbitales de S y P-valent), así como la carga de $ + $ 2 para azufre y cargue $ -2 $ distribuidos alrededor de cuatro Fluoríe participante en la unión 3C4E. (Por supuesto, todos los fluoruros deben ser equivalentes, por lo que la carga se distribuirá en realidad sobre todos los flores si considera todas las estructuras resonantes).

De hecho, hay muchas pruebas que confirman este estilo de comunicación, lo más sencilla que se observa al considerar los enlaces de moléculas, como $ \\ CE (CLF3) $ (geometría en forma de T), donde dos flúor son de 180 grados entre sí. El uno del otro tiene una longitud de comunicación ligeramente grande con cloro que otros fluoruros, lo que indica una cantidad debilitada de covalencia en estos dos enlaces $ \\ CE (CL-F) $ (el resultado del promedimiento de la comunicación covalente y de iones).

Si está interesado en los detalles de los órbitales moleculares involucrados, puede leer esta respuesta.

Tl; El Dr. La hipervalencia realmente no existe, y la presencia de más de $ \\ CE (8 E -) $ en metales no transparentes es mucho más complicada de lo que piensa.

Esta pregunta puede ser difícil de responder, porque hay un par de definiciones de electrones de valencia. Algunos libros y diccionarios definen los electrones de valencia como "electrones de concha externa que participan en enlace químico"Y para esta definición, los elementos pueden tener más de 8 electrones de valencia, lo que explica F" X.

Algunos libros y diccionarios definen los electrones de valencia como "electrones en el nivel de energía principal más alto". En esta definición, el elemento tendría solo 8 electrones de valencia, porque los órbitales de $ N-1 $ $ D $ se llenan después de $ n $ s $-S $ -RBbitales, y luego se llenan los órbitales de $ N $ P $. Por lo tanto, el nivel de energía principal más alto $ N $ contiene electrones de valencia. En esta definición, los metales de transición tienen 1 o 2 electrones de valencia (dependiendo de la cantidad de electrones en los orbitales de $ s $ y $ D $).

• CA con dos electrónicos $ 4s $ tendría dos electrones de valencia (electrones en el 4º nivel de energía principal).
• SC con dos electrones $ 4s $ y uno $ 3D $ electrón tendrá dos electrones de valencia.
• CR con un electrón de $ 4S $ y cinco $ $ 3D $ El electrón tendrá un electrón de valencia.
• GA Con dos $ 4S $ -ELECTRONS, Diez $ 3D $ -electrones y uno electrónico $ 4p $ tendrá tres electrones de valencia.

Para otra definición, pueden tener más, ya que tienen más electrones de la cubierta exterior (antes de llenar el shell $ d $).

Uso de la definición del "nivel de energía principal más alto" para los electrones de valencia, puede predecir correctamente el comportamiento paramagnético de los iones metálicos de transición, porque los electrones de valencia ($ d $ -electrones) se pierden primero cuando el metal de transición se forma ion.

Existe una gran diferencia Entre la regla y la ley de la naturaleza. La "Regla de octeto" es el concepto de finales del siglo pasado, que de alguna manera cayó en los libros introductorios de química y nunca salió con la llegada de la mecánica cuántica moderna. (Una prueba detallada: es imposible identificar los electrones individuales para designar su "valencia" o "no valence").

Por lo tanto, no encontrará una respuesta sobre la base de la evidencia física de por qué / por qué la regla no se toma en la evidencia física.

Los átomos ocupan su configuración espacial, porque resulta ser circunstancia favorable electrostáticamente, y no porque los electrones usan "ranuras".

¿Por qué 8? De hecho, no se vieron afectados por las respuestas anteriores, y aunque con respecto a la pregunta, es algo importante tener en cuenta. En general, no siempre son átomos reaccionan ante la formación de "conchas" cuánticas completas, y los electrones interactúan con todo su orbital.

