Elektronska formula i dijagram strukture atoma. Građa elektronske ljuske atoma

Pogledajmo kako je izgrađen atom. Imajte na umu da ćemo govoriti samo o modelima. U praksi, atomi su mnogo više složena struktura. Ali hvala moderna zbivanja imamo sposobnost objasniti pa čak i uspješno predvidjeti 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, koja se temelji na znanstvene činjenice. Osim toga, postavila je temelje suvremenom tematskom nazivlju. U njemu čestice elektrona proizvode rotacijski pokreti oko atoma na isti način kao planeti oko sunca. Bohr je sugerirao da mogu postojati samo u orbitama koje se nalaze na strogo određenoj udaljenosti od jezgre. Zašto točno, znanstvenica s pozicije znanosti nije znala objasniti, no takav model potvrdili su mnogi eksperimenti. Za označavanje orbita korišteni su cijeli brojevi, počevši od jedinice koja je numerirana najbliže jezgri. Sve ove orbite nazivaju se i razinama. Atom vodika ima samo jednu razinu na kojoj rotira jedan elektron. Ali složeni atomi imaju više razina. Dijele se na komponente koje ujedinjuju elektrone bliske po energetskom potencijalu. Dakle, drugi već ima dva podrazina - 2s i 2p. Treći već ima tri - 3s, 3p i 3d. I tako dalje. Prvo se “naseljavaju” podrazine bliže jezgri, a zatim one udaljene. Svaki od njih može držati samo određeni broj elektrona. Ali ovo nije kraj. Svaki podnivo je podijeljen na orbitale. Usporedimo s uobicajen život. Elektronski oblak atoma usporediv je s gradom. Razine su ulice. Podrazina - privatna kuća ili stan. Orbitalna - soba. Svaki od njih "živi" jedan ili dva elektrona. Svi oni imaju određene adrese. Ovo je bio prvi dijagram strukture atoma. I konačno, o adresama elektrona: one su određene skupovima brojeva, koji se nazivaju "kvantni".

valni model atoma

Ali s vremenom je planetarni model revidiran. Predložena je druga teorija strukture atoma. Savršeniji je i omogućuje objašnjenje rezultata praktičnih eksperimenata. Valni 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. Što je učinio Schrödinger? Primijenio je jednadžbu koja opisuje kretanje vala u Dakle, ne može se pronaći putanja elektrona u atomu, već vjerojatnost njegove detekcije u određena točka. Obje teorije ujedinjuje činjenica da se elementarne čestice nalaze na određenim razinama, podrazinama i orbitalama. Tu prestaje sličnost modela. Dat ću vam jedan primjer - valna teorija Orbitala je područje u kojem će biti moguće pronaći elektron s vjerojatnošću od 95%. Ostatak prostora čini 5%, no na kraju se pokazalo da su značajke strukture atoma prikazane pomoću valnog modela, unatoč činjenici da je korištena terminologija opća.

Pojam vjerojatnosti u ovom slučaju

Zašto je korišten ovaj izraz? Heisenberg je 1927. formulirao načelo nesigurnosti, koje se danas koristi za opisivanje gibanja mikročestica. Temelji se na njihovoj temeljnoj razlici od konvencionalnih fizička tijela. Što je? Klasična mehanika pretpostavljala je da osoba može promatrati pojave bez utjecaja na njih (promatranje nebeska tijela). Na temelju dobivenih podataka moguće je izračunati gdje će se objekt nalaziti u određenom trenutku. Ali u mikrokozmosu stvari su nužno drugačije. Tako, na primjer, promatrati elektron bez utjecaja na njega sada nije moguće jer su energije instrumenta i čestice neusporedive. To dovodi do činjenice da se njegovo mjesto mijenja. elementarna čestica, stanje, smjer, brzina kretanja i drugi parametri. A o točnim karakteristikama nema smisla govoriti. Sam princip neodređenosti nam govori da je nemoguće izračunati točnu putanju elektrona oko jezgre. Možete odrediti samo vjerojatnost pronalaska čestice u određenom području prostora. To je osobitost strukture atoma kemijski elementi. Ali o tome bi trebali voditi računa isključivo znanstvenici u praktičnim pokusima.

Sastav atoma

Ali usredotočimo se na cijelu temu. Dakle, pored dobro razmatrane elektronske ljuske, druga komponenta atoma je jezgra. Sastoji se od pozitivno nabijenih protona i neutralnih neutrona. Svima nam je poznat periodni sustav. Broj svakog elementa odgovara broju protona koje ima. Broj neutrona jednak je razlici između mase atoma i njegovog broja protona. Moguća su odstupanja od ovog pravila. Zatim kažu da je prisutan izotop elementa. Struktura atoma je takva da je "okružen" elektronskim omotačem. obično je jednak broju protona. Masa potonjeg je oko 1840 puta veća od mase prvog i približno je jednaka težini neutrona. Polumjer jezgre je oko 1/200 000 promjera atoma. On sam ima sferni oblik. To je, općenito, struktura atoma kemijskih elemenata. Unatoč razlici u masi i svojstvima, izgledaju otprilike isto.

Orbite

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

1. s. Imaju sferni oblik.
2. str. Izgledaju kao voluminozne osmice ili vreteno.
3. d i f. Imati složenog oblika, što je teško opisati formalnim jezikom.

