Elektronska formula i dijagram strukture atoma. Struktura elektronske ljuske atoma

Pogledajmo kako je izgrađen atom. Imajte na umu da ćemo govoriti samo o modelima. U praksi, atoma je mnogo više složena struktura. Ali hvala savremeni razvoj imamo sposobnost da objasnimo, pa čak i da uspešno predvidimo svojstva (čak i ako ne sva). Dakle, kakva je struktura atoma? Od čega je napravljeno"?

Planetarni model atoma

Prvi ga je predložio danski fizičar N. Bohr 1913. godine. Ovo je prva teorija strukture atoma, zasnovana na naučne činjenice. Osim toga, postavila je temelje modernoj tematskoj terminologiji. U njemu se proizvode elektronske čestice rotacionim pokretima oko atoma na isti način kao i planete oko Sunca. Bohr je sugerirao da one mogu postojati samo u orbitama koje se nalaze na strogo određenoj udaljenosti od jezgra. Zašto tačno, naučnik sa pozicije nauke nije mogao da objasni, ali je takav model potvrđen brojnim eksperimentima. Za označavanje orbite korišteni su cjelobrojni brojevi, počevši od jedinice koja je numerirana najbliže jezgru. Sve ove orbite se takođe nazivaju nivoima. Atom vodonika ima samo jedan nivo na kojem jedan elektron rotira. Ali složeni atomi imaju više nivoa. Podijeljeni su na komponente koje ujedinjuju elektrone bliskog energetskog potencijala. Dakle, drugi već ima dva podnivoa - 2s i 2p. Treći već ima tri - 3s, 3p i 3d. I tako dalje. Prvo se „naseljuju“ podnivoi bliže jezgru, a zatim i udaljeni. Svaki od njih može zadržati samo određeni broj elektrona. Ali ovo nije kraj. Svaki podnivo je podijeljen na orbitale. Hajde da uporedimo sa običan život. Elektronski oblak atoma je uporediv sa gradom. Nivoi su ulice. Podnivo - privatna kuća ili stan. Orbital - soba. Svaki od njih "živi" jedan ili dva elektrona. Svi imaju određene adrese. Ovo je bio prvi dijagram strukture atoma. I na kraju, o adresama elektrona: one su određene skupovima brojeva, koji se nazivaju "kvantnim".

talasni model atoma

Ali tokom vremena, planetarni model je revidiran. Predložena je druga teorija strukture atoma. Savršeniji je i omogućava objašnjenje rezultata praktičnih eksperimenata. Talasni model atoma, koji je predložio E. Schrödinger, zamijenio je prvi. Tada je već utvrđeno da se elektron može manifestirati ne samo kao čestica, već i kao val. Šta je radio Šredinger? On je primijenio jednačinu koja opisuje kretanje vala u Tako se ne može pronaći putanja elektrona u atomu, već vjerovatnoća njegovog otkrivanja u određena tačka. Obje teorije objedinjuje činjenica da se elementarne čestice nalaze na određenim nivoima, podnivoima i orbitalama. Tu prestaje sličnost modela. Dozvolite mi da vam dam jedan primjer - teorija talasa Orbitala je oblast u kojoj će biti moguće pronaći elektron sa verovatnoćom od 95%. Ostatak prostora čini 5%, ali se na kraju ispostavilo da su karakteristike strukture atoma prikazane pomoću valnog modela, uprkos činjenici da je terminologija koja se koristi opšta.

Koncept vjerovatnoće u ovom slučaju

Zašto je korišćen ovaj izraz? Heisenberg je 1927. godine formulisao princip nesigurnosti, koji se danas koristi za opisivanje kretanja mikročestica. Temelji se na njihovoj fundamentalnoj razlici od konvencionalnih fizička tijela. Šta je? Klasična mehanika je pretpostavljala da osoba može promatrati fenomene bez utjecaja na njih (posmatranje nebeska tela). Na osnovu primljenih podataka moguće je izračunati gdje će se objekat nalaziti u određenom trenutku. Ali u mikrokosmosu stvari su nužno drugačije. Tako, na primjer, promatrati elektron bez utjecaja sada nije moguće jer su energije instrumenta i čestice neuporedive. To dovodi do činjenice da se njegova lokacija mijenja. elementarna čestica, stanje, smjer, brzina kretanja i drugi parametri. I nema smisla govoriti o tačnim karakteristikama. Sam princip nesigurnosti nam govori da je nemoguće izračunati tačnu putanju elektrona oko jezgra. Možete samo odrediti vjerovatnoću pronalaženja čestice u određenom području prostora. Ovo je posebnost strukture atoma hemijski elementi. Ali to bi trebali uzeti u obzir isključivo naučnici u praktičnim eksperimentima.

Sastav atoma

Ali hajde da se fokusiramo na celu temu. Dakle, pored dobro promišljene elektronske ljuske, druga komponenta atoma je jezgro. Sastoji se od pozitivno nabijenih protona i neutralnih neutrona. Svima nam je poznat periodni sistem. Broj svakog elementa odgovara broju protona koje ima. Broj neutrona jednak je razlici između mase atoma i broja njegovih protona. Može doći do odstupanja od ovog pravila. Tada kažu da je prisutan izotop elementa. Struktura atoma je takva da je "okružen" elektronskom ljuskom. obično jednak broju protona. Masa potonjeg je oko 1840 puta veća od mase prvog i približno je jednaka težini neutrona. Poluprečnik jezgra je oko 1/200 000 prečnika atoma. On sam ima sferni oblik. Ovo je, općenito, struktura atoma kemijskih elemenata. Uprkos razlici u masi i svojstvima, izgledaju otprilike isto.

Orbite

Govoreći o tome kakva je shema strukture atoma, o njima se ne može šutjeti. Dakle, postoje ove vrste:

s. Imaju sferni oblik.
str. Izgledaju kao obimne osmice ili vreteno.
d i f. Have složenog oblika, što je teško opisati formalnim jezikom.