El número cuántico principal ($ n $) determina el número cuántico azimutal máximo ($ l $) en el sentido de que $ L $ puede tomar valores solo entre $ 0 $ y $ N-1 $. Por lo tanto, para la primera cadena $ n \u003d 1 $ y $ l \u003d 0 $. Para la segunda línea $ n \u003d 2 $ SO $ L \u003d 0.1 $. Para la tercera línea $ n \u003d $ 3, por lo tanto, $ L \u003d 0, 1, 2 $.

El número cuántico azimutal $ l $ determina el rango de posibles números cuánticos magnéticos ($ M_L $) que se encuentra en el $ -L \\ LEQ M_L \\ Leq + L $. Entonces, para la primera línea, $ M_L \u003d 0 $. Para la segunda línea, cuando $ n \u003d 2 $ y $ L \u003d 1 $, luego $ M_L \u003d -1, 0, 1 $. Para la tercera línea $ n \u003d $ 3, $ L \u003d 0, 1, 2 $, $ M_L \u003d -2, -1, 0, 1, 2 $.

Finalmente, el número Quantum Spin $ M_S $ puede ser $ + 1/2 $ o $ -1/2 $.

El número de electrones que pueden llenar cada cáscara es igual al número de combinaciones de números cuánticos. A $ n \u003d 2 $

$$ \\ COMIENZA (ARRAY) (CCCC) N & L & M_L & M_S \\\\ \\ STON & M_S \\\\ \\ & +1/2 \\\\ 2 y 0 y 0 & -1/2 \\\\ 2 & 1 & + 1 & +1/2 \\\\ 2 \\\\ 2 y 1 y 0 y +1/2 \\\\ 2 y 0 y 1/12 \\\\ 2 y 1 y 1 y - 1 & +1/2 \\\\ 2 & 1 & -1 & -1/2 \\ FIN (Array) $$

por solo 8 electrones.

La segunda línea contiene "compuestos orgánicos", de los cuales se conocen millones, por lo que a menudo evaden la enseñanza de la química para centrarse en la "Regla de Oktet". De hecho, hay una regla de dúo para el hidrógeno, el helio (y el litio, que se dímele en la fase de gas), y la "Regla 18" para los metales de transición. Donde todo se vuelve "torpe", es de silicona a través del cloro. Estos átomos pueden formar una cubierta cuántica completa de acuerdo con la regla de octeto o "expandir" sus octetos y regulados por la Regla 18. o situaciones entre ellas, como el hexafluoruro de azufre.

Tenga en cuenta que esta es una simplificación gruesa, ya que estos orbitales atómicos se mezclan con orbitales moleculares, pero los cálculos de los órbitales atómicos afectan y se correlacionan directamente con el número de órbitales moleculares resultantes, por lo tanto, la combinación de números cuánticos atómicos todavía da información interesante .

Veamos la tabla periódica: solo hay dos elementos en la primera línea: hidrógeno y helio. No siguen la regla de octeto. En la órbita de valencia, el hidrógeno puede tener un máximo de dos electrones. Resulta que la regla del octeto no es excepcional, es decir, no es la única regla que ayuda a comprender la estructura de Lewis y la configuración electrónica. ¿Por qué usamos la regla de octeto?

Cada período en la tabla periódica es una membrana de energía de átomos. El primer período es un shell k, el primer nivel de energía, que tiene solo un S-orbital. Cada órbita se puede llenar con solo dos electrones, como con giro cuántico en direcciones opuestas. Por lo tanto, el número máximo de electrones posibles para la primera capa del nivel de energía, K, es 2. Esto se refleja en el hecho de que el helio es un gas noble, pero solo contiene 2. La segunda cubierta del nivel de energía L tiene un S-orbital y 3 orbitales p. Contienen hasta cuatro orbitales u 8 electrones. Dado que los elementos más utilizados pertenecen al segundo y tercer período, se usa a menudo la regla del octeto.

