Составление графических формул по химии: Графические изображения формул неорганических соединений

Содержание

Графические изображения формул неорганических соединений



При графическом изображении формул веществ указывается последовательность расположения атомов в молекуле с помощью, так называемых валентных штрихов (термин «валентный штрих» предложил в 1858 г. А. Купер для обозначения химических сил сцепления атомов), иначе называемых валентной чертой (каждая валентная черта, или валентный штрих, эквивалентны одной паре электронов в ковалентных соединениях или одному электрону, участвующему в образовании ионной связи). Часто неправильно принимают графическое изображение формул за структурные формулы, приемлемые только для соединений с ковалентной связью и показывающие взаимное расположение атомов в молекуле.

Так, формула Nа—СL не является структурной, так как NаСI — ионное соединение, в его кристаллической решетке отсутствуют молекулы (молекулы NаСL существуют только в газовой фазе). В узлах кристаллической решетки NаСI находятся ионы, причем каждый
Nа+ окружен шестью хлорид-ионами. Это графическое изображение формулы вещества, показывающее, что ионы натрия не связаны между собой, а с хлорид-ионами. Не соединяются между собой и хлорид-ионы, они соединены с ионами натрия.

Покажем это на примерах. Мысленно предварительно «разбиваем» лист бумаги на несколько столбцов и выполняем действия согласно алгоритмам по графическому изображению формул оксидов, оснований, кислот, солей в следующем порядке.

Графическое изображение формул оксидов (например, Аl2O3)

                                                                                        III II

1. Определяем валентность атомов элементов в Аl2O3

2. Записываем химические знаки атомов металлов на первое место (первый столбец). Если атомов металлов больше одного, то записываем и в один столбец и обозначаем валентность (число связей между атомами) валентными штрихами

З. Второе место (столбец), тоже в один столбец, занимают химические знаки атомов кислорода, причем к каждому атому кислорода должно подходить по два валентных штриха, так как кислород двухвалентен

                                                                                                      lll   ll  l

Графическое изображение формул оснований (например Fе(ОН)3)

1. Определяем валентность атомов элементов Fе(ОН)3

2. На первом месте (первый столбец) пишем химические знаки атомов металла, обозначаем их валентность

З. Второе место (столбец) занимают химические знаки атомов кислорода, которые присоединяются одной связью к атому металла, вторая связь пока «свободна»

  


4. Третье место (столбец) занимают химические знаки атомов водорода, присоединяющихся на  «свободную» валентность атомов кислорода



Графическое изображение формул кислот (например, Н2SO4)

                                                                                       l  Vl  ll

1. Определяем валентность атомов элементов Н2SO4.

2. На первом месте (первый столбец) пишем химические знаки атомов водорода в один столбец с обозначением валентности

Н—

Н—

З. Второе место (столбец) занимают атомы кислорода, присоединяясь одной валентной связью к атому водорода, при этом вторая валентность каждого атома кислорода пока «свободна»

Н— О —

Н— О —

4. Третье место (столбец) занимают химические знаки атомов кислотообразователя с обозначением валентности

5. На «свободные» валентности атома кислотообразователя присоединяются атомы кислорода согласно правилу валентности

Графическое изображение формул солей

Средние соли (например, Fe2SO4)3) В средних солях все атомы водорода кислоты замещены на атомы металла, поэтому при графическом изображении их формул первое место (первый столбец) занимают химические знаки атомов металла с обозначением валентности, а далее — как в кислотах, то есть второе место (столбец) занимают химические знаки атомов кислорода, третье место (столбец) — химические знаки атомов кислотообразователя, их три и они присоединяются к шести атомам кислорода.

На «свободные» валентности кислотообразователя присоединяются атомы кислорода согласно правилу валентности

  

Кислые соли (например, Ва(Н2PO4)2) Кислые соли можно рассматривать как продукты частичного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла, поэтому при составлении графических формул кислых солей на первое место (первый столбец) записывают химические знаки атомов металла и водорода с обозначением валентности

Н—

Н—

Ва =

Н—

Н—

Второе место (столбец) занимают химические знаки атомов кислорода

Третье место (столбец) — химические знаки атомов кислотообразователя,  на «свободные»  валентности кислотообразователя присоединяются атомы кислорода согласно правилу валентности

Основные соли (например, А1ОНSO4) Основные соли определяем, чем как продукт частичного замещения группы ОН основания на кислотный остаток. При составлении графических формул основных солей первое место (столбец) занимают химические знаки атомов металлов с обозначением валентности, второе (столбец) — химические знаки атомов металлов кислорода, третье — химические знаки атомов водорода и кислотообразователя с обозначением соответствующей валентности. На «свободные»  валентности атома кислотообразователя присоединяются атомы кислорода согласно правилу валентности


По графическому изображению формул веществ можно судить об их свойствах, определяют истинную степень окисления, например, Na+1–О-1 –О-1Na+1    или в органических соединениях 


Структурная формула  Фосфата кальция  Ca3(PO4)2      Ca+23(P+5O-24)2



Формула химическая графическое изображение — Справочник химика 21

    Валентность, Понятие об эквиваленте. Грамм-эквивалент, Химические формулы. Определение валентности элементов по формулам их соединений. Составление формул ио валентности. Графическое изображение формул. Химические уравнения. Составление уравнений химических реакций. [c.11]

    Химические формулы 7, 171 —172, 179—181, 185 Графическое изображение формул 26, 53, 64, 185. 

[c.186]


    Язык графических изображений стругстурных формул, принятый со времен Бутлерова, верно н наглядно передавал распределение межатомных связей в органических соединениях. Потому-то он до сих пор служит химпку-органику в его созидательной работе. Но тогда уже было ясно, что этот язык весьма скупо раскрывал сущность химических взаимоотношений атомов в молекуле. [c.195]

    Графическое изображение простейших структур гидроксидов и солей кислородных кислот должно подчиняться правилу, основанному на представлениях о степени окисления атомов химических элементов. Так, графические формулы сульфата меди и гидроксида алюминия, изображенные в соответствии со степенями окисления (формальными зарядами) элементов [c.265]

    Графические формулы служат для более наглядного изображения химического соединения. При таком изображении символы элементов соединены черточками, изображающими связующие электронные пары. Количество черточек у каждого элемента равно его валентности в данном соединении. Графическая формула показывает последовательность соединения атомов друг с другом в молекуле (табл. 12). [c.26]

    Графическое изображение мы применяли для записи реакций, чтобы наглядно представить перегруппировку атомов при реакциях. При такой форме записи с помощью незначительных изменений можно очень просто и наглядно, хотя и недостаточно подробно, показать результат реакции. Химическим формулам отдают предпочтение перед изображением атомов и молекул. Так, формула элементарного Ъодорода — На, элементарного кислорода — Оа и воды — НаО. Используя для обозначения молекул формулы, рис. 3-3 можно заменить следующими выражениями  

[c.63]

    В одном из приближенных методов решения уравнения Шредингера (2), в так называемом методе валентных схем, вводятся спин-функции и их графические изображения ( валентные схемы ), причем эти графические изображения спин-функций метода валентных схем внешне напоминают формулы химического строения классической теории. В литературе распространено мнение, что спин-функции метода валентных схем являются квантово-механическими аналогами понятия порядка химической связи классической теории, а их графи- [c.48]

    У каждого из них имеются свои достоинства и недостатки. Пользование молекулярными моделями помогает в создании образного представления об истинной объемной структуре молекулы в трехмерном пространстве. Тем не менее было бы затруднительно пользоваться для изображения пространственного строения молекул только молекулярными моделями. Для графического изображения пространственного строения органических молекул на плоскости привлекают стерео-химические и проекционные формулы.