Elektron svakog tipa može se naći sa vjerovatnoćom od 95% na teritoriji odgovarajuće orbitale. Predstavljene informacije se moraju shvatiti olako, jer su prilično apstraktne matematički model nego fizički realna situacija poslovi. Ali uz sve ovo, ima dobru prediktivnu moć u pogledu hemijskih svojstava atoma, pa čak i molekula. Što je nivo dalje od jezgra, to se više elektrona može staviti na njega. Dakle, broj orbitala se može izračunati pomoću posebne formule: x 2. Ovdje je x jednako broju nivoa. A pošto se do dva elektrona mogu smjestiti u orbitalu, na kraju, njihova formula numeričko pretraživanjeće izgledati ovako: 2x2.

Orbite: tehnički podaci

Ako govorimo o strukturi atoma fluora, onda će on imati tri orbitale. Svi oni će biti popunjeni. Energija orbitala unutar istog podnivoa je ista. Da biste ih označili, dodajte broj sloja: 2s, 4p, 6d. Vraćamo se na razgovor o strukturi atoma fluora. Imaće dva s- i jedan p-podnivo. Ima devet protona i isti broj elektrona. Prvi s-nivo. Ovo su dva elektrona. Zatim drugi s-nivo. Još dva elektrona. I 5 ispunjava p-nivo. Evo njegove strukture. Nakon što pročitate sljedeći podnaslov, sami možete poduzeti potrebne radnje i uvjeriti se sami. Ako govorimo o tome kome pripada i fluor, onda treba napomenuti da se, iako su u istoj grupi, potpuno razlikuju po svojim karakteristikama. Dakle, njihova tačka ključanja se kreće od -188 do 309 stepeni Celzijusa. Pa zašto su spojeni? Sve zahvaljujući hemijskim svojstvima. Svi halogeni, iu većini više fluor ima najveću oksidacionu moć. Reaguju s metalima i mogu se spontano zapaliti na sobnoj temperaturi bez ikakvih problema.

Kako se pune orbite?

Po kojim su pravilima i principima uređeni elektroni? Predlažemo da se upoznate sa tri glavna, čija je formulacija pojednostavljena radi boljeg razumijevanja:

Princip najmanje energije. Elektroni imaju tendenciju da popune orbitale po redu porasta energije.
Paulijev princip. Jedna orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona.
Hundovo pravilo. Unutar jednog podnivoa, elektroni prvo popunjavaju slobodne orbitale, a tek onda formiraju parove.

Što se tiče punjenja, struktura atoma će također pomoći u ovom slučaju, postat će razumljivija u smislu slike. Stoga, kada praktičan rad kod izgradnje sklopova elemenata potrebno ga je držati pri ruci.

Primjer

Da biste sumirali sve što je rečeno u okviru članka, možete napraviti uzorak kako su elektroni atoma raspoređeni po svojim nivoima, podnivoima i orbitalama (odnosno kakva je konfiguracija nivoa). Može se prikazati kao formula, energetski dijagram ili kao dijagram sloja. Ovdje se nalaze vrlo dobre ilustracije koje, nakon pomnog pregleda, pomažu da se razumije struktura atoma. Dakle, prvi nivo se popunjava prvi. Ima samo jedan podnivo, u kojem postoji samo jedna orbitala. Svi nivoi se popunjavaju uzastopno, počevši od najmanjeg. Prvo, unutar jednog podnivoa, jedan elektron je smješten u svaku orbitalu. Zatim se stvaraju parovi. A ako ima slobodnih, prebacuje se na drugi predmet popunjavanja. A sada možete samostalno saznati koja je struktura atoma dušika ili fluora (što se ranije razmatralo). U početku može biti malo nezgodno, ali možete se kretati gledajući slike. Radi jasnoće, pogledajmo strukturu atoma dušika. Ima 7 protona (zajedno sa neutronima koji čine jezgro) i isti broj elektrona (koji čine elektronski omotač). Prvi s-nivo se popunjava prvi. Ima 2 elektrona. Zatim dolazi drugi s-nivo. Takođe ima 2 elektrona. A ostala tri su postavljena na p-nivou, gdje svaki od njih zauzima jednu orbitalu.

Zaključak

Kao što vidite, struktura atoma nije teska tema(ako mu priđete sa pozicije školski kurs hemija, naravno). I razumjeti ovu temu nije teško. Na kraju, želio bih vas obavijestiti o nekim karakteristikama. Na primjer, kada govorimo o strukturi atoma kisika, znamo da on ima osam protona i 8-10 neutrona. A pošto sve u prirodi teži ravnoteži, dva atoma kiseonika formiraju molekul, gde dva nesparena elektrona formiraju kovalentnu vezu. Slično, formira se još jedna stabilna molekula kiseonika, ozon (O 3 ). Poznavajući strukturu atoma kisika, možete ispravno sastaviti formule oksidativne reakcije, koji uključuje najčešću supstancu na Zemlji.

Od u hemijske reakcije jezgra atoma koji reaguju ostaju nepromijenjeni (s izuzetkom radioaktivnih transformacija), tada kemijska svojstva atoma zavise od strukture njihovih elektronskih ljuski. Teorija elektronska struktura atoma na osnovu aparata kvantne mehanike. Dakle, struktura energetskih nivoa atoma može se dobiti na osnovu kvantnomehaničkih proračuna verovatnoća pronalaženja elektrona u prostoru oko atomsko jezgro (pirinač. 4.5).

Rice. 4.5. Šema podjele nivoi energije na podnivoe

Osnove teorije elektronske strukture atoma svode se na sljedeće odredbe: stanje svakog elektrona u atomu karakteriziraju četiri kvantna broja: glavni kvantni broj n = 1, 2, 3,; orbitala (azimut) l=0,1,2, n–1; magnetna m l = –l, –1,0,1,  l; spin m s = -1/2, 1/2 .

Prema Paulijev princip, u istom atomu ne mogu postojati dva elektrona koji imaju isti skup od četiri kvantni brojevin,l,m l , m s; skupovi elektrona sa istim glavnim kvantnim brojevima n formiraju elektronske slojeve, ili energetske nivoe atoma, numerisane od jezgra i označene kao K, L, M, N, O, P, Q, štaviše, u energetskom sloju sa datom vrijednošću n ne može biti više od 2n 2 elektrona. Skupovi elektrona sa istim kvantnim brojevima n i l, formiraju podnivoe, koji se označavaju kako se udaljavaju od jezgra kao s, p, d, f.