Los elementos del tercer nivel de energía son muy similares. Todavía siguen la regla del octeto, porque, aunque ahora hay 5 órbitas orbitales, el orbital no está obligado a llenar. La configuración electrónica indica que 4S se llena en 3D, por lo que no necesitan llenar el D-orbital, por lo que por lo general también obedecen a la regla del octeto. Sin embargo, los elementos de la cáscara del tercer nivel de energía, en contraste con los elementos de la segunda línea (consulte la referencia de abeto de Gavin Link), no se limitan a la regla del octeto. Pueden formar moléculas hipervalentes en algunos casos cuando El uso que d orbital y se llena, - esto no se aplica a todas las moléculas hipervalentes aparentes, SF6 no es hipervalente, utiliza débiles vínculos ion y polaridad, pero todavía hay moléculas hipervalentes. Siempre dependerá de qué condición es más conveniente desde el punto de vista de la electrostática.

En la cuarta concha del nivel de energía introducido F-orbitales, pero ni siquiera estamos cerca de llenarlos en este punto, porque primero debemos llenar los Orbitales D. Los orbitales 5D significan 10 electrones, así como ocho de las reglas de octetos, se resumen hasta 18. Esta es la razón por la que hay 18 columnas en la tabla periódica. Ahora se superpone la nueva regla, y esta es una regla conocida de 18 electrones, que se mencionó anteriormente. Los metales de transición están sujetos a esta regla con más frecuencia que no, aunque hay casos cuando continúan obedeciendo la regla de octeto. En este momento, cuando se llenan tantos orbitales, y cuando los electrostáticos desempeñan un papel en configuración electrónicaPodemos obtener diferentes cationes del mismo elemento con ciertos metales. Es por eso que no discuten el número de estados de oxidación con metales de transición, ya que sucede con las primeras tres filas de la tabla.

1.7. Energía de carga eléctrica en campo eléctrico.

1.8. El potencial y la diferencia de los potenciales de campo eléctrico. Conexión de tensión de campo eléctrico con su potencial.

1.8.1. Potencial y la diferencia de los potenciales de campo eléctrico.

1.8.2. Conexión de tensión de campo eléctrico con su potencial.

1.9. Superficies equipotenciales

1.10. Las principales ecuaciones de electrostáticas al vacío.

1.11.2. Campo de un plano de carga infinitamente extendido, uniformemente.

1.11.3. Campo de dos aviones infinitamente extendidos, uniformemente cargados.

1.11.4. Campo de superficie esférica cargada.

1.11.5. Campo de una pelota cargada de volumen

Conferencia 2. Conductores en el campo eléctrico.

2.1. Conductores y su clasificación.

2.2. El campo electrostático en la cavidad del conductor perfecto y en su superficie. Protección electrostática. Distribución de cargos en el volumen del conductor y en su superficie.

2.3. La capacidad eléctrica de un conductor aislado y su significado físico.

2.4. Condensadores y su capacidad

2.4.1. Capacidad de un condensador plano.

2.4.2. Capacidad de un condensador cilíndrico.

2.4.3. Capacidad del condensador esférico.

2.5. Conexiones de construcción

2.5.1. Conexión serial de condensadores.

2.5.2. Conexiones paralelas y condensador mixtas.

2.6. Clasificación del condensador

Conferencia 3. Campo eléctrico estático en sustancia.

3.1. Dieléctricos. Moléculas polares y no polares. Dipolo en campos eléctricos homogéneos e inhomogéenos.

3.1.1. Dipole en un campo eléctrico uniforme

3.1.2. Dipole en un campo eléctrico externo inhomogénoso

3.2. Cargos gratuitos y relacionados (polarización) en dieléctricos. Polarización de dielectrics. Vector de polarización (polaridad)

3.4. Condiciones en la frontera de la sección de dos dieléctricas.

3.5. Electrotracción. Efecto piezoeléctrico. SEGNETOELECTRICA, SUS PROPIEDADES Y APLICACIÓN. Efecto electro-calorico

3.6. Ecuaciones principales de la medición eléctrica dielectrics.

Conferencia 4. Energía Eléctrica

4.1. Energía de interacción de carga eléctrica

4.2. Energía de conductores cargados, dipolo en un campo eléctrico externo, un cuerpo dieléctrico en un campo eléctrico externo, condensador cargado

4.3. Energía de campo eléctrico. La densidad de energía a granel del campo eléctrico.

4.4. Fuerzas que actúan sobre los cuerpos cargados macroscópicos colocados en un campo eléctrico.

Conferencia 5. Corriente eléctrica permanente.