Elektron svake vrste može se naći s vjerojatnošću od 95% na teritoriju odgovarajuće orbitale. Prikazane informacije treba shvatiti olako, budući da su one prilično apstraktne matematički model nego fizički stvarno stanje poslova. Ali uz sve to, ima dobru moć predviđanja u pogledu kemijskih svojstava atoma, pa čak i molekula. Što je razina dalje od jezgre, to se više elektrona može smjestiti na nju. Dakle, broj orbitala može se izračunati pomoću posebne formule: x 2. Ovdje je x jednako broju razina. A budući da se do dva elektrona mogu smjestiti u orbitalu, na kraju, njihova formula numeričko pretraživanje izgledat će ovako: 2x2.

Orbite: tehnički podaci

Ako govorimo o strukturi atoma fluora, tada će imati tri orbitale. Svi će oni biti popunjeni. Energija orbitala unutar istog podrazina je ista. Da biste ih označili, dodajte broj sloja: 2s, 4p, 6d. Vraćamo se na razgovor o strukturi atoma fluora. Imat će dvije s- i jednu p-podrazinu. Ima devet protona i isto toliko elektrona. Prvo jedna s-razina. To su dva elektrona. Zatim druga s-razina. Još dva elektrona. A 5 ispunjava p-razinu. Ovdje je njegova struktura. Nakon što pročitate sljedeći podnaslov, možete sami učiniti potrebne radnje i uvjeriti se sami. Ako govorimo o tome kojem fluor također pripada, onda treba napomenuti da se, iako su u istoj skupini, potpuno razlikuju po svojim karakteristikama. Dakle, njihova točka ključanja kreće se od -188 do 309 stupnjeva Celzijusa. Pa zašto su spojeni? Sve zahvaljujući kemijskim svojstvima. Svi halogeni, i to u većini više fluor ima najveću oksidacijsku moć. Reagiraju s metalima i mogu se spontano zapaliti na sobnoj temperaturi bez ikakvih problema.

Kako se popunjavaju orbite?

Po kojim su pravilima i principima raspoređeni elektroni? Predlažemo da se upoznate s tri glavna, čiji je tekst pojednostavljen radi boljeg razumijevanja:

1. Načelo najmanje energije. Elektroni nastoje popuniti orbitale prema rastućoj energiji.
2. Paulijevo načelo. Jedna orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona.
3. Hundovo pravilo. Unutar jedne podrazine elektroni najprije ispunjavaju slobodne orbitale, a tek onda stvaraju parove.

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

Primjer

Kako biste rezimirali sve što je rečeno u okviru članka, možete napraviti uzorak kako su elektroni atoma raspoređeni po svojim razinama, podrazinama i orbitalama (odnosno koja je konfiguracija razine). Može se prikazati kao formula, energetski dijagram ili kao slojeviti dijagram. Ovdje postoje vrlo dobre ilustracije koje, nakon pažljivog proučavanja, pomažu razumjeti strukturu atoma. Dakle, prvo se popunjava prva razina. Ima samo jedan podnivo, u kojem postoji samo jedna orbitala. Sve razine se popunjavaju uzastopno, počevši od najmanje. Prvo, unutar jedne podrazine, po 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 kakva je struktura atoma dušika ili fluora (što je ranije razmatrano). U početku može biti malo nezgodno, ali možete se snaći gledajući slike. Radi jasnoće, pogledajmo strukturu atoma dušika. Ima 7 protona (zajedno s neutronima koji čine jezgru) i isto toliko elektrona (koji čine elektronsku ljusku). Prvo se popunjava prva s-razina. Ima 2 elektrona. Zatim dolazi druga s-razina. Također ima 2 elektrona. A ostala tri su smještena na p-razini, gdje svaki od njih zauzima jednu orbitalu.

Zaključak

Kao što vidite, struktura atoma nije teška tema(ako mu pristupite s pozicije školski tečaj kemija, naravno). I razumjeti ova tema nije teško. Na kraju, želio bih vas obavijestiti o nekim značajkama. Na primjer, kada govorimo o strukturi atoma kisika, znamo da on ima osam protona i 8-10 neutrona. A budući da sve u prirodi teži ravnoteži, dva atoma kisika tvore molekulu, gdje dva nesparena elektrona tvore kovalentnu vezu. Slično, nastaje još jedna stabilna molekula kisika, ozon (O 3 ). Poznavajući strukturu atoma kisika, možete ispravno sastaviti formule oksidativne reakcije, koji uključuje najčešću tvar na Zemlji.

Budući da je u kemijske reakcije jezgre atoma koji reagiraju ostaju nepromijenjene (s izuzetkom radioaktivnih transformacija), tada kemijska svojstva atoma ovise o strukturi njihovih elektronskih ljuski. Teorija elektronska struktura atoma na temelju aparata kvantne mehanike. Dakle, struktura energetskih razina atoma može se dobiti na temelju kvantno mehaničkih proračuna vjerojatnosti pronalaska elektrona u prostoru oko atomska jezgra (riža. 4.5).

Riža. 4.5. Shema parcelacije razine energije na podrazine

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

Prema Paulijevo načelo, u istom atomu ne mogu postojati dva elektrona koja imaju isti skup od četiri kvantni brojevin,l,m l , m s; skupovi elektrona s istim glavnim kvantnim brojevima n tvore elektronske slojeve ili energetske razine atoma, numerirane od jezgre i označene kao K, L, M, N, O, P, Q,  štoviše, u energetskom sloju sa zadanom vrijednošću n ne može biti više od 2n 2 elektroni. Skupovi elektrona s istim kvantnim brojevima n i l,   formiraju podrazine, označene kako se odmiču od jezgre kao s, p, d, f.