Probbilistički nalaz položaja elektrona u prostoru oko atomskog jezgra odgovara Heisenbergovom principu nesigurnosti. Prema kvantnim mehaničkim konceptima, elektron u atomu nema određenu putanju kretanja i može se nalaziti u bilo kojem dijelu prostora oko jezgra, a njegovi različiti položaji se smatraju oblakom elektrona određene gustine. negativni naboj. Prostor oko jezgra, u kojem će se najvjerovatnije naći elektron, naziva se orbitalni. Sadrži oko 90% elektronskog oblaka. Svaki podnivo 1s, 2s, 2p itd. odgovara određenom broju orbitala određenog oblika. Na primjer, 1s- i 2s- Orbitale su sferne i 2p-orbitale ( 2p x , 2p y , 2p z-orbitale) su orijentirane u međusobno okomitim smjerovima i imaju oblik bučice ( pirinač. 4.6).

Rice. 4.6. Oblik i orijentacija elektronskih orbitala.

Tokom hemijskih reakcija, atomsko jezgro se ne menja, menjaju se samo elektronske ljuske atoma, čija struktura objašnjava mnoga svojstva hemijskih elemenata. Na osnovu teorije elektronske strukture atoma ustanovljeno je duboko fizičko značenje Mendeljejevljevog periodičnog zakona hemijskih elemenata i stvorena teorija hemijske veze.

Teorijsko utemeljenje periodnog sistema hemijskih elemenata uključuje podatke o strukturi atoma, koji potvrđuju postojanje veze između periodičnosti promena svojstava hemijskih elemenata i periodičnog ponavljanja sličnih vrsta elektronskih konfiguracija njihovih atoma.

U svjetlu doktrine o strukturi atoma, Mendeljejevljeva podjela svih elemenata na sedam perioda postaje opravdana: broj perioda odgovara broju energetskih nivoa atoma ispunjenih elektronima. U kratkim periodima, sa povećanjem pozitivnog naboja jezgara atoma, broj elektrona po eksternom nivou(od 1 do 2 u prvom periodu, a od 1 do 8 u drugom i trećem periodu), što objašnjava promenu svojstava elemenata: na početku perioda (osim prvog) postoji alkal metala, zatim se uočava postepeno slabljenje metalnih svojstava i povećanje nemetalnih. Ova pravilnost se može pratiti za elemente drugog perioda u tabela 4.2.

Tabela 4.2.

U velikim periodima, sa povećanjem naboja jezgara, punjenje nivoa elektronima je teže, što objašnjava kompleksniju promjenu svojstava elemenata u odnosu na elemente malih perioda.

Ista priroda svojstava hemijskih elemenata u podgrupama objašnjava se sličnom strukturom vanjskog energetskog nivoa, kao što je prikazano u tab. 4.3 ilustrujući redosled punjenja energetskih nivoa elektronima za podgrupe alkalni metali.

Tabela 4.3.

Broj grupe, u pravilu, označava broj elektrona u atomu koji mogu sudjelovati u formiranju kemijskih veza. Ovo je fizičko značenje broja grupe. na četiri mesta periodični sistem Elementi nisu u rastućem redoslijedu atomskih masa: Ar i K,co i Ni,Te i I,Th i Pa. Ova odstupanja su smatrana nedostacima periodnog sistema hemijskih elemenata. Doktrina o strukturi atoma objasnila je ova odstupanja. Eksperimentalno određivanje nuklearnih naboja pokazalo je da raspored ovih elemenata odgovara povećanju naboja njihovih jezgara. Osim toga, eksperimentalno određivanje naboja atomskih jezgri omogućilo je određivanje broja elemenata između vodika i uranijuma, kao i broja lantanida. Sada su sva mjesta u periodnom sistemu popunjena u intervalu od Z=1 prije Z=114 Međutim, periodni sistem nije potpun, moguće je otkriće novih transuranskih elemenata.

Elektroni

Koncept atoma je nastao u antički svijet za označavanje čestica materije. Na grčkom, atom znači "nedjeljiv".

Irski fizičar Stoney je na osnovu eksperimenata došao do zaključka da elektricitet nose najmanje čestice koje postoje u atomima svih kemijskih elemenata. Godine 1891. Stoney je predložio da se te čestice nazovu elektronima, što na grčkom znači "ćilibar". Nekoliko godina nakon što je elektron dobio ime, engleski fizičar Joseph Thomson i francuski fizičar Jean Perrin dokazali su da elektroni nose negativan naboj. Ovo je najmanji negativni naboj, koji se u hemiji uzima kao jedinica (-1). Thomson je čak uspio odrediti brzinu elektrona (brzina elektrona u orbiti je obrnuto proporcionalna broju orbite n. Radijusi orbita rastu proporcionalno kvadratu broja orbite. U prvoj orbiti vodika atoma (n=1; Z=1), brzina je ≈ 2,2 106 m/c, odnosno stotinu puta manja od brzine svjetlosti c=3 108 m/s.) i masa elektrona ( to je skoro 2000 puta manje od mase atoma vodonika).

Stanje elektrona u atomu

Stanje elektrona u atomu je skup informacija o energiji određenog elektrona i prostoru u kojem se nalazi. Elektron u atomu nema putanju kretanja, tj. može se govoriti samo o vjerovatnoća da se nađe u prostoru oko jezgra.

Može se nalaziti u bilo kojem dijelu ovog prostora koji okružuje jezgro, a ukupnost njegovih različitih položaja smatra se elektronskim oblakom s određenom negativnom gustinom naboja. Slikovito, ovo se može zamisliti na sljedeći način: kada bi bilo moguće snimiti položaj elektrona u atomu u stotim ili milionitim dijelovima sekunde, kao u fotofinišu, tada bi elektron na takvim fotografijama bio predstavljen kao tačke. Kada se primeni bezbroj takve fotografije bi rezultirale slikom elektronskog oblaka sa najvećom gustinom gdje će biti najviše ovih tačaka.

Prostor oko atomskog jezgra, u kojem se najvjerovatnije nalazi elektron, naziva se orbitala. Sadrži približno 90% e-cloud, a to znači da se oko 90% vremena elektron nalazi u ovom dijelu prostora. Razlikuje se po obliku 4 trenutno poznata tipa orbitala, koji su označeni latinicom slova s, p, d i f. Grafička slika neki oblici elektronskih orbitala su prikazani na slici.