[c.59]


    Гипотеза о том, что квантово-механическим аналогом понятия порядка химической связи атомов в молекуле является спин-функция или некоторое среднее из набора спин-функций. Следующее из этой гипотезы положение о том, что квантово-механическим аналогом формулы химического строения классической теории является графическое изображение спин-функции или некоторое среднее взвешенное из определенного набора таких изображений. [c.26]

    Очевидно, что эти графические изображения внешне аналогичны формулам химического строения, которые можно написать для молекулы Нг [c.53]

    Следовательно, в противоположность тому, что часто утверждается, в методе валентных схем между спин-функциями и их графическими изображениями, с одной стороны, и порядком химической связи атомов и формулой химического строения, с другой, нельзя установить однозначного соответствия. [c. 56]

    Несостоятельность положения о том, что спин-функции и их графические изображения в методе валентных схем будто бы являются квантово-механическими аналогами понятий порядка химической связи и формулы строения показана выше на простейшем примере молекулы Нг и элементарном варианте метода валентных схем. Однако это может быть сделано аналогичным путем и для более общих вариантов метода валентных схем по отношению к любым многоядерным химическим частицам. [c.56]

    Нетрудно показать, что экспериментальные данные также опровергают попытки трактовать спин-функции метода валентных схем и их графические изображения как квантовомеханические аналоги понятий порядка химической связи и формулы строения соответственно. [c.56]

    Через несколько месяцев после выступления Бутлерова на заседании Химического общества в Париже была опубликована статья Купера [19], в которой он подверг критике теорию типов и указал, что для понимания химических свойств соединений необходимо учитывать химическое сродство элементов, из которых состоит соединение, избирательность сродства и валентность. Независимо от Кекуле Купер пришел к выводу о четырехвалентности углерода и о способности углеродных атомов соединяться друг с другом. Исходя из этих положений, Купер предложил для изображения органических соединений графические формулы, в которых впервые была сделана попытка изображать валентные связи черточками или пунктиром, например  [c.27]

    Таким образом, экспериментальные факты, число которых можно было бы значительно увеличить, опровергают положение о том, что спин-функции метода валентных схем и их графические изображения являются квантово-механическими аналогами понятий порядок химической связи и формула химического строения классической теории. [c.57]

    В остальном детали графического изображения химического строения молекулы не предопределяются теорией химического строения и должны выбираться в зависимости от свойств и реального состояния молекулы, в зависимости от тех особенностей их химического строения, которые должны быть переданы формулой химического строения.[c.38]

    Сложной проблемой является графическое изображение структурной формулы бензола и его производных. В формуле Кекуле, предложенной для бензола более ста лет назад, подразумевается, что бензол действительно является циклогексатриеном. Это представление, однако, не объясняет физических и химических свойств бензола, и долгое время считалось, что двойные связи могут осциллировать внутри кольца следующим образом  [c.25]

    Формулы химического строения классической теории. Для графического изображения последовательности и кратности главных взаимодействий — химических связей атомов в молекулах вво дятся так называемые формулы химического строения. В этих формулах эффективные атомы, входящие в состав молекул, изобра жаются символами соответствующих химических элементов, а главные взаимодействия, имеющие место между определенными парами атомов (химические связи), изображаются таким числом [c.50]

    Способы изображения циклических форм моносаха-идов Графическое изображение циклических форм вызы-ает определенные трудности Самый простой способу с по-ющью проекционных формул Фишера, предполагает тран-формацию проекционной формулы открытой формы мо-озы в циклическую и применение изогнутой линии для зображения химических связей, образуемых атомом кис-орода, входящим в цикл [c. 759]

    О том, что создание на основе учения об атомности теории химического строения было вполне своевременным, свидетельствует и работа венского физика Лошмидта Конституционные формулы органической химии в графическом изображении — первая часть его Химических исследований , которая вышла в 1861 г. в Вене отдельной брошюрой в издании автора. Так как оригинальное издание представляет собой библиографическую редкость, мы даем ссылки на ее переиздание, с ценными примечаниями Аншюца, в Оствальдовской серии Классиков точных наук [30]. Работа Лошмидта вышла, по-видимому, в самом конце 1861 г., потому что в hemis hes entralblatt на нее дана ссылка позднее, чем на доклад Бутлерова О химическом строении веществ , прочитанный в сентябре того же года. Тем не менее нет ни малейшего сомнения в том, что работа Лошмидта имеет вполне самостоятельное значение, хотя из содержания ее видно, что он тщательно следил за химической литературой вплоть до середины 1861 г. (хотя ссылок на теоретические работы Кекуле и других химиков у него нет).[c.90]


    Всякое графическое изображение конечного множества некоторых элементов и взаимосвязей между ними можно назвать графом. Графы характеризуют какое-то определенное состояние системы (план местности, карту электрических цепей, административное деление), взаимосвязи атомов в химических соединениях (структурные формулы, кристаллические структуры), план некоторых действий (расписание спортивных игр, карта путешествия, последовательность операций). Граф в общем случае состоит из вершин (узлов) — условных изображений составляющих его элементов и ребер — линий, соединяющих все или некоторые эти вершины. Вершины, соединенные данным ребром, называют смежными. Г ебра, имеющие определенное направление, указывающие на порядок взаимодействия вершин (направление пути, степень подчиненности и т. п.), называются ориентированными ребрами, они изображаются стрелками (около или на них). Граф, содержащий ориентированные ребра, именуют ориентированным (орграфом). В нем каждому ребру может быть приписан определенный физический смысл. Возможно сочетание в графе ориентированных и неориентированных ребер. [c.169]

    Несмотря на славу, Кекуле-оставался скромным человеком и никогда не преувеличивал своих личных заслуг. Он чувствовал себя звеном в общей цепи исследователей, всегда рассматривал свою работу в связи с работами своих современников и предшественников. Он знал, что в России химик Бутлеров в тяжелых условиях получил ценные сведения о химической структуре органических соединений . Он ценил работы Франкланда и Купера. Позже Кекуле узнал, что уже в 1861 году физик Лошмидт в своей работе Структурные формулы в органической химии в графическом изображении рассматривал бензол как кольцо и предположил существование шестивалентного бензольного ядра . Но представления Лошмидта оставались несовершенными, и он был недостаточно твердо убежден в их справедливости, чтобы развивать дальше. Кекуле утверждал Мы все стоим на плечах наших предшественников, и поэтому не удивительно, что видим [c. 102]

    Рис. 67 и 68 дают вполне наглядное представление о строении коллоидных частиц и мицелл. Но изображение их довольно громоздкое, гребует много места и времени. Поэтому мицеллы чаще изображают в виде так называемых коллоидно-химических формул. Коллоиднохимические формулы имеют такое же отношение к приведенным рисункам, как валовые формулы химических соединений к графическим (структурным) формулам, например НаО и Н—О—Н. Для рассмотренных случаев [c.239]

    Первым процессором является блок кодирования структурной химической информации. При рассмотреинн структурной формулы химик видит (т. е. зрительно выделяет) различш.ю ее фрагменты, взаиморасположение различных фрагментов (гетероатомов, заместителей и т. д.). Для моделирования на ЭВМ видения структурной формулы, ее анализа, классификации и т. д. необходимо нро 1 л,е всего представить структурную формулу и виде линейного набора символов (линейной записи, кода), доступного д.тя машинного погшмаиия , т. е. допускающего формализованный (алгоритмический) анализ. Совокупность грамматических правил и соответствующей лексики, позволяющая прообразовать графическое изображение структурной формулы в линейную запись, называется входным языком или системой кодирования органических соединений. В качестве блока кодирования АИС может служить оператор, использующий соответствующую систему кодирования, или полуавтомат (папример, специализированная пишущая машинка), или устройство автоматического считывания графи- [c.39]