5.1. Corriente eléctrica permanente. Principales acciones y condiciones para la existencia de DC.

5.2. Características principales de la corriente eléctrica constante: valor / potencia / corriente, densidad de corriente. Terco

5.3. Potencia eléctrica (EMF), voltaje y diferencia potencial. Su significado físico. Comunicación entre EDC, voltaje y diferencia potencial.

Conferencia 6. Teoría electrónica clásica de la conductividad de los metales. Leyes de DC

6.1. Teoría electrónica clásica de la conductividad eléctrica de los metales y sus justificaciones experimentadas. La ley de Ohm en formas diferenciales e integrales.

6.2. Resistencia eléctrica de los conductores. Cambiar la resistencia de los conductores de la temperatura y la presión. Superconductividad

6.3. Conexiones de resistencia: secuencial, paralelo, mixto. Fundición de instrumentos eléctricos. Resistencias adicionales al instrumento eléctrico.

6.3.1. Conexión de resistencia consecutiva

6.3.2. Conexión de resistencia paralela

6.3.3. Fundición de instrumentos eléctricos. Resistencias adicionales al instrumento eléctrico.

6.4. Reglas (leyes) de Kirchhoff y su uso al cálculo de las cadenas eléctricas más simples.

6.5. Ley de Joja Lenza en formas diferenciales e integrales.

Conferencia 7. Corriente eléctrica en vacío, gases y líquidos.

7.1. Corriente eléctrica al vacío. Emisión termoelectrónica

7.2. Emisión secundaria y automática.

7.3. Corriente eléctrica en gas. Procesos de ionización y recombinación.

7.3.1. Gases independientes y autosuficientes.

7.3.2. Ley de Pashen

7.3.3. Tipos de descargas en gases.

7.3.3.1. Cuchilla de carnicero

7.3.3.2. Descarga de chispas

7.3.3.3. Descarga de corona

7.3.3.4. Descarga de arco

7.4. El concepto de plasma. Frecuencia de plasma. Longitud de Debayevskaya. Conductividad eléctrica plasmática

7.5. Electrolitos. Electrólisis. Leyes de electrólisis

7.6. Potenciales electroquímicos

7.7. Corriente eléctrica a través de electrolitos. Ohm Ley para electrolitos

7.7.1. El uso de la electrólisis en la técnica.

Conferencia 8. Bectrones en cristales.

8.1. Teoría cuántica de metales conductividad eléctrica. Nivel de fermi. Elementos de la zona teoría de los cristales.

8.2. El fenómeno de la superconductividad desde el punto de vista de la teoría de Fermi Dirac.

8.3. Conductividad eléctrica de los semiconductores. El concepto de conductividad del agujero. Semiconductores propios e impurezas. El concepto de P-N - Transición

8.3.1. Propiedad de conductividad de los semiconductores.

8.3.2. Semiconductores de impureza

8.4. Fenómenos electromagnéticos en la interfaz de interfaz.

8.4.1. P-N - Transición

8.4.2. Fotocondicad de semiconductores.

8.4.3. Luminiscencia sustancia

8.4.4. Fenómenos termoeléctricos. Ley de Volta

8.4.5. Efecto pectrónico

8.4.6. El fenómeno de Sebeck

8.4.7. Fenómeno de Thomson

Conclusión

Lista bibliográfica básica

Adicional

Conferencia 8. Bectrones en cristales.