Najvažnija karakteristika kretanja elektrona u određenoj orbiti je energija njegove veze sa jezgrom. Elektroni sa sličnim energetskim vrijednostima formiraju jedan elektronski sloj ili energetski nivo. Energetski nivoi su numerisani počevši od jezgra - 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7.

Cijeli broj n, koji označava broj energetskog nivoa, naziva se glavni kvantni broj. Karakterizira energiju elektrona koji zauzimaju dati energetski nivo. Najmanju energiju imaju elektroni prvog energetskog nivoa, najbližeg jezgru. U poređenju sa elektronima prvog nivoa, elektroni narednih nivoa će se odlikovati velikom količinom energije. Posljedično, elektroni vanjskog nivoa su najmanje vezani za jezgro atoma.

Najveći broj elektrona na energetskom nivou određen je formulom:

N = 2n2,

gdje je N maksimalni broj elektrona; n je broj nivoa, ili glavni kvantni broj. Prema tome, prvi energetski nivo najbliži jezgru ne može sadržavati više od dva elektrona; na drugom - ne više od 8; na trećem - ne više od 18; na četvrtom - ne više od 32.

Počevši od drugog energetskog nivoa (n = 2), svaki od nivoa se deli na podnivoe (podslojeve), koji se međusobno donekle razlikuju po energiji vezivanja sa jezgrom. Broj podnivoa jednak je vrijednosti glavnog kvantnog broja: prvi energetski nivo ima jedan podnivo; drugi - dva; treći - tri; četvrti - četiri podnivoa. Podnivoi su, pak, formirani orbitalama. Svaka vrijednostn odgovara broju orbitala jednakih n.

Podnivoi se obično označavaju sa latiničnim slovima, kao i oblik orbitala od kojih se sastoje: s, p, d, f.

Protoni i neutroni

Atom bilo kog hemijskog elementa je uporediv sa sićušnim Solarni sistem. Stoga se takav model atoma, koji je predložio E. Rutherford, naziva planetarno.

Atomsko jezgro, u kojem je koncentrisana cijela masa atoma, sastoji se od čestica dvije vrste - protona i neutrona.

Protoni imaju naboj jednak naboju elektrona, ali suprotnog predznaka (+1) i mase, jednaka masi atom vodonika (u hemiji je prihvaćen kao jedinica). Neutroni nemaju naboj, neutralni su i imaju masu jednaku masi protona.

Protoni i neutroni se zajednički nazivaju nukleoni (od latinskog nucleus - jezgro). Zbir broja protona i neutrona u atomu naziva se maseni broj. Na primjer, maseni broj atom aluminijuma:

13 + 14 = 27

broj protona 13, broj neutrona 14, maseni broj 27

Pošto se masa elektrona, koja je zanemarljiva, može zanemariti, očigledno je da je čitava masa atoma koncentrisana u jezgru. Elektroni predstavljaju e-.

Jer atom električno neutralan, također je očito da je broj protona i elektrona u atomu isti. On je jednak serijskom broju hemijskog elementa koji mu je dodeljen u periodičnom sistemu. Masu atoma čini masa protona i neutrona. Znajući serijski broj elementa (Z), odnosno broj protona i maseni broj (A), jednak zbiru broja protona i neutrona, možete pronaći broj neutrona (N) koristeći formulu:

N=A-Z

Na primjer, broj neutrona u atomu željeza je:

56 — 26 = 30

izotopi

Zovu se varijante atoma istog elementa koji imaju isti nuklearni naboj, ali različite masene brojeve izotopi. Hemijski elementi koji se nalaze u prirodi su mješavina izotopa. Dakle, ugljenik ima tri izotopa sa masom 12, 13, 14; kiseonik - tri izotopa sa masom 16, 17, 18, itd. Obično se daje u periodičnom sistemu, relativna atomska masa hemijskog elementa je prosečna vrednost atomskih masa prirodne mešavine izotopa datog elementa, uzimajući u obzir njihovu relativnu zastupljenost u prirodi. Hemijska svojstva Izotopi većine hemijskih elemenata su potpuno isti. Međutim, izotopi vodika se jako razlikuju po svojstvima zbog dramatičnog povećanja njihove relativne atomske mase; čak su dobili pojedinačna imena i hemijske simbole.

Elementi prvog perioda

Šema elektronske strukture atoma vodika:

Šeme elektronske strukture atoma pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi).

Grafička elektronska formula atoma vodika (pokazuje raspodjelu elektrona po energetskim nivoima i podnivoima):

Grafičke elektronske formule atoma pokazuju distribuciju elektrona ne samo po nivoima i podnivoima, već i po orbitama.

U atomu helija, prvi elektronski sloj je završen - ima 2 elektrona. Vodonik i helijum su s-elementi; za ove atome, s-orbitala je ispunjena elektronima.

Svi elementi drugog perioda prvi elektronski sloj je ispunjen, a elektroni ispunjavaju s- i p-orbitale drugog elektronskog sloja u skladu s principom najmanje energije (prvo s, a zatim p) i pravilima Paulija i Hunda.

U atomu neona, drugi elektronski sloj je završen - ima 8 elektrona.

Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su kompletirani, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s-, 3p- i 3d-podnivo.

3s elektronska orbitala je završena na atomu magnezija. Na i Mg su s-elementi.

Za aluminijum i naknadne elemente, 3p podnivo je ispunjen elektronima.

Elementi trećeg perioda imaju nepopunjene 3d orbitale.

Svi elementi od Al do Ar su p-elementi. s- i p-elementi čine glavne podgrupe u periodičnom sistemu.

Elementi četvrtog - sedmog perioda

Kod atoma kalija i kalcija pojavljuje se četvrti elektronski sloj, 4s podnivo je ispunjen, jer ima manje energije od 3d podnivoa.

K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podgrupe. Za atome od Sc do Zn, 3d podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su 3d elementi. Uvršteni su u sekundarne podgrupe, imaju pred-eksterni elektronski sloj ispunjen, nazivaju se prijelaznim elementima.