    Ш. Мариньяк открыл редкоземельный элемент иттербий. Дж. Гиббс вывел формулу для определения тепловых эффектов химических процессов, протекающих в гальванических элементах предложил графическое изображение состояния трехкомпонентной системы (треугольник Гиббса). [c.565]

    Хотя структура данных в нашей программе довольно проста, необходимо ввести сравнительно много данных, описывающих общие химические фрагменты. Для облегчения этой задачи мы адаптировали стандартную подпрограмму обработки графического отображения для передачи схематического изображения структурной формулы машине APPLE(TM), которая будет передавать информацию ЭВМ YBER 720 Университета шт. Виргиния. Основной процесс обработки данных осуществляется с помощью локальной версии лисп Университета шт. Техас (версия 5.1). [c.533]

    В зависимости от той или иной машинной формы записи структурной формулы алгоритмы генерации выходной двумерной диаграммы структурной формулы будут иметь определенные особенности. Вместе с тем в этих алгоритлшх многое должно быть общим в связи с тем, что конечный результат работы алгоритма— двумерное изображение — в принципе одинаково для различных ИПС. При реализации любого алгоритма приходится сталкиваться с примерно аналогичными трудностями. Немало общего должно быть у алгоритмов вывода структурной химической информации и алгоритмов вывода других видов графической информации. [c.173]

    Информация с бланка должна быть введена в автоматизированную йнформационную систему. Для этого, по-видимому, рационально использовать графические, бескодовые методы, в частности, читающие автоматы, химические пишущие машинки или методы графического ввода [112]. При графическом вводе структурные формулы рисуются оператором на плоскости при помощи специальной головки, непосредственно связанной с ЭВМ, и их изображения появляются на экране катодной трубки. Аналогичным Ьбразом функционируют устройства, снабженные световым пером , также дающим изображения на экране катодной трубки. Представляется возможным графически вводить структурные уравнения реакций с выделенными образующимися и разрывающимися связями и с использованием переменных радикалов. Структурные единицы, соответствующие значениям этих радикалов в отдельных реакциях, объединяемых данным уравнением, вводятся аналогично. Текстовая часть регистрационных бланков, содержащая информацию об условиях проведения реакций, свойствах соединений и т. п., может быть введена при помощи устройства типа пишущей машинки, также связанной с ЭВМ. Одна ЭВМ может быть связана с достаточно большим числом выносных пультов, а также с устройством графического вывода, позволяющим получить из машины изображения химических структурных формул в привычном для химика виде. Для этих целей было использовано устройство типа графопостроителя [112]. При массовом вводе химической информации более эффективным для контрольного вывода может оказаться быстродействующее фотонаборное устройство, управляемое ЭВМ. [c.230]

    Действенным оказалось [112] применение методов непосредственного графического ввода и вывода химической структурной информации, описанных в конце гл. 10. Структурная формула целевого соединения вводится в ЭВМ при помощи электростатического пера, причем и в процессе рисования формулы ее изображение появляется па экране катодной трубки. Структурная информация, вырабатываемая машиной в процессе решения задачи, выводится на экраны. Это формулы возможных соединений-предшественников и диаграммы (в частности, деревья) синтеза. Приказы химика также вводятся при помощи механического пера путем указания на одно из возможных командных слов, высвечиваемых на нескольких экранах. Для фиксации на бумаге структурных формул и выбранных вариантов диаграмм синтеза используется управляемый ЭВМ графопостроитель. Процедуры ввода и вывода структурных формул (с записью на бумаге) занимают немного времени. Ввод формулы слонаюго органического соединения занимает порядка 30 сек, а вывод через графопостроитель — около 2 сек на структуру. [c.295]

    Почему же получается та что из молекулярной формулы совсем не обязательно удается вывести структурную формулу вещества Ответ на этот вопрос состоит в том, что молекулярная формула не содержит никаких сведений относительно расположения атомов в молекуле, а во всех случаях, за исключением самых простых, набор атомов, представленный в молекулярной формуле, может располагаться более чем одним способом без нарушения правил валентности, выражающих способность атомов связываться друг с другом. Так, если взять молекулярную формулу из вышеприведенного примера, т. е. С2Н4С12, то можно написать две различные структурные формулы (рис. 1.2, й и б), причем обе они соответствуют молекулярной формуле С2Н4С1г и правилам четырехвалентности углерода и одновалентности водорода и хлора. Эти две структуры в действительности соответствуют двум реально существующим и различным веществам, обладающим неодинаковыми физическими и химическими свойствами. О таких веществах говорят, что они являются изомерами друг друга. Изомерия, смысл которой заключается в том, что несколько отличных друг от друга веществ обладают одной и той же молекулярной формулой, очень широко распространена в органической химии, и это обстоятельство резко ограничивает полезность молекулярной формулы. Поэтому для вещества обычно необходимо приводить структурную формулу (иначе называемую графической или формулой строения), иногда в сжатом виде. В сжатой формуле изображаются не все связи между атомами, но приводятся все необходимые детали для однозначного изображения расположения атомов. Так, например, приведенные ниже формулы являются сжатыми формулами изомеров, представленных в виде полных формул на рис. 1.2, и они полностью отображают разницу между этими изомерами. [c.16]


Электронная и электронно-графическая формула в химии

Что такое электронная и электронно-графическая формула

Наиболее часто электронные формулы записывают для атомов в основном или возбужденном состоянии и для ионов.

Существует несколько правил, которые необходимо учитывать при составлении электронной формулы атома химического элемента. Это принцип Паули, правила Клечковского или правило Хунда.

Составление электронной и электронно-графической формулы

При составление электронной формулы следует учитывать, что номер периода химического элемента определяет число энергетических уровней (оболочек) в атоме, а его порядковый номер количество электронов.

Согласно правилу Клечковского, заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях этой суммы – в порядке возрастания n:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.

Так, значению n + l = 5 соответствуют энергетические подуровни 3d (n = 3, l=2), 4d (n=4, l=1) и 5s (n=5, l =0). Первым из этих подуровней заполняется тот, у которого ниже значение главного квантового числа.

Поведение электронов в атомах подчиняется принципу запрета, сформулированному швейцарским ученым В. Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа. Согласно принципу Паули, на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел (главное, орбитальное и магнитное), могут находиться только два электрона, отличающиеся значением спинового квантового числа. Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа.

Электронную формулу атома изображают следующим образом: каждому энергетическому уровню соответствует определенное главное квантовое число n, обозначаемое арабской цифрой; за каждой цифрой следует буква, соответствующая энергетическому подуровню и обозначающая орбитальное квантовое число. Верхний индекс у буквы показывает число электронов, находящихся в подуровне. Например, электронная формула атома натрия имеет следующий вид:

11N 1s22s22p63s1.

При заполнение электронами энергетических подуровней также необходимо соблюдать правило Хунда: в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным, что наиболее наглядно отражается при составлении электронно-графических формул.

Электронно-графические формулы обычно изображают для валентных электронов. В такой формуле все электроны помечаются стрелочками, а ячейками (квадратиками) – орбитали. В одной ячейке не может находиться более двух электронов. Рассмотрим на примере ванадия. Сначала записываем электронную формулу и определяем валентные электроны:

+74 W)2)8)18)32)12)2;

1s22s22p63s23p63d104s24p64f145s25p65d46s2.

Внешний энергетический уровень атома вольфрама содержит 6 электронов, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Примеры решения задач

Электронно графические формулы. Как составить электронную формулу химического элемента в неорганической химии

    Задача составления электронной формулы химического элемента не самая простая.