Teoría cuántica de metales conductividad eléctrica. Nivel de fermi. Elementos de la zona teoría de los cristales. El fenómeno de la superconductividad desde el punto de vista de la teoría de Fermi Dirac. Conductividad eléctrica de los semiconductores. El concepto de conductividad del agujero. Semiconductores propios e impurezas. El concepto de O. p-n- transición. La propia conductividad de los semiconductores. Semiconductores de impureza. Fenómenos electromagnéticos en la frontera de la interfaz. P-n- transición.Fotoconductividad de los semiconductores. Sustancia de luminiscencia. Fenómenos termoeléctricos. El fenómeno de Sebeke. Efecto Peltier. Fenómeno de Thomson.

8.1. Teoría cuántica de metales conductividad eléctrica. Nivel de fermi. Elementos de la zona teoría de los cristales.

La teoría electrónica clásica de la conductividad de los metales brinda un acuerdo cualitativo satisfactorio con el experimento. Sin embargo, lleva a una discrepancia significativa con la experiencia en la explicación de una serie de leyes y fenómenos esenciales, tales como:

a) la ley de las dependencias de la resistencia eléctrica específica a la temperatura;

b) la ley de Dulong y PH;

c) la ley de la dependencia de la capacidad de calor de metales y aleaciones de la temperatura;

d) El fenómeno de la superconductividad.

Por ejemplo, de acuerdo con la teoría de la conductividad electrónica clásica, los electrones libres de la conductividad se intercambian con la red cristalina solo durante las colisiones, por lo tanto, la capacidad de calor atómica del metal C M debe estar hecha de calefacción. red cristalina C MC y CAPACIDAD DE CALOR DE GAS ELECTRÓNICO C MI, es decir.

La capacidad de calor de la red cristalina.

. (8.2)

Para la capacidad de calor del gas de electrones tenemos

. (8.3)

Por lo tanto, de acuerdo con la teoría electrónica clásica de los metales para la capacidad de calor atómica de metales y aleaciones, tenemos

. (8.4)

Según la ley de Dulonga y PT, la capacidad de calor atómica de metales y dieléctricos, que no tienen electrones libres de conductividad, no es significativamente diferente e igual

. (8.5)

La ley de Duonga y el PT se confirman experimentalmente.

La teoría clásica limitada de la conductividad de los metales es una consecuencia del hecho de que considera la combinación de electrones libres como un gas de electrones clásico ideal, sujeto a alguna función (la distribución del Boltzmann), que caracteriza la probabilidad de su tamaño en una unidad. de volumen con cierta energía y a una temperatura determinada:

, (8.6)

donde W es una energía electrónica;

T - temperatura absoluta;

k - Boltzmann constante;

A - coeficiente caracterizando el estado de los electrones en su conjunto.

De la fórmula (8.6) se puede ver que con la función T0 y W0
. Esto significa que la energía total de los electrones de conductividad puede tomar cualquier valor. Cada electrón es diferente de los demás. Él es individual. En este caso, todos los electrones deben estar en un nivel cero, y en cada estado con esta energía puede haber su cantidad ilimitada. Esto es contrario a los datos experimentales. En consecuencia, la función de distribución (8.6) no es adecuada para describir el estado de los electrones en sólidos.

Para eliminar las contradicciones, el físico alemán Zommerfeld y el teorient físico soviético ya. I. Frenkel para describir el estado de los electrones en metales propuestos para aplicar el principio de Pauli, formulado anteriormente para los electrones en átomos. En el metal, como en cualquier sistema cuántico, en cada nivel de energía puede haber más de dos electrones que tienen espines opuestos: momentos mecánicos y magnéticos.

Una descripción del movimiento de la conductividad libre de electrones en la teoría cuántica es realizada por las estadísticas de Fermi Dirac, que tiene en cuenta sus propiedades cuánticas y propiedades de onda corpuscular.

Según esta teoría, el impulso (la cantidad de movimiento) y la energía de los electrones de conductividad en los metales solo pueden tomar un número discreto de valores. En otras palabras, hay ciertos valores de velocidad de electrones discretos y niveles de energía.