Probabilistički nalaz položaja elektrona u prostoru oko atomske jezgre odgovara Heisenbergovom principu nesigurnosti. Prema kvantnomehaničkim konceptima, elektron u atomu nema određenu trajektoriju gibanja i može se nalaziti u bilo kojem dijelu prostora oko jezgre, a njegovi različiti položaji smatraju se elektronskim oblakom određene gustoće. negativni naboj. Prostor oko jezgre, u kojem se najvjerojatnije nalazi elektron, naziva se orbitalni. Sadrži oko 90% elektronskog oblaka. Svaka podrazina 1s, 2s, 2p itd. odgovara određenom broju orbitala određenog oblika. Na primjer, 1s- i 2s- Orbitale su sferične i 2p-orbitale ( 2p x , 2 str g , 2 str z-orbitale) su orijentirane u međusobno okomitim smjerovima i imaju oblik bučice ( riža. 4.6).

Riža. 4.6. Oblik i orijentacija elektronskih orbitala.

Tijekom kemijskih reakcija atomska jezgra se ne mijenja, mijenjaju se samo elektronske ljuske atoma, čija struktura objašnjava mnoga svojstva kemijskih elemenata. Na temelju teorije o elektroničkoj strukturi atoma utvrđen je duboki fizički smisao Mendeljejevljeva periodičkog zakona kemijskih elemenata i stvorena teorija kemijske veze.

Teoretsko utemeljenje periodnog sustava kemijskih elemenata uključuje podatke o strukturi atoma, potvrđujući postojanje veze između periodičnosti promjena svojstava kemijskih elemenata i periodičkog ponavljanja sličnih vrsta elektroničkih konfiguracija njihovih atoma.

U svjetlu učenja o strukturi atoma, Mendeljejevljeva podjela svih elemenata u sedam perioda postaje opravdana: broj perioda odgovara broju energetskih razina atoma ispunjenih elektronima. U kratkim razdobljima, s povećanjem pozitivnog naboja jezgri atoma, broj elektrona po vanjska razina(od 1 do 2 u prvoj periodi, a od 1 do 8 u drugoj i trećoj periodi), što objašnjava promjenu svojstava elemenata: na početku perioda (osim prve) nalazi se lužina. metala, zatim se uočava postupno slabljenje metalnih svojstava i povećanje nemetalnih. Ova pravilnost može se pratiti za elemente drugog razdoblja u tablica 4.2.

Tablica 4.2.

U velikim periodima, s povećanjem naboja jezgri, otežano je popunjavanje razina elektronima, što objašnjava složeniju promjenu svojstava elemenata u odnosu na elemente malih perioda.

Ista priroda svojstava kemijskih elemenata u podskupinama objašnjava se sličnom strukturom vanjske energetske razine, kao što je prikazano u tab. 4.3 ilustrirajući slijed popunjavanja energetskih razina elektronima za podskupine alkalijski metali.

Tablica 4.3.

Broj skupine, u pravilu, označava broj elektrona u atomu koji mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza. Ovo je fizičko značenje broja grupe. na četiri mjesta periodni sustav Elementi nisu u rastućem redoslijedu atomskih masa: Ar i K,co i Ni,Te i ja,Th i Godišnje. Ova su odstupanja smatrana nedostatkom periodnog sustava kemijskih elemenata. Učenje o građi atoma objasnilo je ta odstupanja. Eksperimentalno određivanje nuklearnih naboja pokazalo je da raspored ovih elemenata odgovara porastu naboja njihovih jezgri. Osim toga, eksperimentalno određivanje naboja atomskih jezgri omogućilo je određivanje broja elemenata između vodika i urana, kao i broja lantanida. Sada su sva mjesta u periodnom sustavu popunjena u intervalu od Z=1 prije Z=114 Međutim, periodni sustav nije potpun, moguće je otkriće novih transuranijevih elemenata.

Elektroni

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

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

Stanje elektrona u atomu

Stanje elektrona u atomu je skup informacija o energiji pojedinog elektrona i prostoru u kojem se nalazi. Elektron u atomu nema putanju gibanja, tj. može se samo govoriti o vjerojatnost pronalaska u prostoru oko jezgre.

Može se nalaziti u bilo kojem dijelu tog prostora koji okružuje jezgru, a ukupnost njegovih različitih položaja smatra se elektronskim oblakom s određenom gustoćom negativnog naboja. Slikovito se to može zamisliti na sljedeći način: kada bi bilo moguće fotografirati položaj elektrona u atomu u stotinkama ili milijuntim dijelovima sekunde, kao u fotofinišu, tada bi elektron na takvim fotografijama bio predstavljen kao točke. Kada se primijeni nebrojeno mnogo takve bi fotografije rezultirale slikom elektronskog oblaka najveće gustoće gdje će biti najviše tih točaka.

Prostor oko atomske jezgre, u kojem se najvjerojatnije nalazi elektron, naziva se orbitala. Sadrži približno 90% e-oblak, a to znači da je oko 90% vremena elektron u ovom dijelu prostora. Razlikuje se po obliku 4 trenutno poznate vrste orbitala, koji se označavaju latinskim slova s, p, d i f. Grafička slika na slici su prikazani neki oblici elektronskih orbitala.