    Итак, алгоритм составления электронных формул элементов такой:

    • Сначала записываем знак хим. элемента, где внизу слева от знака указываем его порядковый номер.
    • Далее по номеру периода (из которого элемент) определяем число энергетических уровней и рисуем рядом со знаком хим-го элемента такое количество дуг.
    • Затем по номеру группы число электронов на внешнем уровне, записываем под дугой.
    • На 1 — ом уровне максимально возможно 2е, на втором уже 8, на третьем — целых 18. Начинаем ставить числа под соответствующими дугами.
    • Число электронов на предпоследнем уровне нужно рассчитывать так: из порядкового номера элемента отнимается число уже проставленных электронов.
    • Остается превратить нашу схему в электронную формулу:

    Вот электронные формулы некоторых химических элементов:

    1. Пишем химический элемент и его порядковый номер.Номер показывает кол-во электронов в атоме.
    2. Составляем формулу. Для этого нужно узнать количество энергетических уровней, основой для определения берется номер периода элемента.
    3. Разбиваем уровни на под уровни.

    Ниже можно увидеть пример, как правильно составлять электронные формулы химических элементов.

  • Составить электронные формулы химических элементов нужно таким способом: нужно посмотреть номер элемента в таблице Менделеева, таким образом узнать сколько у него электронов. Затем нужно узнать количество уровней, который равен периоду. Затем пишутся подуровни и они заполняются:

    Первым делом вам надо определить число атомов согласно таблицы Менделеева.

    Для составления электронной формулы вам понадобится периодическая система Менделеева. Находите ваш химический элемент там и смотрите период — он будет равен числу энергетических уровней. Номер группы будет соответствовать численно количеству электронов на последнем уровне. Номер элемента будет количественно равен числу его электронов.Так же вам четко надо знать, что на первом уровне есть максимум 2 электрона, на втором — 8, на третьем — 18.

    Это основные моменты. Ко всему прочему в интернете (в том числе и нашем сайте) вы можете найти информацию с уже готовой электронной формулой для каждого элемента, так вы сможете проверить себя.

    Составление электронных формул химических элементов очень даже сложный процесс, без специальных таблиц тут не обойтись, да и формул нужно применять целую кучу. Вкратце для составления нужно пройти по этим этапам:

    Нужно составить орбитальную диаграмму, в которой будет понятие отличия электронов друг от друга. В диаграмме выделяются орбитали и электроны.

    Электроны заполняются по уровням, снизу в верх и имеют несколько подуровней.

    Итак вначале узнам общее количество электронов заданного атома.

    Заполняем формулу по определнной схеме и записываем — это и будет электронной формулой.

    Например у Азота эта формула выглядит так, сначала разбираемся с электронами:

    И записываем формулу:

    Чтобы понять принцип составления электронной формулы химического элемента , для начала нужно определить по номеру в таблице Менделеева общее количество электронов в атоме. После этого нужно определить число энергетических уровней, взяв за основу номер периода, в котором находится элемент.

    После этого уровни разбиваются на подуровни, которые заполняют электронами, основываясь на Принципе наименьшей энергии.

    Можно проверить правильность своих рассуждений, заглянув, например, сюда .

    Составив электронную формулу химического элемента, можно узнать, сколько электронов и электронных слоев в конкретном атоме, а также порядок их распределения по слоям.

    Для начала определяем порядковый номер элемента по таблице Менделеева, он соответствует числу электронов. Количество электронных слоев указывает на номер периода, а количество число электронов на последнем слое атома соответствует номеру группы.

    • сначала заполняем s-подуровень, а потом р-, d- b f-подуровни;
    • по правилу Клечковского электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии этих орбиталей;
    • по правилу Хунда электроны в пределах одного подуровня занимают свободные орбитали по одному, а потом образуют пары;
    • по принципу Паули на одной орбитали больше 2 электронов не бывает.
  • Электронная формула химического элемента показывает сколько электронных слоев и сколько электронов содержится в атоме и как они распределены по слоям.

    Чтобы составить электронную формулу химического элемента, нужно заглянуть в таблицу Менделеева и использовать полученные сведения для данного элемента. Порядковый номер элемента в таблице Менделеева соответствует количеству электронов в атоме. Число электронных слоев соответствует номеру периода, число электронов на последнем электронном слое соответствует номеру группы.

    Необходимо помнить, что на первом слое находится максимум 2 электрона 1s2, на втором — максимум 8 (два s и шесть р: 2s2 2p6), на третьем — максимум 18 (два s, шесть p, и десять d: 3s2 3p6 3d10).

    Например, электронная формула углерода: С 1s2 2s2 2p2 (порядковый номер 6, номер периода 2, номер группы 4).

    Электронная формула натрия: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (порядковый номер 11, номер периода 3, номер группы 1).

    Для проверки правильности написания электронной формулы можно заглянуть на сайт www.alhimikov.net.

    Составление электронной формулы хим.элементов на первый взгляд может показаться довольно сложным занятием, однако все станет понятно, если придерживаться следующей схемы:

    • сперва пишем орбитали
    • вставляем перед орбиталями числа, которые указывают номер энергетического уровня. Не забываем формулу для определения максимального количества электронов на энергетическом уровне: N=2n2

    А как узнать число энергетических уровней? Просто посмотрите таблицу Менделеева: это число равно номеру периода, в котором данный элемент находится.

    • над значком орбитали пишем число, которое обозначает количество электронов, которые находятся на этой орбитали.

    Например, электронная формула скандия будет выглядеть таким образом.

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского «веретено»), то есть обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемой оси: по часовой или против часовой стрелки. Этот принцип носит название принципа Паули.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, то есть электроны с противоположными спинами.

На рисунке 5 показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни.

S-Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода (s = 1) располагается на этой орбитали и неспарен. Поэтому его электронная формула или электронная конфигурация будет записываться так: 1s 1 . В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой (1 …), латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа вверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.

Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной s-орбитали, эта формула: 1s 2 .

Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий — это благородный газ.

На втором энергетическом уровне (n = 2) имеется четыре орбитали: одна s и три р. Электроны s-орбитали второго уровня (2s-орбитали) обладают более высокой энергией, так как находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны 1s-орбитали (n = 2).

Вообще, для каждого значения n существует одна s-орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения n.

Р-Орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки. Все три р-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с n = 2, имеет три р-орбитали. С увеличением значения n электроны анимают р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям х, у, г.

У элементов второго периода (n = 2) заполняется сначала одна в-орбиталь, а затем три р-орбитали. Электронная формула 1л: 1s 2 2s 1 . Электрон слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион Li+.

В атоме бериллия Ве 0 четвертый электрон также размещается на 2s-орбитали: 1s 2 2s 2 . Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются — Ве 0 при этом окисляется в катион Ве 2+ .

У атома бора пятый электрон занимает 2р-орбиталь: 1s 2 2s 2 2р 1 . Далее у атомов С, N, О, Е идет заполнение 2р-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: 1s 2 2s 2 2р 6 .

У элементов третьего периода заполняются соответственно Зв- и Зр-орбитали. Пять d-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:

Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, то есть записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул.

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно 4я- и 5я-орбитали: 19 К 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие 3d- и 4d- орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Тг 2, 8, 18, 13, 2. Как правило, тогда, когда будет заполнен предыдущий d-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно 4р- и 5р) р-подуровень.

У элементов больших периодов — шестого и незавершенного седьмого — электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступят на внешний в-подуровень: 56 Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Гг 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; следующий один электрон (у Nа и Ас) на предыдущий (p-подуровень: 57 Lа 2, 8, 18, 18, 9, 2 и 89 Ас 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4f- и 5f-орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов.

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень): у элементов побочных подгрупп: 73 Та 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, — и, наконец, только после полного заполнения десятью электронами сйгоду-ровня будет снова заполняться внешний р-подуровень:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули, согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда, согласно которому электроны занимают свободные ячейки (орбитали), располагаются в них сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

В заключение еще раз рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И.Менделеева. Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

В атоме гелия первый электронный слой завершен — в нем 2 электрона.