MI. los valores discretos forman las llamadas zonas permitidas, se separan de las otras zonas prohibidas (Fig. 8.1). En la figura, líneas horizontales rectas - niveles de energía;
- el ancho de la zona prohibida; A, B, C - Zonas permitidas.

El principio de Pauli en este caso se implementa de la siguiente manera: En cada nivel de energía, no puede haber más de 2 electrones con giros opuestos.

El llenado de los niveles de energía por electrones no es aleatorio, pero está subordinado a la distribución de Fermi Dirac. La distribución está determinada por la densidad de la probabilidad de la población de niveles.
:

(8.7),

dónde
- Función Fermi Dirac;

W F - Nivel Fermi.

El nivel FERMI es el nivel más alto poblado en T \u003d 0.

Gráficamente, la función Fermi DiRAC se puede representar como se muestra en la FIG. 8.2.

El valor del nivel FERMI depende del tipo de celosía de cristal y composición química. Si un
Los niveles correspondientes a esta energía están poblados. Si un
Entonces los niveles son libres. Si un
Tales niveles pueden ser libres y poblados.

Para
fUNCIÓN FERMI-DIRAC se convierte en una función discontinua y la curva
- Paso. El más grande , especialmente la curva de recesión suave
. Sin embargo, a temperaturas reales, el área de desenfoque de las funciones de Fermi-DiRac es algo kt.

PAG temperatura de RI
, si un
T.
Qué significa: todos los niveles con tales energías están ocupadas. Si un
T.
. Todos los niveles más altos no están poblados (Fig. 8.3).

El nivel de Fermi supera significativamente la energía del movimiento térmico, es decir,. W f \u003e\u003e kt. Gran importancia La energía del gas de electrones en metales se debe al principio de Pauli, es decir,. Tiene origen no coordinado. No se puede quitar al reducir la temperatura.

Para
la función Fermi Dirac se vuelve continua. Si un
en unos pocos kt, uno en el denominador se puede descuidar y luego

Por lo tanto, la distribución de Fermi Dirac pasa a la distribución del Boltzmann.

En los metales en T0 K, la función F (W) en la primera aproximación casi no cambia su valor.

El grado de llenado por electrones de niveles de energía en la zona se determina llenando el nivel atómico correspondiente. Por ejemplo, si algún nivel del átomo está completamente lleno de electrones de acuerdo con el principio de Pauli, la zona formada de ella también está completamente llena. En este caso, podemos hablar de la zona de valencia, que está completamente llena de electrones y se forma a partir de los niveles de energía de electrones internos de átomos libres, y sobre la zona de conducción (zona libre), que está parcialmente llena de electrones, o libre y se forma a partir de los niveles de energía de los electrones externos de los electrones electrónicos de los átomos aislados (Fig. 8.4).

EN dependiendo del grado de llenado de zonas de electrones y el ancho de la zona prohibida, son posibles los siguientes casos. En la Figura 8.5, la zona superior que contiene electrones se llena solo parcialmente, es decir, Tiene niveles vacantes. En este caso, el electrón, habiendo recibido una energía arbitrariamente baja (por ejemplo, debido al impacto térmico o el impacto. campo eléctrico), será capaz de moverse a un nivel de energía más alto de la misma zona, es decir. Llegando libre y participar en la conductividad. La transición intraonal es bastante posible en el caso de que la energía del movimiento de calor es mucho más grande que la diferencia entre los niveles vecinos de la zona. Por lo tanto, si hay una zona parcialmente llena en el cuerpo sólido, entonces este cuerpo siempre será un conductor de corriente eléctrica. Esto es característico de los metales y sus aleaciones.

PAG el sólido de nivelación de corriente eléctrica puede ser en el caso de que el área de valencia se superpone a la zona libre. Aparece una zona no completamente llena (Fig. 8.6), que a veces se llamagibrid. La zona Hibrid está llena de electrones de valencia solo parcialmente. Se observan áreas superpuestas en elementos alcalinos de la Tierra.