Obratite pažnju na strukturu elektronskih ljuski atoma hroma i bakra. Kod njih dolazi do „otpada“ jednog elektrona sa 4s- na 3d-podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektronskih konfiguracija 3d 5 i 3d 10:

U atomu cinka treći elektronski sloj je završen - u njemu su ispunjeni svi 3s, 3p i 3d podnivoi, na njima je ukupno 18 elektrona. U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj nastavlja da se puni, 4p podnivo.

Elementi od Ga do Kr su p-elementi.

Kod atoma kriptona vanjski sloj(četvrti) završen, ima 8 elektrona. Ali u četvrtom elektronskom sloju može biti samo 32 elektrona; 4d- i 4f-podnivo atoma kriptona i dalje ostaju nepopunjeni Elementi petog perioda ispunjavaju podnivoe sljedećim redoslijedom: 5s - 4d - 5p. A postoje i izuzeci koji se odnose na " neuspjeh» elektroni, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

U šestom i sedmom periodu pojavljuju se f-elementi, odnosno elementi u kojima su ispunjeni 4f- i 5f-podnivo trećeg vanjskog elektronskog sloja.

4f elementi se nazivaju lantanidi.

5f elementi se nazivaju aktinidi.

Redosled popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata šestog perioda: 55 Cs i 56 Ba - 6s-elementi; 57 La … 6s 2 5d x - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima je „narušen“ redoslijed popunjavanja elektronskih orbitala, što je, na primjer, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih f-podnivoa, odnosno nf 7 i nf 14. U zavisnosti od toga koji je podnivo atoma poslednji ispunjen elektronima, svi elementi se dele u četiri elektronske porodice, ili blokove:

s-elementi. S-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; s-elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II.

p-elementi. P-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; p-elementi obuhvataju elemente glavnih podgrupa III-VIII grupa.

d-elementi. D-podnivo predspoljnog nivoa atoma ispunjen je elektronima; d-elementi obuhvataju elemente sekundarnih podgrupa grupa I-VIII, odnosno elemente interkalarnih decenija velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Nazivaju se i prijelaznim elementima.

f-elementi. f-podnivo trećeg vanjskog nivoa atoma ispunjen je elektronima; ovo uključuje lantanoide i antinoide.

Švicarski fizičar W. Pauli je 1925. godine ustanovio da u atomu na jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona koji imaju suprotne (antiparalelne) spinove (u prijevodu s engleskog - "vreteno"), odnosno imaju svojstva koja se uslovno mogu zamisliti kao rotacija elektrona oko njegove imaginarne ose: u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu.

Ovaj princip se zove Paulijev princip. Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se naziva nesparen, ako su dva, onda su to upareni elektroni, odnosno elektroni sa suprotnim spinovima. Na slici je prikazan dijagram podjele energetskih nivoa na podnivoe i redoslijeda kojim se oni popunjavaju.

Vrlo često se struktura elektronskih omotača atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija - one zapisuju takozvane grafičke elektronske formule. Za ovaj zapis koristi se sljedeća notacija: svaka kvantna ćelija je označena ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru spina. Prilikom pisanja grafičke elektronske formule, treba imati na umu dva pravila: Paulijev princip i F. Hundovo pravilo, prema kojoj elektroni zauzimaju slobodne ćelije, prvo jedan po jedan i istovremeno imaju istu vrijednost spina, pa tek onda uparuju, ali će spinovi, prema Paulijevom principu, već biti suprotno usmjereni.

Hundovo pravilo i Paulijev princip

Hundovo pravilo- pravilo kvantne hemije, koje određuje redosled punjenja orbitala određenog podsloja i formulisano je na sledeći način: ukupna vrijednost spin kvantni broj elektrona datog podsloja treba da bude maksimalan. Formulirao ga je Friedrich Hund 1925.

To znači da se u svakoj od orbitala podsloja prvo popuni jedan elektron, a tek nakon što se neispunjene orbitale iscrpe, ovoj orbitali se dodaje drugi elektron. U ovom slučaju, dva elektrona sa polucijelim spinovima nalaze se na istoj orbitali suprotan znak, koji par (formira oblak od dva elektrona) i, kao rezultat, ukupni spin orbitale postaje jednak nuli.

Druge formulacije: Ispod u energiji leži atomski termin za koji su zadovoljena dva uslova.

Višestrukost je maksimalna
Ako se višestrukosti poklapaju, zbroj orbitalni moment L max.

Analizirajmo ovo pravilo na primjeru popunjavanja orbitala p-podnivoa str- elementi drugog perioda (odnosno od bora do neona (na donjem dijagramu vodoravne linije označavaju orbitale, vertikalne strelice označavaju elektrone, a smjer strelice označava orijentaciju spina).

Vladavina Klečkovskog

Pravilo Klečkovskog - kako se ukupan broj elektrona u atomima povećava (sa povećanjem naboja njihovih jezgara, odnosno rednog broja hemijskih elemenata), atomske orbitale se naseljavaju na način da pojava elektrona u orbitalama više energije zavisi samo od glavni kvantni broj n i ne zavisi od svih ostalih kvantnih brojeva, uključujući i one iz l. Fizički, to znači da je u atomu sličnom vodiku (u nedostatku međuelektronske odbijanja) orbitalna energija elektrona određena samo prostornom udaljenošću gustoće naboja elektrona od jezgra i ne ovisi o karakteristikama njegovog kretanja. u polju jezgra.

Empirijsko pravilo Klečkovskog i niz sekvenci donekle kontradiktornog realnog energetskog niza atomskih orbitala koje proizlaze iz njega samo u dva slučaja istog tipa: za atome Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au dolazi do “prepada” elektrona sa s - podnivoa vanjskog sloja na d-podnivo prethodnog sloja, što dovodi do energetski stabilnijeg stanja atoma, odnosno: nakon punjenja orbitale 6 sa dva elektrona s

Sva materija je sastavljena od vrlo malih čestica tzv atomi . Atom je najmanja čestica hemijski element koji zadržava sve svoje karakteristična svojstva. Da bismo zamislili veličinu atoma, dovoljno je reći da kada bi se mogli postaviti blizu jedan drugome, tada bi milion atoma zauzimalo udaljenost od samo 0,1 mm.

Dalji razvoj nauke o strukturi materije pokazao je da ima i atom složena struktura i sastoji se od elektrona i protona. Tako je nastala elektronska teorija strukture materije.