Водород и гелий — s-элементы, у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.

Элементы второго периода

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен и электроны заполняют е- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s-, а затем р) и правилами Паули и Хунда (табл. 2).

В атоме неона второй электронный слой завершен — в нем 8 электронов.

Таблица 2 Строение электронных оболочек атомов элементов второго периода

Окончание табл. 2

Li, Ве — в-элементы.

В, С, N, О, F, Nе — р-элементы, у этих атомов заполняются электронами р-орбитали.

Элементы третьего периода

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать Зs-, 3р- и Зd-подуровни (табл. 3).

Таблица 3 Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода

У атома магния достраивается Зs-электронная орбиталь. Nа и Mg— s-элементы.

В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) 8 электронов. Как внешний слой, он завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов третьего периода остаются незаполненными Зd-орбитали.

Все элементы от Аl до Аг — р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень (табл. 4), так как он имеет меньшую энергию, чем Зй-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода: 1) обозначим условно графическую электронную формулу аргона так:
Аr;

2) не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.

Таблица 4 Строение электронных оболочек атомов элементов четвертого периода

К, Са — s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от Sс до Zn заполняется электронами Зй-подуровень. Это Зй-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4я- на Зй-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций Зd 5 и Зd 10:

В атоме цинка третий электронный слой завершен — в нем заполнены все подуровни 3s, Зр и Зd, всего на них 18 электронов.

У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень: Элементы от Gа до Кr — р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f- подуровни.

У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: 5s-> 4d -> 5р. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у 41 Nb, 42 MO и т.д.

В шестом и седьмом периодах появляются элементы, то есть элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

4f-Элементы называют лантаноидами.

5f-Элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Сs и 56 Ва — 6s-элементы;

57 Lа… 6s 2 5d 1 — 5d-элемент; 58 Се — 71 Lu — 4f-элементы; 72 Hf — 80 Нg — 5d-элементы; 81 Тl— 86 Rn — 6р-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f подуровней, то есть nf 7 и nf 14 .

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства или блока (рис. 7).

1) s-Элементы; заполняется электронами в-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;

2) р-элементы; заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня атома; к р элементам относятся элементы главных подгрупп III—VIII групп;

3) d-элементы; заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I—VIII групп, то есть элементы вставных декад больших периодов, расположенные между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами;

4) f-элементы, заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.

1. Что было бы, если бы принцип Паули не соблюдался?

2. Что было бы, если бы правило Хунда не соблюдалось?

3. Составьте схемы электронного строения, электронные формулы и графические электронные формулы атомов следующих химических элементов: Са, Fе, Zr, Sn, Nb, Hf, Ра.

4. Напишите электронную формулу элемента № 110, используя символ соответствующего благородного газа.

5. Что такое «провал» электрона? Приведите примеры элементов, у которых это явление наблюдается, запишите их электронные формулы.

6. Как определяется принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству?

7. Сравните электронную и графическую электронную формулы атома серы. Какую дополнительную информацию содержит последняя формула?

Выясним, как составить электронную формулу химического элемента. Этот вопрос является важным и актуальным, так как дает представление не только о строении, но и о предполагаемых физических и химических свойствах рассматриваемого атома.

Правила составления

Для того чтобы составить графическую и электронную формулу химического элемента, необходимо иметь представление о теории строения атома. Начнем с того, что есть два основных компонента атома: ядро и отрицательные электроны. Ядро включает в себя нейтроны, которые не имеют заряда, а также протоны, обладающие положительным зарядом.

Рассуждая, как составить и определить электронную формулу химического элемента, отметим, что для нахождения числа протонов в ядре, потребуется периодическая система Менделеева.

Номер элемента по порядку соответствует количеству протонов, находящихся в его ядре. Номер периода, в котором располагается атом, характеризует число энергетических слоев, располагаются на которых электроны.

Для определения количества нейтронов, лишенных электрического заряда, необходимо из величины относительной массы атома элемента, отнять его порядковый номер (количество протонов).

Инструкция

Для того чтобы понять, как составить электронную формулу химического элемента, рассмотрим правило заполнения отрицательными частицами подуровней, сформулированное Клечковским.

В зависимости от того, каким запасом свободной энергии обладают свободные орбитали, составляется ряд, характеризующий последовательность заполнения уровней электронами.

Каждая орбиталь содержит всего два электрона, которые располагаются антипараллельными спинами.

Для того чтобы выразить структуру электронных оболочек, применяют графические формулы. Как выглядят электронные формулы атомов химических элементов? Как составлять графические варианты? Эти вопросы включены в школьный курс химии, поэтому остановимся на них подробнее.

Существует определенная матрица (основа), которую используют при составлении графических формул. Для s-орбитали характерна только одна квантовая ячейка, в которой противоположно друг другу располагается два электрона. Их в графическом виде обозначаются стрелками. Для р-орбитали изображают три ячейки, в каждой также находится по два электрона, на d орбитали располагается десять электронов, а f заполняется четырнадцатью электронами.

Примеры составления электронных формул

Продолжим разговор о том, как составить электронную формулу химического элемента. Например, нужно составить графическую и электронную формулу для элемента марганца. Сначала определим положение данного элемента в периодической системе. Он имеет 25 порядковый номер, следовательно, в атоме располагается 25 электронов. Марганец — это элемент четвертого периода, следовательно, у него четыре энергетических уровня.

Как составить электронную формулу химического элемента? Записываем знак элемента, а также его порядковый номер. Пользуясь правилом Клечковского, распределяем по энергетическим уровням и подуровням электроны. Последовательно располагаем их на первом, втором, а также третьем уровне, вписывая в каждую ячейку по два электрона.

Далее суммируем их, получая 20 штук. Три уровня в полном объеме заполнены электронами, а на четвертом остается только пять электронов. Учитывая, что для каждого вида орбитали характерен свой запас энергии, оставшиеся электроны распределяем на 4s и 3d подуровень. В итоге готовая электронно-графическая формула для атома марганца имеет следующий вид:

1s2 / 2s2, 2p6 / 3s2, 3p6 / 4s2, 3d3

Практическое значение

С помощью электронно-графических формул можно наглядно увидеть число свободных (неспаренных) электронов, определяющих валентность данного химического элемента.

Предлагаем обобщенный алгоритм действий, с помощью которого можно составить электронно-графические формулы любых атомов, располагающихся в таблице Менделеева.

В первую очередь необходимо определить количество электронов, используя периодическую систему. Цифра периода указывает на численность энергетических уровней.

Принадлежность к определенной группе связана с количеством электронов, находящихся на наружном энергетическом уровне. Подразделяют уровни на подуровни, заполняют их с учетом правила Клечковского.

Заключение

Для того чтобы определить валентные возможности любого химического элемента, расположенного в таблице Менделеева, необходимо составить электронно-графическую формулу его атома. Алгоритм, приведенный выше, позволит справиться с поставленной задачей, определить возможные химические и физические свойства атома.

Записывается в виде так называемых электронных формул. В электронных формулах буквами s, p, d, f обозначаются энергетические подуровни электронов; цифры впереди букв означают энергетический уровень, в котором находится данный электрон, а индекс вверху справа — число электронов на данном подуровне. Чтобы составить электронную формулу атома любого элемента, достаточно знать номер данного элемента в периодической системе и выполнить основные положения, которым подчиняется распределение электронов в атоме.

Структура электронной оболочки атома может быть изображена и в виде схемы размещения электронов по энергетическим ячейкам.