Desde el punto de vista de la teoría de Fermi Dirak, el relleno de los electrones de las zonas es el siguiente. Si la energía de electrones w\u003e w F, luego en T \u003d 0, la función de distribución f (w) \u003d 0, y esto significa que los electrones en los niveles ubicados detrás del nivel de FermI no lo son.

Si la energía electrónica w

Con los electrones T0, la energía térmica KT se transmite, y por lo tanto los electrones de los niveles más bajos pueden moverse al nivel por encima del nivel FERMI. Se produce la excitación térmica de los electrones de conductividad.

EN los niveles de CE de la zona de valencia están llenos. Sin embargo, todos los electrones no pueden obtener energía adicional para el salto de energía. Solo una pequeña parte de los electrones en el área de la "borrosa" de Fermi Dirac Funciones del orden de varios kt puede abandonar sus niveles y ir a mayor (Fig. 8.7). En consecuencia, solo una pequeña parte de los electrones libres en la zona de conducción está involucrada en la creación de corriente y puede contribuir a la capacidad de calor del metal. La contribución del gas de electrones a la capacidad de calor es insignificante, lo cual es consistente con la ley de DulceTa y el pH.

Aumentar la energía de la conductividad Los electrones pueden ocurrir no solo debido al impacto de la tella, sino también a la acción del campo eléctrico (diferencia potencial), como resultado de lo cual adquirirá un movimiento ordenado.

Si el ancho de la zona de cristal prohibido es aproximadamente unos pocos electrones, entonces el movimiento térmico no puede traducir electrones de la zona de valencia a la zona de conducción y el cristal es un dieléctrico, que lo restante para todas las temperaturas reales.

Si el ancho de la zona prohibida del cristal es de aproximadamente 1 eV, es decir, Es bastante estrecho, la transición de los electrones de la zona de valencia a la zona de conducción es posible. Se puede llevar a cabo debido a la excitación térmica, o por la aparición del campo eléctrico. En este caso, el sólido es un semiconductor.

La diferencia entre metales y dieléctricos, desde el punto de vista de la teoría de la zona, es que a 0 k en la zona de conductividad de los metales hay electrones, y en la zona de conducción no hay dieléctricos. La diferencia entre dieléctricos y semiconductores está determinada por el ancho de las zonas prohibidas: es bastante amplia para dieléctricos (para NaCl, por ejemplo, W \u003d 6 EV), para semiconductores, bastante estrechos (para Alemania W \u003d 0.72 EV) . A temperaturas cercanas a 0 k, los semiconductores se comportan como dieléctricos, ya que no se produce la transición de los electrones en la zona de conducción. Con la creciente temperatura en los semiconductores, el número de electrones está creciendo, que debido a la excitación térmica, vaya a la zona de conducción, es decir, La conductividad eléctrica de los semiconductores en este caso aumenta.

En la teoría cuántica, los electrones de conductividad se consideran partículas con las propiedades de las olas, y su movimiento en metales, como el proceso de propagación de las ondas electrónicas, cuya longitud está determinada por la relación de De Broglyl:

, (8.9)

donde H es un tablón constante;

p es un pulso de electrones.

En un cristal perfecto, en los nodos de la celosía de cristal de los cuales hay partículas fijas (iones), los electrones de conducción (ondas electrónicas) no están experimentando interacciones (dispersión), y tal cristal, y por lo tanto, el metal no se resisten al Pasaje de la corriente eléctrica. La conductividad de tal cristal tiende al infinito, y la resistencia eléctrica a cero.

En cristales reales (metales y aleaciones), hay varios centros de dispersión electrónica de heterogeneidad (distorsión), en tamaño superior a la longitud de las ondas electrónicas. Dichos centros son fluctuaciones de la densidad de la distorsión de la red resultante del movimiento térmico (fluctuaciones térmicas) de sus nodos; Diferentes defectos de la estructura, átomos de introducción y sustitución, átomos de impureza y otros.