U antičko doba je otkriveno da postoje dvije vrste elektriciteta: pozitivan i negativan. Količina električne energije sadržana u tijelu postala je nazvana naboj. Ovisno o vrsti električne energije koju tijelo posjeduje, naboj može biti pozitivan ili negativan.

Takođe je empirijski utvrđeno da se slični naboji međusobno odbijaju, a suprotni privlače.

Razmislite elektronska struktura atom. Atomi se sastoje od čak i manjih čestica od njih samih, tzv elektrona.

DEFINICIJA:Elektron je najmanja čestica tvar koja ima najmanji negativni električni naboj.

Elektroni se okreću oko sebe centralno jezgro koji se sastoji od jednog ili više protona i neutroni, u koncentričnim orbitama. Elektroni su negativno nabijene čestice, protoni su pozitivni, a neutroni neutralni (slika 1.1).

DEFINICIJA:Proton je najmanja čestica materije koja ima najmanji pozitivni električni naboj.

Postojanje elektrona i protona je van sumnje. Naučnici ne samo da su odredili masu, naboj i veličinu elektrona i protona, već su ih čak natjerali da rade u raznim električnim i radiotehničkim uređajima.

Također je utvrđeno da masa elektrona ovisi o brzini njegovog kretanja i da se elektron ne samo kreće naprijed u prostoru, već i rotira oko svoje ose.

Najjednostavniji po svojoj strukturi je atom vodonika (slika 1.1). Sastoji se od protonskog jezgra i rotira sa velika brzina oko jezgra elektrona koji formira vanjsku ljusku (orbitu) atoma. Složeniji atomi imaju više ljuski oko kojih se vrte elektroni.

Ove ljuske se uzastopno pune elektronima iz jezgra (slika 1.2).

Sada analizirajmo . Najudaljenija ljuska se zove valence, a broj elektrona koji sadrži naziva se valence. Što dalje od jezgra valentna ljuska, posljedično, manja je sila privlačenja koju doživljava svaki valentni elektron sa strane jezgra. Dakle, atom povećava sposobnost pričvršćivanja elektrona na sebe ako valentna ljuska nije popunjena i nalazi se daleko od jezgre, ili ih gubi.
Elektroni vanjske ljuske mogu primiti energiju. Ako elektroni u valentnoj ljusci primaju potreban nivo energije od spoljne sile, mogu se odvojiti od njega i napustiti atom, odnosno postati slobodni elektroni. Slobodni elektroni se mogu proizvoljno kretati od jednog atoma do atoma. Materijali koji sadrže veliki broj slobodnih elektrona, su pozvani provodnici .

izolatori , je suprotnost provodnicima. Sprečavaju curenje električna struja. Izolatori su stabilni jer valentni elektroni nekih atoma ispunjavaju valentne ljuske drugih atoma, spajajući ih. Ovo sprečava stvaranje slobodnih elektrona.
Srednju poziciju između izolatora i provodnika zauzima poluprovodnici ali o njima ćemo kasnije.
Razmislite svojstva atoma. atom koji ima isti broj elektrona i protona, električno neutralnih. Atom koji primi jedan ili više elektrona postaje negativno nabijen i naziva se negativnim ionom. Ako atom izgubi jedan ili više elektrona, tada postaje pozitivan ion, odnosno postaje pozitivno nabijen.

Napisano u obliku tzv elektronske formule. U elektronskim formulama, slova s, p, d, f označavaju energetske podnivoe elektrona; brojevi ispred slova označavaju energetski nivo na kojem se nalazi dati elektron, a indeks u gornjem desnom uglu je broj elektrona u ovom podnivou. Da biste sastavili elektronsku formulu atoma bilo kojeg elementa, dovoljno je znati broj ovog elementa u periodnom sistemu i ispuniti osnovne odredbe koje reguliraju raspodjelu elektrona u atomu.

Struktura elektronske ljuske atoma također se može prikazati u obliku rasporeda elektrona u energetskim ćelijama.

Za atome željeza, takva shema ima sljedeći oblik:

Ovaj dijagram jasno pokazuje implementaciju Hundovog pravila. Na 3d podnivou maksimalni iznos, ćelije (četiri) su ispunjene nesparenim elektronima. Slika strukture elektronske ljuske u atomu u obliku elektronskih formula i u obliku dijagrama ne odražava jasno valna svojstva elektron.

Izmjena i dopuna teksta periodičnog zakona DA. Mendeljejev : svojstva jednostavna tela, kao i oblici i svojstva veza elemenata u periodična zavisnost atomske težine elemenata.

Moderna formulacija Periodični zakon : svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, u periodičnoj su zavisnosti od veličine naboja jezgra njihovih atoma.

Na ovaj način, pozitivan naboj ispostavilo se da je jezgro (a ne atomska masa) točniji argument o kojem zavise svojstva elemenata i njihovih spojeva

Valence- je broj hemijskih veza za koje je jedan atom vezan za drugi.
Valentne mogućnosti atoma određene su brojem nesparenih elektrona i prisustvom slobodnih atomskih orbitala na vanjskom nivou. Struktura vanjskih energetskih nivoa atoma kemijskih elemenata određuje uglavnom svojstva njihovih atoma. Stoga se ovi nivoi nazivaju valentnim nivoima. Elektroni ovih nivoa, a ponekad i pred-eksternih nivoa, mogu učestvovati u formiranju hemijskih veza. Takvi elektroni se također nazivaju valentnim elektronima.

Stehiometrijska valencija hemijski element - je broj ekvivalenata koje dati atom može sebi prikačiti ili je broj ekvivalenata u atomu.

Ekvivalenti su određeni brojem vezanih ili supstituiranih atoma vodika, stoga je stehiometrijska valencija jednaka broju atoma vodika s kojima ovaj atom komunicira. Ali ne djeluju svi elementi slobodno, ali gotovo sve stupa u interakciju s kisikom, tako da se stehiometrijska valencija može definirati kao dvostruki broj vezanih atoma kisika.

Na primjer, stehiometrijska valencija sumpora u vodikovom sulfidu H 2 S je 2, u oksidu SO 2 - 4, u oksidu SO 3 -6.