Для атомов железа такая схема имеет следующий вид:

На этой схеме наглядно видно выполнение правила Гунда . На Зd-подуровне максимальное количество, ячеек (четыре) заполнено неспаренными электронами. Изображение структуры электронной оболочки в атоме в виде электронных формул и в виде схем наглядно не отражает волновых свойств электрона.

Формулировка периодического закона в редакции Д.А. Менделеева : свойства простых тел, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости величины атомных весов элементов.

Современная формулировка Периодического закона : свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов.

Таким образом, положительный заряд ядра (а не атомная масса) оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений

Валентность это число химических связей, которым один атом связан с другим.
Валентные возможности атома определяются числом неспаренных электронов и наличием на внешнем уровне свободных атомных орбиталей. Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.

Стехиометрическая валентность химического элемента это число эквивалентов, которое может к себе присоединить данный атом, или — число эквивалентов в атоме.

Эквиваленты определяются по числу присоединённых или замещённых атомов водорода , поэтому стехиометрическая валентность равна числу атомов водорода, с которыми взаимодействует данный атом. Но свободно взаимодействуют не все элементы, а с кислородом — практически все, поэтому стехиометрическую валентность можно определить как удвоенное число присоединённых атомов кислорода.

Например, стехиометрическая валентность серы в сероводороде H 2 S равна 2, в оксиде SO 2 — 4 , в оксиде SO 3 -6.

При определении стехиометрической валентности элемента по формуле бинарного соединения следует руководствоваться правилом: суммарная валентность всех атомов одного элемента должна быть равна суммарной валентности всех атомов другого элемента.

Степень окисления также характеризует состав вещества и равна стехиометрической валентности со знаком плюс (для металла или более электроположительного элемента в молекуле) или минус.

1. В простых веществах степень окисления элементов равна нулю.

2. Степень окисления фтора во всех соединениях равна -1. Остальные галогены (хлор, бром, иод) с металлами, водородом и другими более электроположительными элементами тоже имеют степень окисления -1, но в соединениях с более электроотрицательными элементами они имеют положительные значения степеней окисления.

3. Кислород в соединениях имеет степень окисления -2; исключением являются пероксид водорода Н 2 О 2 и его производные (Na 2 O 2 , BaO 2 и т.п., в которых кислород имеет степень окисления -1, а также фторид кислорода OF 2 , степень окисления кислорода в котором равна +2.

4. Щелочные элементы (Li, Na, K и др.) и элементы главной подгруппы второй группы Периодической системы (Be, Mg, Ca и др.) всегда имеют степень окисления, равную номеру группы, то есть +1 и +2, соответственно.

5. Все элементы третьей группы, кроме таллия имеют постоянную степень окисления, равную номеру группы, т.е. +3.

6. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы, а низшая — разности: № группы — 8. Например, высшая степень окисления азота (он расположен в пятой группе) равна +5 (в азотной кислоте и её солях), а низшая равна -3 (в аммиаке и солях аммония).

7. Степени окисления элементов в соединении компенсируют друг друга так, что их сумма для всех атомов в молекуле или нейтральной формульной единице равна нулю, а для иона — его заряду.

Эти правила можно использовать для определения неизвестной степени окисления элемента в соединении, если известны степени окисления остальных, и составления формул многоэлементных соединений.

Сте?пень окисле?ния (окислительное число, ) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций.

Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность . Степень окисления атома равна численной величине электрического заряда, приписываемого атому в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов (то есть исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов).

Степень окисления соответствует числу электронов, которое следует присоединить к положительному иону, чтобы восстановить его до нейтрального атома, или отнять от отрицательного иона, чтобы окислить его до нейтрального атома:

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

Свойства элементов, зависящие от строения электронной оболочки атома, изменяются по периодам и группам периодической системы. Поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры лишь сходны, но не тождественны, то при переходе от одного элемента в группе к другому для них наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение.

Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается величинами энергий ионизации и сродства к электрону.

Энергией ионизации (Eи ) называется минимальное количество энергии, необходимое для отрыва и полного удаления электрона из атома в газовой фазе при T = 0

K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии с превращением атома в положительно заряженный ион: Э + Eи = Э+ + e-. Энергия ионизации является положительной величиной и имеет наименьшие значения у атомов щелочных металлов и наибольшие у атомов благородных (инертных) газов.

Сродством к электрону (Ee ) называется энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона атому в газовой фазе при T = 0

K с превращением атома в отрицательно заряженный ион без передачи частице кинетической энергии:

Э + e- = Э- + Ee.

Максимальным сродством к электрону обладают галогены, особенно фтор (Ee = -328 кДж/моль).

Величины Eи и Ee выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон-вольтах на атом (эВ).

Способность связанного атома смещать к себе электроны химических связей, повышая около себя электронную плотность называется электроотрицательностью.

Это понятие в науку введено Л. Полингом . Электроотрицательность обозначается символом ÷ и характеризует стремление данного атома к присоединению электронов при образовании им химической связи.

По Р. Маликену электротрицательность атома оценивается полусуммой энергий ионизации и сродства к электрону свободных атом÷ = (Ee + Eи)/2

В периодах наблюдается общая тенденция роста энергии ионизации и электроотрицательности с ростом заряда ядра атома, в группах эти величины с увеличением порядкового номера элемента убывают.

Следует подчеркнуть, что элементу нельзя приписать постоянное значение электроотрицательности, так как оно зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, числа и вида атомов-соседей.

Атомные и ионные радиусы . Размеры атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Согласно квантово-механическим представления электронная оболочка не имеет строго определенных границ. Поэтому за радиус свободного атома или иона можно принять теоретически рассчитанное расстояние от ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это расстояние называется орбитальным радиусом. На практике обычно используют значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединениях, вычисленные исходя из экспериментальных данных. При этом различают ковалентные и металлические радиусы атомов.

Зависимость атомных и ионных радиусов от заряда ядра атома элемента и носит периодический характер . В периодах по мере увеличения атомного номера радиусы имеют тенденцию к уменьшению. Наибольшее уменьшение характерно для элементов малых периодов, поскольку у них заполняется внешний электронный уровень. В больших периодах в семействах d- и f- элементов это изменение менее резкое, так как у них заполнение электронов происходит в предпредвнешнем слое. В подгруппах радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

Периодическая система элементов есть наглядный пример проявления различного рода периодичности в свойствах элементов, которая соблюдается по горизонтали (в периоде слева направо), по вертикали (в группе, например, сверху вниз), по диагонали, т.е. какое-то свойство атома усиливается или уменьшается, но периодичность сохраняется.

В периоде слева направо (→) увеличиваются окислительные и неметаллические свойства элементов, а восстановительные и металлические свойства уменьшаются. Так, из всех элементов 3 периода натрий будет самым активным металлом и самым сильным восстановителем, а хлор — самым сильным окислителем.

Химическая связь это взаимное соединение атомов в молекуле, или кристаллической решетке, в результате действия между атомами электрических сил притяжения.

Это взаимодействие всех электронов и всех ядер, приводящих к образованию устойчивой, многоатомной системы (радикал, молекулярный ион, молекула, кристалл).

Химическая связь осуществляется валентными электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу, но осуществляется она по-разному. Поэтому различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую .Между молекулами возникает водородная связь, и происходят вандерваальсовые взаимодействия .

К основным характеристикам химической связи относятся:

— длина связи это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.

Она зависит от природы взаимодействующих атомов и от кратности связи. С увеличением кратности длина связи уменьшается, а, следовательно, увеличивается ее прочность;

— кратность связи — определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности энергия связи возрастает;

— угол связи угол между воображаемыми прямыми проходящими через ядра двух химически взаимосвязанных соседних атомов;

Энергия связи Е СВ — это энергия, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв, кДж/моль.