Najvažnija karakteristika gibanja elektrona po određenoj orbiti je energija njegove veze s jezgrom. Elektroni sa sličnim energetskim vrijednostima tvore jedan elektronski sloj, odnosno energetsku razinu. Energetske razine su numerirane počevši od jezgre - 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7.

Cijeli broj n, koji označava broj energetske razine, naziva se glavni kvantni broj. Karakterizira energiju elektrona koji zauzimaju određenu energetsku razinu. Najnižu energiju imaju elektroni prve energetske razine, najbliže jezgri. U usporedbi s elektronima prve razine, elektroni sljedećih razina karakterizirat će veliku količinu energije. Posljedično, elektroni vanjske razine su najslabije vezani za jezgru atoma.

Najveći broj elektrona u energetskoj razini određuje se formulom:

N = 2n2,

gdje je N najveći broj elektrona; n je broj razine, odnosno glavni kvantni broj. Posljedično, prva energetska razina najbliža jezgri 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 druge energetske razine (n = 2), svaka od razina podijeljena je na podrazine (podslojeve), koje se međusobno nešto razlikuju po energiji vezanja s jezgrom. Broj podrazina jednak je vrijednosti glavnog kvantnog broja: prva energetska razina ima jednu podrazinu; drugi - dva; treći - tri; četvrti - četiri podrazine. Podrazine, pak, tvore orbitale. Svaka vrijednostn odgovara broju orbitala jednakom n.

Obično se označavaju podrazine latiničnim slovima, kao i oblik orbitala od kojih se sastoje: s, p, d, f.

Protoni i neutroni

Atom bilo kojeg kemijskog elementa usporediv je sa sićušnim Sunčev sustav. Stoga se takav model atoma, koji je predložio E. Rutherford, naziva planetarni.

Atomska jezgra, u kojoj je koncentrirana cjelokupna masa atoma, sastoji se od čestica dvije vrste - protona i neutrona.

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

Protoni i neutroni zajednički se nazivaju nukleoni (od lat. nucleus - jezgra). Zbroj broja protona i neutrona u atomu naziva se maseni broj. Na primjer, maseni broj atom aluminija:

13 + 14 = 27

broj protona 13, broj neutrona 14, maseni broj 27

Budući da se masa elektrona, koja je zanemariva, može zanemariti, očito je da je cjelokupna masa atoma koncentrirana u jezgri. Elektroni predstavljaju e - .

Jer atom električki neutralan, također je očito da je broj protona i elektrona u atomu isti. Jednak je rednom broju kemijskog elementa koji mu je dodijeljen u periodnom sustavu. Masu atoma čini masa protona i neutrona. Znajući redni broj elementa (Z), odnosno broj protona i maseni broj (A), jednak zbroju broja protona i neutrona, možete pronaći broj neutrona (N) pomoću formule:

N=A-Z

Na primjer, broj neutrona u atomu željeza je:

56 — 26 = 30

izotopi

Nazivaju se varijante atoma istog elementa koji imaju isti nuklearni naboj, ali različite masene brojeve izotopi. Kemijski elementi koji se nalaze u prirodi mješavina su izotopa. Dakle, ugljik ima tri izotopa s masom 12, 13, 14; kisik - tri izotopa s masom od 16, 17, 18, itd. Obično se daje u periodnom sustavu, relativna atomska masa kemijskog elementa je prosječna vrijednost atomskih masa prirodne mješavine izotopa danog elementa, uzimajući u obzir njihovu relativnu zastupljenost u prirodi. Kemijska svojstva Izotopi većine kemijskih elemenata potpuno su isti. Međutim, izotopi vodika uvelike se razlikuju po svojstvima zbog dramatičnog višestrukog povećanja njihove relativne atomske mase; čak su dobili i pojedinačna imena i kemijske simbole.

Elementi prvog razdoblja

Shema elektronske strukture atoma vodika:

Sheme elektroničke strukture atoma prikazuju raspored elektrona po elektronskim slojevima (energijskim razinama).

Grafička elektronska formula atoma vodika (prikazuje raspodjelu elektrona po energetskim razinama i podrazinama):

Grafičke elektroničke formule atoma prikazuju raspodjelu elektrona ne samo po razinama i podrazinama, već i po orbitama.

U atomu helija prvi elektronski sloj je završen – ima 2 elektrona. Vodik i helij su s-elementi; kod ovih atoma, s-orbitala je ispunjena elektronima.

Svi elementi drugog razdoblja popunjen je prvi sloj elektrona, a elektroni ispunjavaju s- i p-orbitale drugog elektronskog sloja u skladu s načelom najmanje energije (prvo s, a zatim p) i pravilima Paulija i Hunda.

U atomu neona dovršen je drugi elektronski sloj – ima 8 elektrona.

Za atome elemenata treće periode prvi i drugi elektronski sloj su dovršeni, pa je popunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s-, 3p- i 3d-podrazine.

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

Za aluminij i sljedeće elemente, podrazina 3p je ispunjena elektronima.

Elementi treće periode imaju nepopunjene 3d orbitale.

Svi elementi od Al do Ar su p-elementi. s- i p-elementi čine glavne podskupine u periodnom sustavu.

Elementi četvrtog - sedmog razdoblja

Četvrti sloj elektrona pojavljuje se na atomima kalija i kalcija, podrazina 4s je ispunjena, jer ima manju energiju od podrazine 3d.

K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podskupine. Za atome od Sc do Zn, 3d podrazina je ispunjena elektronima. Ovo su 3d elementi. Ubrajaju se u sekundarne podskupine, imaju ispunjen predvanjski sloj elektrona, nazivaju se prijelaznim elementima.