Prilikom određivanja stehiometrijske valencije elementa po formuli binarnu vezu treba se rukovoditi pravilom: ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valentnosti svih atoma drugog elementa.

Oksidacijsko stanje takođe karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji sa znakom plus (za metal ili elektropozitivniji element u molekuli) ili minus.

1. In jednostavne supstance oksidacijsko stanje elemenata je nula.

2. Oksidacijsko stanje fluora u svim jedinjenjima je -1. Preostali halogeni (hlor, brom, jod) sa metalima, vodonikom i drugim elektropozitivnijim elementima takođe imaju oksidaciono stanje -1, ali u jedinjenjima sa više elektronegativnih elemenata imaju pozitivne vrijednosti stepena oksidacije.

3. Kiseonik u jedinjenjima ima oksidaciono stanje od -2; izuzeci su vodonik peroksid H 2 O 2 i njegovi derivati (Na 2 O 2, BaO 2 itd., u kojima kiseonik ima oksidaciono stanje -1, kao i kiseonik fluorid OF 2, kod kojih je oksidaciono stanje kiseonika je +2.

4. Alkalni elementi (Li, Na, K, itd.) i elementi glavna podgrupa druga grupa Periodnog sistema (Be, Mg, Ca, itd.) uvek ima oksidaciono stanje jednako broju grupe, odnosno +1 i +2.

5. Svi elementi treće grupe, osim talija, imaju konstantno oksidaciono stanje jednako broju grupe, tj. +3.

6. Najveće oksidaciono stanje elementa jednako je broju grupe periodnog sistema, a najniže je razlika: broj grupe - 8. Na primjer, najviši stepen oksidacija dušika (nalazi se u petoj grupi) je +5 (in azotne kiseline i njegove soli), a najniža je -3 (u amonijaku i solima amonijaka).

7. Oksidacijska stanja elemenata u spoju međusobno se kompenzuju tako da je njihov zbir za sve atome u molekulu ili neutralnoj formuli nula, a za jon - njegov naboj.

Ova pravila se mogu koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja elementa u spoju, ako su oksidacijska stanja ostalih poznatih, i za formuliranje višeelementnih spojeva.

Stepen oksidacije (oksidacioni broj,) — pomoćni uslovna vrijednost za snimanje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija.

koncept oksidacijskom stanjučesto se koristi u neorganska hemija umjesto koncepta valence. Oksidacijsko stanje atoma jednako je numeričkoj vrijednosti električnog naboja koji se pripisuje atomu, pod pretpostavkom da su elektronski parovi koji izvode vezu potpuno pristrasni prema više elektronegativnih atoma (to jest, na osnovu pretpostavke da se spoj sastoji samo od jona).

Oksidacijsko stanje odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se reducirali u neutralni atom, ili uzeti od negativnog jona da bi se oksidirali u neutralni atom:

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

Svojstva elemenata, u zavisnosti od strukture elektronske ljuske atoma, menjaju se prema periodima i grupama periodnog sistema. Kako su u nizu analognih elemenata elektronske strukture samo slične, ali ne i identične, pri prelasku sa jednog elementa u grupu na drugi, kod njih se ne uočava jednostavno ponavljanje svojstava, već njihova manje-više jasno izražena pravilna promjena.

Hemijska priroda elementa određena je sposobnošću njegovog atoma da izgubi ili dobije elektrone. Ova sposobnost je kvantificirana vrijednostima energije jonizacije i afiniteta elektrona.

Energija jonizacije (Ei) pozvao minimalni iznos energija potrebna za odvajanje i potpuno uklanjanje elektrona iz atoma u gasnoj fazi pri T = 0

K bez prijenosa na oslobođeni elektron kinetička energija sa transformacijom atoma u pozitivno nabijeni ion: E + Ei = E + + e-. Energija jonizacije je pozitivna i ima najmanjih vrednosti za atome alkalnih metala i najveći za atome plemenitih (inertnih) gasova.

Elektronski afinitet (Ee) je energija koja se oslobađa ili apsorbuje kada je elektron vezan za atom u gasnoj fazi pri T = 0

K s transformacijom atoma u negativno nabijeni ion bez prijenosa kinetičke energije na česticu:

E + e- = E- + Ee.

Halogeni, posebno fluor, imaju maksimalan afinitet prema elektronu (Ee = -328 kJ/mol).

Vrijednosti Ei i Ee izražene su u kilodžulima po molu (kJ/mol) ili u elektron voltima po atomu (eV).

Sposobnost vezanog atoma da pomakne elektrone hemijskih veza prema sebi, povećavajući gustinu elektrona oko sebe naziva se elektronegativnost.

Ovaj koncept je u nauku uveo L. Pauling. Elektronegativnostoznačava se simbolom ÷ i karakteriše tendenciju datog atoma da veže elektrone kada formira hemijsku vezu.

Prema R. Malikenu, elektronegativnost atoma procjenjuje se polovinom zbira energije jonizacije i afiniteta slobodnih atoma prema elektronu h = (Ee + Ei)/2

U periodima postoji opšta tendencija povećanja energije ionizacije i elektronegativnosti sa povećanjem naboja atomskog jezgra; u grupama ove vrednosti rastu sa povećanjem serijski broj elementi se smanjuju.

Treba naglasiti da elementu ne može biti pripisana konstantna vrijednost elektronegativnosti, jer ona ovisi o mnogim faktorima, posebno o valentno stanje element, vrstu spoja u koji je uključen, broj i vrstu susjednih atoma.

Atomski i jonski radijusi. Dimenzije atoma i jona određene su dimenzijama elektronske ljuske. Prema kvantnomehaničkim konceptima, elektronska ljuska nema striktno definisane granice. Stoga, za radijus slobodnog atoma ili jona možemo uzeti teoretski izračunata udaljenost od jezgra do položaja glavne maksimalne gustine vanjskih elektronskih oblaka. Ova udaljenost se naziva orbitalni radijus. U praksi se obično koriste vrijednosti radijusa atoma i iona u spojevima, izračunate iz eksperimentalnih podataka. U ovom slučaju razlikuju se kovalentni i metalni radijusi atoma.