Ковалентная связь Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Объяснение химической связи возникновением общих электронных пар между атомами легло в основу спиновой теории валентности, инструментом которой является метод валентных связей (МВС) , открытый Льюисом в 1916 г. Для квантово-механического описания химической связи и строения молекул применяют ещё один метод — метод молекулярных орбиталей (ММО) .

Метод валентных связей

Основные принципы образования химической связи по МВС:

1. Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов.

2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие двум различным атомам, становятся общими.

3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух и более атомов полная энергия системы понижается.

4. Основные силы, действующие в молекуле, имеют электрическое, кулоновское происхождение.

5. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Существует два механизма образования ковалентной связи:

Обменный механизм. Связь образована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

Рис. 7. Обменный механизм образования ковалентной связи: а — неполярной; б — полярной

Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

Соединения, образованные по донорно-акцепторному механизму, относятся к комплексным соединениям

Рис. 8. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Ковалентная связь имеет определенные характеристики.

Насыщаемость свойство атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав.

Направленность — т. е. связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков . Относительно линии соединяющей центры атомов образующих связь различают: σ и π(рис. 9): σ-связь — образована перекрыванием АО по линии соединяющей центры взаимодействующих атомов; π-связь — это связь, возникающая в направлении оси перпендикулярной прямой, соединяющей ядра атома. Направленность связи обусловливает пространственную структуру молекул, т. е. их геометрическую форму.

Гибридизация — это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. Химическая связь, образуемая с участием электронов гибридных орбиталей, более прочная, чем связь с участием электронов негибридных s- и р-орбиталей, так как происходит большее перекрывание. Различают следующие виды гибридизации (рис. 10, табл. 31): sp-гибридизация — одна s-орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию (BeCl 2).

sp 2 -гибридизация — одна s-орбиталь и две p-орбитали превращаются в три одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 120°. Молекулы, в которых осуществляется sp 2 -гибридизация, имеют плоскую геометрию (BF 3 , AlCl 3).

sp 3 гибридизация — одна s-орбиталь и три p-орбитали превращаются в четыре одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 109°28″. Молекулы, в которых осуществляется sp 3 -гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH 4 , NH 3).

Рис. 10. Виды гибридизаций валентных орбиталей: а — sp -гибридизация валентных орбиталей; б sp 2 — гибридизация валентных орбиталей; в sp 3 -гибридиза-ция валентных орбиталей

Как сделать электронную формулу по химии.

Химические формулы веществ

Алгоритм составления электронной формулы элемента:

1. Определите число электронов в атоме используя Периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева .

2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы.

3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей :

Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s 2 , на втором — максимум 8 (два s и шесть р: 2s 2 2p 6 ), на третьем — максимум 18 (два s , шесть p , и десять d: 3s 2 3p 6 3d 10 ).

  • Главное квантовое число n должно быть минимально.
  • Первым заполняется s- подуровень, затем р-, d- b f- подуровни.
  • Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей (правило Клечковского).
  • В пределах подуровня электроны сначала по одному занимают свободные орбитали, и только после этого образуют пары (правило Хунда).
  • На одной орбитали не может быть больше двух электронов (принцип Паули).

Примеры.

1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под №7.

2. Составим электронную формулу аргона. В периодической таблице аргон находится под №18.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .

3. Составим электронную формулу хрома. В периодической таблице хром находится под №24.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Энергетическая диаграмма цинка.

4. Составим электронную формулу цинка. В периодической таблице цинк находится под №30.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Обратим внимание, что часть электронной формулы, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 — это электронная формула аргона.

Электронную формулу цинка можно представить в виде.

Расположение электронов на энергетических оболочках или уровнях записывают с помощью электронных формул химических элементов. Электронные формулы или конфигурации помогают представить структуру атома элемента.

Строение атома

Атомы всех элементов состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые располагаются вокруг ядра.

Электроны находятся на разных энергетических уровнях. Чем дальше электрон находится от ядра, тем большей энергией он обладает. Размер энергетического уровня определяется размером атомной орбитали или орбитального облака. Это пространство, в котором движется электрон.

Рис. 1. Общее строение атома.

Орбитали могут иметь разную геометрическую конфигурацию:

  • s-орбитали — сферические;
  • р-, d и f-орбитали — гантелеобразные, лежащие в разных плоскостях.

На первом энергетическом уровне любого атома всегда располагается s-орбиталь с двумя электронами (исключение — водород). Начиная со второго уровня, на одном уровне находятся s- и р-орбитали.

Рис. 2. s-, р-, d и f-орбитали.

Орбитали существуют вне зависимости от нахождения на них электронов и могут быть заполненными или вакантными.

Запись формулы

Электронные конфигурации атомов химических элементов записываются по следующим принципам:

  • каждому энергетическому уровню соответствует порядковый номер, обозначаемый арабской цифрой;
  • за номером следует буква, означающая орбиталь;
  • над буквой пишется верхний индекс, соответствующий количеству электронов на орбитали.

Примеры записи:

Записать электронную формулу помогает таблица Менделеева. Количеству энергетических уровней соответствует номер периода. На заряд атома и количество электронов указывает порядковый номер элемента. Номер группы показывает, сколько валентных электронов находится на внешнем уровне.

Для примера возьмём Na. Натрий находится в первой группе, в третьем периоде, под 11 номером. Это значит, что атом натрия имеет положительно заряженное ядро (содержит 11 протонов), вокруг которого на трёх энергетических уровнях располагается 11 электронов. На внешнем уровне находится один электрон.

Вспомним, что первый энергетический уровень содержит s-орбиталь с двумя электронами, а второй — s- и р-орбитали. Остаётся заполнить уровни и получить полную запись:

11 Na) 2) 8) 1 или 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Для удобства созданы специальные таблицы электронных формул элемента. В длинной периодической таблице формулы также указываются в каждой клетке элемента.

Рис. 3. Таблица электронных формул.

Для краткости в квадратных скобках записаны элементы, электронная формула которых совпадает с началом формулы элемента. Например, электронная формула магния — 3s 2 , неона — 1s 2 2s 2 2p 6 . Следовательно, полная формула магния — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 .

Средняя оценка: 4.6 . Всего получено оценок: 269.

Проверить информацию. Необходимо проверить точность фактов и достоверность сведений, изложенных в этой статье. На странице обсуждения идёт дискуссия на тему: Сомнения относительно терминологии. Химическая формула … Википедия

Химическая формула отражение информации о составе и структуре веществ с помощью химических знаков, чисел и разделяющих знаков скобок. В настоящее время различают следующие виды химических формул: Простейшая формула. Может быть получена опытным… … Википедия

Химическая формула отражение информации о составе и структуре веществ с помощью химических знаков, чисел и разделяющих знаков скобок. В настоящее время различают следующие виды химических формул: Простейшая формула. Может быть получена опытным… … Википедия

Химическая формула отражение информации о составе и структуре веществ с помощью химических знаков, чисел и разделяющих знаков скобок. В настоящее время различают следующие виды химических формул: Простейшая формула. Может быть получена опытным… … Википедия

Химическая формула отражение информации о составе и структуре веществ с помощью химических знаков, чисел и разделяющих знаков скобок. В настоящее время различают следующие виды химических формул: Простейшая формула. Может быть получена опытным… … Википедия

Основная статья: Неорганические соединения Список неорганических соединений по элементам информационный список неорганических соединений, представленный в алфавитном порядке (по формуле) для каждого вещества, водородные кислоты элементов (при их… … Википедия

Эта статья или раздел нуждается в переработке. Пожалуйста, улучшите статью в соответствии с правилами написания статей … Википедия

Химическим уравнением (уравнением химической реакции) называют условную запись химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов. Уравнение химической реакции даёт качественную и количественную… … Википедия

Химическое программное обеспечение компьютерные программы, используемые в области химии. Содержание 1 Химические редакторы 2 Платформы 3 Литература … Википедия

Книги

  • Японско-англо-русский словарь по монтажу промышленного оборудования. Около 8 000 терминов , Попова И.С.. Словарь предназначен для широкого круга пользователей и прежде всего для переводчиков и технических специалистов, занимающихся поставками и внедрением промышленного оборудования из Японии или…
  • Краткий словарь биохимических терминов , Кунижев С.М.. Словарь предназначен для студентов химических и биологических специальностей университетов, изучающих курс общей биохимии, экологии и основ биотехнологии, а также может быть использован в…

Инструкция

Электроны в атоме занимают свободные орбитали в последовательности, называемой шкалой :1s / 2s, 2p / 3s, 3p / 4s, 3d, 4p / 5s, 4d, 5p / 6s, 4d, 5d, 6p / 7s, 5f, 6d, 7p. На орбитали могут располагаться два электрона с противоположными спинами – направлениями вращения.