Obratite pozornost na strukturu elektronskih ljuski atoma kroma i bakra. U njima dolazi do “ispada” jednog elektrona s 4s- na 3d-podrazinu, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektroničkih konfiguracija 3d 5 i 3d 10:

U atomu cinka treći elektronski sloj je završen - u njemu su popunjene sve podrazine 3s, 3p i 3d, ukupno na njima ima 18 elektrona. U elementima koji slijede nakon cinka, četvrti sloj elektrona nastavlja se puniti, podrazina 4p.

Elementi od Ga do Kr su p-elementi.

Kod atoma kriptona vanjski sloj(četvrti) završen, ima 8 elektrona. Ali u četvrtom elektronskom sloju mogu biti samo 32 elektrona; 4d- i 4f-podrazine atoma kriptona ostaju još nepopunjene.Elementi pete periode popunjavaju podrazine sljedećim redom: 5s - 4d - 5p. A postoje i iznimke koje se odnose na " neuspjeh» elektroni, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

U šestoj i sedmoj periodi pojavljuju se f-elementi, tj. elementi u kojima su popunjene 4f- odnosno 5f-podrazine trećeg vanjskog elektronskog sloja.

4f elementi nazivaju se lantanidi.

5f elementi nazivaju se aktinidi.

Redoslijed popunjavanja elektronskih podrazina u atomima elemenata šeste periode: 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 elemenata; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementi. Ali i tu postoje elementi u kojima je redoslijed popunjavanja elektronskih orbitala “narušen”, što je, primjerice, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno popunjenih f-podrazina, tj. nf 7 i nf 14. Ovisno o tome koja je podrazina atoma posljednja ispunjena elektronima, svi elementi se dijele u četiri elektronske obitelji ili bloka:

• s-elementi. S-podrazina vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; s-elementi uključuju vodik, helij i elemente glavnih podskupina I. i II.

• p-elementi. P-podrazina vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; p-elementi uključuju elemente glavnih podskupina III-VIII skupina.

• d-elementi. D-podrazina predvanjske razine atoma ispunjena je elektronima; d-elementi uključuju elemente sekundarnih podskupina skupina I-VIII, tj. elemente interkalarnih dekada velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Nazivaju se i prijelazni elementi.

• f-elementi. F-podrazina treće vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; to uključuje lantanide i antinoide.

Švicarski fizičar W. Pauli 1925. godine utvrdio je da u atomu u jednoj orbiti ne mogu biti više od dva elektrona koji imaju suprotne (antiparalelne) spinove (u prijevodu s engleskog - "vreteno"), tj. imaju takva svojstva koja se mogu uvjetno zamisliti kao rotacija elektrona oko svoje zamišljene osi: u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od njega.

Ovaj princip se zove Paulijevo načelo. Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se on naziva nespareni, ako su dva, onda su to spareni elektroni, odnosno elektroni sa suprotnim spinovima. Na slici je prikazan dijagram podjele energetskih razina na podrazine i redoslijed njihovog popunjavanja.

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

Hundovo pravilo i Paulijev princip

Hundovo pravilo- pravilo kvantne kemije, koje određuje redoslijed popunjavanja orbitala određenog podsloja i formulira se na sljedeći način: ukupna vrijednost spinski kvantni broj elektrona danog podsloja trebao bi biti maksimalan. Formulirao Friedrich Hund 1925.

To znači da se u svakoj od orbitala podsloja prvo popunjava po jedan elektron, a tek nakon što se potroše nepopunjene orbitale, ovoj orbitali se dodaje drugi elektron. U ovom slučaju dva elektrona s polucijelim spinom nalaze se u istoj orbitali suprotnog predznaka, koji se uparuju (tvore dvoelektronski oblak) i, kao rezultat toga, ukupni spin orbitale postaje jednak nuli.

Druga formulacija: Ispod energije nalazi se atomski član za koji su zadovoljena dva uvjeta.

1. Mnoštvo je maksimalno
2. Ako se višestrukosti podudaraju, ukupni orbitalni moment L max.

Analizirajmo ovo pravilo na primjeru popunjavanja orbitala p-podrazine str- elementi druge periode (odnosno od bora do neona (u donjem dijagramu vodoravne crte označavaju orbitale, okomite strelice označavaju elektrone, a smjer strelice označava orijentaciju spina).

pravilo Klečkovskog

Pravilo Klečkovskog - povećanjem ukupnog broja elektrona u atomima (s povećanjem naboja njihovih jezgri, odnosno rednih brojeva kemijskih elemenata), atomske orbitale se naseljavaju na način da pojava elektrona u orbitalama viših energija ovisi samo o glavni kvantni broj n i ne ovisi o svim ostalim kvantnim brojevima, uključujući i one iz l. Fizički to znači da je u atomu sličnom vodiku (u nedostatku međuelektronskog odbijanja) orbitalna energija elektrona određena samo prostornom udaljenošću gustoće naboja elektrona od jezgre i ne ovisi o značajkama njegova gibanja u polju jezgre.