Ovisnost atomskog i ionskog radijusa o naboju jezgra atoma elementa je periodična. U periodima kako se povećavaju atomski broj radijusi imaju tendenciju smanjenja. Najveći pad je tipičan za elemente malih perioda, jer je u njima ispunjen vanjski elektronski nivo. U velikim periodima u porodicama d- i f-elemenata, ova promjena je manje oštra, jer se punjenje elektrona u njima događa u predspoljnom sloju. U podgrupama se radijusi atoma i jona istog tipa općenito povećavaju.

Periodni sistem elemenata je dobar primjer manifestacije raznih vrsta periodičnosti u svojstvima elemenata, koja se promatra horizontalno (u periodu slijeva na desno), vertikalno (u grupi, na primjer, od vrha do dna), dijagonalno, tj. neka svojstva atoma se povećavaju ili smanjuju, ali je periodičnost očuvana.

U periodu slijeva na desno (→), oksidativni i nemetalnih svojstava elemenata, a reducirajuća i metalna svojstva se smanjuju. Dakle, od svih elemenata perioda 3, natrijuma će biti najviše aktivni metal i najjači redukcioni agens, dok je hlor najjači oksidant.

hemijska veza - je međusobna povezanost atoma u molekulu, ili kristalna rešetka, kao rezultat djelovanja između atoma električne sile atrakcija.

Ovo je interakcija svih elektrona i svih jezgara, što dovodi do formiranja stabilnog, poliatomskog sistema (radikal, molekularni jon, molekul, kristal).

Hemijsko povezivanje se vrši pomoću valentnih elektrona. By moderne ideje hemijska veza je elektronske prirode, ali se odvija na različite načine. Dakle, postoje tri glavne vrste hemijskih veza: kovalentni, jonski, metalni Između molekula nastaje vodoničnu vezu, i desiti se van der Waalsove interakcije.

Glavne karakteristike hemijske veze su:

- dužina veze - je međunuklearna udaljenost između kemijski vezanih atoma.

Zavisi od prirode atoma u interakciji i od višestrukosti veze. S povećanjem višestrukosti, dužina veze se smanjuje, a samim tim i njena snaga se povećava;

- višestrukost veze - određena je brojem elektronskih parova koji povezuju dva atoma. Kako se višestrukost povećava, energija vezivanja se povećava;

- spojni ugao- ugao između zamišljenih pravih linija koje prolaze kroz jezgra dva hemijski međusobno povezana susedna atoma;

Energija vezivanja E CB - to je energija koja se oslobađa tokom formiranja ove veze i troši se na njeno razbijanje, kJ / mol.

kovalentna veza - Hemijska veza nastala dijeljenjem para elektrona sa dva atoma.

Objašnjenje hemijske veze pojavom zajedničkih elektronskih parova između atoma činilo je osnovu spinove teorije valencije, čiji je alat metoda valentne veze (MVS) , koji je otkrio Lewis 1916. Za kvantnomehanički opis hemijske veze i strukture molekula, koristi se još jedna metoda - molekularna orbitalna metoda (MMO) .

Metoda valentne veze

Osnovni principi formiranja hemijske veze prema MVS:

1. Hemijska veza nastaje zbog valentnih (nesparenih) elektrona.

2. Elektroni sa antiparalelnim spinovima koji pripadaju dva različita atoma postaju uobičajeni.

3. Hemijska veza nastaje samo ako se dva ili više atoma približe jedan drugom ukupna energija sistem pada.

4. Glavne sile koje djeluju u molekulu su električnog, kulonovskog porijekla.

5. Što je jača veza, to se više preklapaju elektronski oblaci koji djeluju u interakciji.

Postoje dva mehanizma formiranja kovalentna veza:

mehanizam razmene. Veza se formira deljenjem valentnih elektrona dva neutralna atoma. Svaki atom u ukupnoj količini doprinosi jedan nespareni elektron elektronski par:

Rice. 7. Mehanizam razmjene za formiranje kovalentne veze: a- nepolarni; b- polarni

Donorsko-akceptorski mehanizam. Jedan atom (donor) daje par elektrona, a drugi atom (akceptor) daje praznu orbitalu za ovaj par.

veze, obrazovan prema mehanizmu donor-akceptor, pripadaju kompleksna jedinjenja

Rice. 8. Donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

Kovalentna veza ima određene karakteristike.

Zasićenost - svojstvo atoma da formiraju strogo određen broj kovalentnih veza. Zbog zasićenosti veza, molekuli imaju određeni sastav.

Orijentacija - t . e. veza se formira u pravcu maksimalnog preklapanja elektronskih oblaka . S obzirom na liniju koja spaja centre atoma koji formiraju vezu, postoje: σ i π (slika 9): σ-veza - nastala preklapanjem AO duž linije koja povezuje centre atoma u interakciji; π-veza je veza koja se javlja u smjeru ose okomite na pravu liniju koja povezuje jezgra atoma. Orijentacija veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov geometrijski oblik.

hibridizacija - to je promjena oblika nekih orbitala u formiranju kovalentne veze kako bi se postiglo efikasnije preklapanje orbitala. Hemijska veza nastala uz učešće elektrona hibridnih orbitala je jača od veze sa učešćem elektrona nehibridnih s- i p-orbitala, jer ima više preklapanja. Razlikovati sledeće vrste hibridizacija (slika 10, tabela 31): sp hibridizacija - jedna s-orbitala i jedna p-orbitala pretvaraju se u dvije identične "hibridne" orbitale, čiji je ugao između osa 180°. Molekuli u kojima se javlja sp hibridizacija imaju linearnu geometriju (BeCl 2).

sp 2 hibridizacija- jedna s-orbitala i dvije p-orbitale pretvaraju se u tri identične "hibridne" orbitale čiji je ugao između osa 120°. Molekuli u kojima se vrši sp 2 hibridizacija imaju ravnu geometriju (BF 3 , AlCl 3).

sp 3-hibridizacija- jedna s-orbitala i tri p-orbitale se pretvaraju u četiri identične "hibridne" orbitale, čiji je ugao između osa 109°28". Molekuli u kojima dolazi do sp 3 hibridizacije imaju tetraedarsku geometriju (CH 4 , NH3).

Rice. 10. Vrste hibridizacije valentnih orbitala: a - sp-hibridizacija valentnih orbitala; b - sp2- hibridizacija valentnih orbitala; in - sp 3 - hibridizacija valentnih orbitala