Con el movimiento aleatorio de los electrones, entre los nodos de la celosía de cristal, hay aquellos que actualmente se están moviendo hacia el otro. La distancia entre ellos en este punto a tiempo resulta ser menor que su distancia en la parrilla estacionaria. Esto conduce a un aumento en la densidad de la sustancia en la microvala, cubriendo estos átomos (por encima de la densidad media de la sustancia). En las áreas vecinas hay microvapas en las que la densidad de la sustancia es menor que su valor promedio. Estos retiros de densidad de la sustancia del valor promedio y representan las fluctuaciones de densidad. Como resultado, en cualquier momento, el metal (sólido) es microscópicamente inhomogéneo. Esta inhomogeneidad es más significativa que los microboces más pequeños (cuanto menos los átomos de los nodos cubren microges).

Como regla general, el tamaño de tales microges es mayor que la longitud de las ondas electrónicas, como resultado de lo cual son centros de dispersión efectivos de estas ondas. El flujo de electrones libres en el metal está experimentando la misma dispersión en ellos, qué ondas ligeras están experimentando en partículas suspendidas del medio turbio. Esta es la causa de la resistencia eléctrica de metales absolutamente puros.

La capacidad de disipación de los metales, debido a las fluctuaciones de densidad, se caracteriza por el coeficiente de dispersión  t.

Para electrones libres dispersión coeficiente.

, (8.10)

dónde<> - La longitud promedio de la carrera electrónica libre.

El valor del coeficiente de dispersión a través de las características del movimiento térmico de los nodos de la celosía de cristal y su constante elástica es igual a:

, (8.11)

donde n es el número de átomos (nodos) en una unidad de volumen (en 1 m 3);

E - Módulo de elasticidad;

d - Parámetro de celosía;

T - temperatura absoluta;

k - Constante de Boltzmann.

Por eso,

. (8.12)

Teniendo en cuenta la ecuación (8.12) la conductividad eléctrica específica del metal

. (8.13)

De la expresión (8.13) se puede ver que la conductividad eléctrica específica de los metales es inversamente proporcional a la temperatura absoluta. En consecuencia, la resistividad de los metales debe ser directamente proporcional a la temperatura absoluta, que es muy consistente con el experimento. La expresión (8.17) fue obtenida por Zommerfeld basada en la teoría cuántica de Fermi Dirac.

La diferencia de expresión (8.13) de la fórmula
es eso <  mETRO. > En la fórmula Somerfeld, la longitud promedio del kilometraje libre de electrones, que tiene la energía FERMI; - La velocidad de tal electrón. En la fórmula de la conductividad de electrones clásicos de los metales.<> - la duración promedio del kilometraje libre, independiente de la temperatura, es numéricamente igual al parámetro de celosía; - Velocidad media de conductividad electrónica de movimiento térmico. Donde no depende de la temperatura, y - depende.

Las fluctuaciones térmicas de los nodos de la red cristalina no son las únicas fuentes de distorsión, lo que lleva a la dispersión de las ondas electrónicas. Las mismas fuentes son distorsiones estructurales (defectos): impurezas, deformación, etc. Por lo tanto, el coeficiente de dispersión se pliega de dos partes:

, (8.14)

donde  t es un coeficiente de dispersión térmica;

 ST \u003d  PR +  D - COEFICIENTE DESCARGA DESPLAZANDO Debido a la distorsión estructural;

 PR - COEFICIENTE DESCANTANDO DEBE POR LAS IMPURES;

 D - Dispersión coeficiente por deformación.

Por temperaturas demasiado bajas  t  t (a bajas temperaturas  t  t 5), en ausencia de deformación  arte proporcional a la concentración de impurezas y no depende de la temperatura, por lo tanto

. (8.15)

Luego, la resistencia eléctrica específica se puede determinar de la siguiente manera:

Con T0,  t 0 y  artículo a la llamada resistencia residual, que no desaparece a una temperatura igual al cero absoluto. Dado que el número de electrones de conducción en el metal no depende de la temperatura, la característica voltamparada del conductor de metal tiene el tipo de línea recta.