Klečkovskovo empirijsko pravilo i slijed sekvenci donekle kontradiktornog realnog energetskog slijeda atomskih orbitala koji proizlaze iz njega samo u dva slučaja istog tipa: za atome Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, dolazi do “ispada” elektrona sa s - podrazine vanjskog sloja na d-podrazinu prethodnog sloja, što dovodi do energetski stabilnijeg stanja atoma, naime: nakon popunjavanja orbitale 6 s dva elektroni s

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

Daljnji razvoj znanosti o građi tvari pokazao je da i atom ima složena struktura a sastoji se od elektrona i protona. Tako je nastala elektronska teorija strukture tvari.

U davna vremena otkriveno je da postoje dvije vrste elektriciteta: pozitivan i negativan. Količina elektriciteta sadržana u tijelu postala je nazvana naboj. Ovisno o vrsti elektriciteta koje tijelo posjeduje, naboj može biti pozitivan ili negativan.

Također je empirijski utvrđeno da se jednolični naboji međusobno odbijaju, a suprotni privlače.

Smatrati elektronička struktura atom. Atomi se sastoje od još manjih čestica od sebe, tzv elektroni.

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

Elektroni kruže okolo središnja jezgra koji se sastoji od jednog ili više protoni i neutroni, u koncentričnim orbitama. Elektroni su negativno nabijene čestice, protoni su pozitivne, a neutroni neutralni (slika 1.1).

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

Postojanje elektrona i protona je izvan sumnje. Znanstvenici 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 njegova kretanja te da se elektron ne samo giba naprijed u prostoru, već se i okreće oko svoje osi.

Najjednostavniji u svojoj strukturi je atom vodika (slika 1.1). Sastoji se od protonske jezgre i rotirajućeg velika brzina oko jezgre elektrona koji čini vanjsku ljusku (orbitu) atoma. Složeniji atomi imaju više ljuski oko kojih se okreću elektroni.

Ove ljuske su sekvencijalno ispunjene elektronima iz jezgre (slika 1.2).

Sada analizirajmo . Krajnja vanjska ljuska zove se valencija, a broj elektrona koji sadrži naziva se valencija. Što dalje od jezgre valentna ljuska, posljedično, manja je sila privlačenja koju ima svaki valentni elektron sa strane jezgre. 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 primati energiju. Ako elektroni u valentnoj ljusci dobiju potrebnu razinu energije od vanjske 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 slobodni elektroni, se zovu dirigenti .

izolatori , suprotnost je dirigentima. Sprječavaju curenje električna struja. Izolatori su stabilni jer valentni elektroni nekih atoma ispunjavaju valentne ljuske drugih atoma, spajajući ih. Time se sprječava stvaranje slobodnih elektrona.
Međupoložaj između izolatora i vodiča zauzimaju poluvodiči ali o njima ćemo kasnije.
Smatrati svojstva atoma. atom koji ima isti broj elektroni i protoni, električki neutralni. Atom koji primi jedan ili više elektrona postaje negativno nabijen i naziva se negativni ion. Ako atom izgubi jedan ili više elektrona, tada postaje pozitivan ion, odnosno postaje pozitivno nabijen.

Napisano u obliku tzv elektronske formule. U elektroničkim formulama slova s, p, d, f označavaju energetske podrazine elektrona; brojevi ispred slova označavaju energetsku razinu u kojoj se nalazi dati elektron, a indeks gore desno je broj elektrona u toj podrazini. Da bi se sastavila elektronska formula atoma bilo kojeg elementa, dovoljno je znati broj ovog elementa u periodnom sustavu i ispuniti osnovne odredbe koje uređuju 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 prikazuje primjenu Hundovog pravila. Na 3d podrazini maksimalan iznos, ćelije (četiri) su ispunjene nesparenim elektronima. Slika strukture elektronske ljuske u atomu u obliku elektroničkih formula i u obliku dijagrama ne odražava jasno valna svojstva elektron.

Tekst periodičnog zakona s izmjenama i dopunama DA. Mendeljejev : Svojstva jednostavna tijela, kao i oblici i svojstva veza elemenata su u periodična ovisnost atomske težine elemenata.

Moderna formulacija Periodični zakon : svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, u periodičnoj su ovisnosti o veličini naboja jezgre njihovih atoma.

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

Valencija- je broj kemijskih veza kojima je jedan atom vezan na drugi.
Valentne mogućnosti atoma određene su brojem nesparenih elektrona i prisutnošću slobodnih atomskih orbitala na vanjskoj razini. Struktura vanjskih energetskih razina atoma kemijskih elemenata uglavnom određuje svojstva njihovih atoma. Stoga se te razine nazivaju valentnim razinama. Elektroni tih razina, a ponekad i predvanjskih razina, mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza. Takvi se elektroni nazivaju i valentni elektroni.

Stehiometrijska valencija kemijski element - je broj ekvivalenata koje određeni atom može pričvrstiti na sebe, 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 taj atom stupa u interakciju. Ali ne međusobno djeluju svi elementi slobodno, ali gotovo sve stupa u interakciju s kisikom, pa 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.

Pri određivanju stehiometrijske valencije elementa formulom binarna veza treba se voditi pravilom: ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valenciji svih atoma drugog elementa.

Oksidacijsko stanje također karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji s predznakom plus (za metal ili elektropozitivniji element u molekuli) ili minus.

1. Ulaz jednostavne tvari stupanj oksidacije elemenata je nula.

2. Oksidacijsko stanje fluora u svim spojevima je -1. Ostali halogeni (klor, brom, jod) s metalima, vodikom i drugim elektropozitivnijim elementima također imaju oksidacijsko stanje -1, ali u spojevima s više elektronegativnih elemenata imaju pozitivne vrijednosti stupnjevi oksidacije.

3. Kisik u spojevima ima oksidacijski stupanj -2; izuzetak su vodikov peroksid H 2 O 2 i njegovi derivati ​​(Na 2 O 2, BaO 2 i dr., u kojima kisik ima oksidacijsko stanje -1, kao i kisikov fluorid OF 2, u kojem je oksidacijsko stanje kisika je +2.

4. Alkalni elementi (Li, Na, K i dr.) i elementi glavna podskupina druga skupina periodnog sustava (Be, Mg, Ca itd.) uvijek ima oksidacijsko stanje jednako broju skupine, odnosno +1 odnosno +2.

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

6. Najviše oksidacijsko stanje elementa jednako je broju skupine periodnog sustava, a najniže je razlika: broj skupine - 8. Npr. najviši stupanj oksidacija dušika (nalazi se u petoj skupini) je +5 (in dušična kiselina i njegove soli), a najmanja je -3 (u amonijaku i amonijevim solima).

7. Oksidacijska stanja elemenata u spoju međusobno se kompenziraju tako da je njihov zbroj za sve atome u molekuli ili neutralnoj formulskoj jedinici jednak nuli, a za ion - njegov naboj.

Ova se pravila mogu koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja elementa u spoju, ako su poznata oksidacijska stanja ostalih, te za formuliranje spojeva s više elemenata.

Stupanj oksidacije (oksidacijski broj,) — pomoćni uvjetna vrijednost zabilježiti procese oksidacije, redukcije i redoks reakcije.

koncept oksidacijsko stanječesto se koristi u anorganska kemija umjesto pojma valencija. Oksidacijsko stanje atoma jednako je numeričkoj vrijednosti električnog naboja pripisanog atomu, uz pretpostavku da su elektronski parovi koji provode vezu potpuno usmjereni prema više elektronegativnih atoma (to jest, na temelju pretpostavke da se spoj sastoji samo od iona).

Oksidacijsko stanje odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se reducirao u neutralni atom, ili uzeti od negativnog iona da bi se oksidirao u neutralni atom:

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

Svojstva elemenata, ovisno o građi elektronske ljuske atoma, mijenjaju se prema periodima i skupinama periodnog sustava. Budući da su u nizu analognih elemenata elektroničke strukture samo slične, ali ne i identične, pri prelasku s jednog elementa u skupini na drugi, za njih se ne opaža jednostavno ponavljanje svojstava, već njihova više ili manje jasno izražena pravilna promjena.

Kemijska priroda elementa određena je sposobnošću njegovog atoma da gubi ili dobiva elektrone. Ta se sposobnost kvantificira vrijednostima ionizacijskih energija i afiniteta elektrona.

Energija ionizacije (Ei) nazvao minimalni iznos energija potrebna za odvajanje i potpuno uklanjanje elektrona iz atoma u plinovitoj fazi pri T = 0

K bez prijenosa na oslobođeni elektron kinetička energija uz pretvorbu atoma u pozitivno nabijen ion: E + Ei = E + + e-. Energija ionizacije je pozitivna i ima najmanjih vrijednosti za atome alkalijskih metala i najveći za atome plemenitih (inertnih) plinova.

Elektronski afinitet (Ee) je energija koja se oslobađa ili apsorbira kada se elektron veže za atom u plinovitoj fazi pri T = 0

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

E + e- = E- + Ee.

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

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

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

Taj je koncept u znanost uveo L. Pauling. Elektronegativnostoznačava se simbolom ÷ i karakterizira tendenciju danog atoma da veže elektrone kada formira kemijsku vezu.

Prema R. Malikenu, elektronegativnost atoma procjenjuje se polovicom zbroja energija ionizacije i afiniteta slobodnih atoma prema elektronu h = (Ee + Ei)/2

U periodima postoji opća tendencija porasta energije ionizacije i elektronegativnosti s porastom naboja atomske jezgre; u skupinama te vrijednosti rastu s porastom serijski broj elementi se smanjuju.

Treba naglasiti da se elementu ne može dodijeliti konstantna vrijednost elektronegativnosti, jer ona ovisi o mnogim čimbenicima, a posebno o valentno stanje element, vrsta spoja u koji je uključen, broj i vrsta susjednih atoma.

Atomski i ionski radijusi. Dimenzije atoma i iona određene su dimenzijama elektronske ljuske. Prema kvantnomehaničkim pojmovima, elektronska ljuska nema strogo definirane granice. Stoga za polumjer slobodnog atoma ili iona možemo uzeti teoretski izračunata udaljenost od jezgre do položaja glavne maksimalne gustoće vanjskih elektronskih oblaka. Ta se udaljenost naziva orbitalni radijus. U praksi se obično koriste vrijednosti polumjera atoma i iona u spojevima, izračunate iz eksperimentalnih podataka. U ovom slučaju razlikuju se kovalentni i metalni polumjeri atoma.

Ovisnost atomskog i ionskog radijusa o naboju jezgre atoma elementa i periodična je. U razdobljima dok se povećavaju atomski broj radijusi imaju tendenciju smanjenja. Najveće smanjenje tipično je za elemente malih razdoblja, budući da je vanjska elektronska razina ispunjena u njima. U velikim periodima u obiteljima d- i f-elemenata, ova promjena je manje oštra, budući da se punjenje elektrona u njima događa u predvanjskom sloju. U podskupinama radijusi atoma i iona iste vrste općenito rastu.

Periodni sustav elemenata je dobar primjer manifestacije raznih vrsta periodičnosti u svojstvima elemenata, koja se promatra vodoravno (u razdoblju slijeva nadesno), okomito (u skupini, na primjer, odozgo prema dolje), dijagonalno, tj. povećava se ili smanjuje neko svojstvo atoma, ali se periodičnost zadržava.

U razdoblju s lijeva na desno (→), oksidacijski i nemetalna svojstva elemenata, a smanjuju se redukcijska i metalna svojstva. Dakle, od svih elemenata perioda 3, natrija će biti najviše aktivni metal i najjače redukcijsko sredstvo, dok je klor najjači oksidans.

kemijska veza - je međusobna povezanost atoma u molekuli, odn kristalna rešetka, kao rezultat djelovanja između atoma električne sile privlačnost.

To je međudjelovanje svih elektrona i svih jezgri, što dovodi do stvaranja stabilnog, poliatomskog sustava (radikal, molekulski ion, molekula, kristal).

Kemijsko povezivanje se ostvaruje pomoću valentnih elektrona. Po moderne ideje kemijska veza je elektroničke prirode, ali se ostvaruje na različite načine. Stoga postoje tri glavne vrste kemijskih veza: kovalentni, ionski, metalni Između molekula nastaje vodikova veza, i dogoditi se van der Waalsove interakcije.

Glavne karakteristike kemijske veze su:

- duljina veze - je međunuklearna udaljenost između kemijski povezanih atoma.

Ovisi o prirodi atoma koji međusobno djeluju i o višestrukosti veze. S povećanjem višestrukosti smanjuje se duljina veze, a time i njezina čvrstoća;

- mnogostrukost veze – određena je brojem elektronskih parova koji povezuju dva atoma. Kako se množina povećava, energija vezanja raste;

- spojni kut- kut između zamišljenih ravnih linija koje prolaze kroz jezgre dvaju kemijski međusobno povezanih susjednih atoma;

Energija vezanja E CB - to je energija koja se oslobađa tijekom stvaranja ove veze i troši se na njezino kidanje, kJ / mol.

kovalentna veza - Kemijska veza nastala dijeljenjem para elektrona s dva atoma.

Objašnjenje kemijske veze pojavom zajedničkih elektronskih parova između atoma tvorilo je osnovu spinske teorije valencije, čiji je alat metoda valentne veze (MVS) , otkrio Lewis 1916. Za kvantno mehanički opis kemijske veze i strukture molekula koristi se druga metoda - metoda molekularne orbite (MMO) .

Metoda valentne veze

Osnovni principi stvaranja kemijske veze prema MVS:

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

2. Elektroni s antiparalelnim spinovima koji pripadaju dvama različitim atomima postaju uobičajeni.

3. Kemijska veza nastaje samo ako, kada se dva ili više atoma približe jedan drugome ukupna energija sustav pada.

4. Glavne sile koje djeluju u molekuli su električnog, Coulombovog podrijetla.

5. Što je veza jača, to se oblaci elektrona koji međusobno djeluju više preklapaju.

Postoje dva mehanizma formiranja kovalentna veza:

mehanizam razmjene. Veza nastaje dijeljenjem valentnih elektrona dva neutralna atoma. Svaki atom daje jedan nespareni elektron ukupnom broju elektronski par:

Riža. 7. Mehanizam izmjene za stvaranje kovalentne veze: a- nepolarni; b- polarni

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

veze, obrazovan prema donor-akceptorskom mehanizmu pripadaju kompleksni spojevi

Riža. 8. Donor-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

Kovalentna veza ima određene karakteristike.

Zasićenost - svojstvo atoma da stvaraju strogo određeni broj kovalentnih veza. Zbog zasićenosti veza, molekule imaju određeni sastav.

Orijentacija - t . e. veza se formira u smjeru maksimalnog preklapanja elektronskih oblaka . S obzirom na liniju koja spaja središta atoma koji tvore vezu, razlikuju se: σ i π (slika 9): σ-veza - nastaje preklapanjem AO duž linije koja povezuje središta atoma koji međusobno djeluju; π-veza je veza koja se javlja u smjeru osi okomite na ravnu liniju koja povezuje jezgre atoma. Orijentacija veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov geometrijski oblik. hibridizacija - to je promjena oblika nekih orbitala u stvaranju kovalentne veze kako bi se postiglo učinkovitije preklapanje orbitala. Kemijska veza nastala uz sudjelovanje elektrona hibridnih orbitala jača je od veze uz sudjelovanje elektrona nehibridnih s- i p-orbitala, budući da postoji veće preklapanje. razlikovati sljedeće vrste hibridizacija (slika 10, tablica 31): sp hibridizacija - jedna s-orbitala i jedna p-orbitala pretvaraju se u dvije identične "hibridne" orbitale, čiji je kut između osi 180°. Molekule u kojima dolazi do sp hibridizacije imaju linearnu geometriju (BeCl 2).

sp 2 hibridizacija- jedna s-orbitala i dvije p-orbitale prelaze u tri identične "hibridne" orbitale, čiji je kut između osi 120°. Molekule u kojima se provodi sp 2 hibridizacija imaju ravnu geometriju (BF 3 , AlCl 3).

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

Riža. 10. Tipovi hibridizacija valentnih orbitala: a - sp-hibridizacija valentnih orbitala; b - sp2- hibridizacija valentnih orbitala; u - sp 3 - hibridizacija valentnih orbitala