Структуру электронных оболочек выражают с помощью графических электронных формул. Для записи формулы используйте матрицу. В одной ячейке могут располагаться один или два электрона с противоположными спинами. Электроны изображаются стрелками. Матрица наглядно показывает, что на s-орбитали могут располагаться два электрона, на p-орбитали – 6, на d – 10, на f -14.

Запишите порядковый номер и символ элемента рядом с матрицей. В соответствии со шкалой энергии заполоните последовательно 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s уровни, вписав по два электрона в ячейку. Получится 2+2+6+2+6+2=20 электронов. Эти уровни заполнены полностью.

У вас осталось еще пять электронов и незаполненный 3d-уровень. Расположите электроны в ячейках d-подуровня, начиная слева. Электроны с одинаковыми спинами расположите в ячейках сначала по одному. Если все ячейки заполнены, начиная слева, добавьте по второму электрону с противоположным спином. У марганца пять d-электронов, расположенных по одному в каждой ячейке.

Электронно-графические формулы наглядно показывают количество неспаренных электронов, которые определяют валентность.

Обратите внимание

Помните, что химия – наука исключений. У атомов побочных подгрупп Периодической системы встречается «проскок» электрона. Например, у хрома с порядковым номером 24 один из электронов с 4s-уровня переходит в ячейку d-уровня. Похожий эффект есть у молибдена, ниобия и др. Кроме того, есть понятие возбужденного состояния атома, когда спаренные электроны распариваются и переходят на соседние орбитали. Поэтому при составлении электронно-графических формул элементов пятого и последующих периодов побочной подгруппы сверяйтесь со справочником.

Источники:

Электроны входят в состав атомов. А сложные вещества, в свою очередь, из этих атомов состоят (атомы образуют элементы) и электроны между собой делят. Степень окисления показывает, какой атом сколько электронов себе забрал, а какой сколько отдал. Этот показатель можно .

Вам понадобится

  • Школьный учебник по химии 8-9 класс любого автора, таблица Менделеева, таблица электроотрицательности элементов (печатаются в школьных учебниках по химии).

Инструкция

Для начала необходимо обозначить, что степень — это понятие , принимающее связи за , то есть не углубляющиеся в строение. Если элемент находится в свободном состоянии, то это самый простой случай — образуется простое вещество, а значит степень окисления его равна нулю. Так например, водород, кислород, азот, фтор и т.д.

В сложных веществах все обстоит иначе: электроны между атомами распределены неравномерно, и именно степень окисления помогает определить количество отданных или принятых электронов. Степень окисления может положительной и отрицательной. При плюсе электроны отдаются, при минусе принимаются. Некоторые элементы свою степень окисления сохраняют в различных соединениях, но многие этой особенностью не отличаются. Нужно помнить немаловажное правило — сумма степеней окисления всегда равна нулю. Простейший пример, газ СО: зная, что степень окисления кислорода в преобладающем большинстве случаев равна -2 и используя вышеобозначенное правило, можно вычислить степень окисления для С. В сумме с -2 ноль дает только +2, а значит степень окисления углерода +2. Усложним задачу и возьмем для вычислений газ СО2: степень окисления кислорода по-прежнему остается -2, но молекул его в данном случае две. Следовательно, (-2) * 2 = (-4). Число, в сумме с -4 дающее ноль, +4, то есть в этом газе имеет степень окисления +4. Пример посложнее: Н2SO4 — у водорода степень окисления +1, у кислорода -2. Во взятом соединении 2 молекулы водорода и 4 кислорода, т.е. заряды будут, соответственно, +2 и -8. Для того чтобы в сумме получить ноль, нужно добавить 6 плюсов. Значит, степень окисления серы +6.

Когда в соединении сложно определить, где плюс, где минус, необходима таблица электроотрицательности (ее несложно найти в учебнике по общей химии). Металлы часто имеют положительную степень окисления, а неметаллы отрицательную. Но например, PI3 — оба элемента неметаллы. В таблице указано, что электроотрицательность йода равна 2,6, а фосфора 2,2. При сравнении выясняется, что 2,6 больше, чем 2,2, то есть электроны стягиваются в сторону йода (йод имеет отрицательную степень окисления). Следуя приведенным несложным примерам, можно легко определить степень окисления любого элемента в соединениях.

Обратите внимание

Не нужно путать металлы и неметаллы, тогда степень окисления будет проще найти и не запутаться.

Атом химического элемента состоит из ядра и электронной оболочки. Ядро — это центральная часть атома, в котором сосредоточена почти вся его масса. В отличие от электронной оболочки, ядро имеет положительный заряд.

Вам понадобится

  • Атомный номер химического элемента, закон Мозли

Инструкция

Таким образом, заряд ядра равен количеству протонов. В свою очередь, количество протонов в ядре равно атомному номеру . К примеру, атомный номер водорода — 1, то есть ядро водорода состоит из одного протона имеет заряд +1. Атомный номер натрия — 11, заряд его ядра равен +11.

При альфа-распаде ядра его его атомный номер уменьшается на два за счет испускания альфа-частицы (ядра атома ). Таким образом, количество протонов в ядре, испытавшем альфа-распад, также уменьшается на два.
Бета-распад может происходить в трех различных видах. В случае распада «бета-минус» нейтрон превращается в протон при испускании электрона и антинейтрино. Тогда заряд ядра увеличивается на единицу.
В случае распада «бета-плюс» протон превращается в нейтрон, позитрон и нйтрино, заряд ядра уменьшается на единицу.
В случае электронного захвата заряд ядра также уменьшается на единицу.

Заряд ядра можно также определить по частоте спектральных линий характеристического излучения атома. Согласно закону Мозли: sqrt(v/R) = (Z-S)/n, где v — спектральная частота характеристического излучения, R — постоянная Ридберга, S — постоянная экранирования, n — главное квантовое число.
Таким образом, Z = n*sqrt(v/r)+s.

Видео по теме

Источники:

  • как изменяется заряд ядра

При создании теоретических и практических работ по математике, физике, химии студент или школьник сталкивается с необходимостью вставки специальных символов и сложных формул. Располагая приложением Word из офисного пакета Microsoft, можно набрать электронную формулу любой сложности.

Инструкция

Перейдите на вкладку «Вставка». Справа найдите π, а рядом надпись «Формула». 2-4ac))/2a.

Другой вариант написания электронной формулы в Word – через конструктор. Зажмите одновременно клавиши Alt и =. У вас сразу появится поле для написания формулы, а в верхней панели откроется конструктор. Здесь вы можете выбрать все знаки, которые могут понадобиться для записи уравнения и решения любой задачи.

Некоторые символы линейной записи могут быть непонятными читателю, незнакомому с компьютерной символикой. В этом случае самые сложные формулы или уравнения имеет смысл сохранить в графическом виде. Для этого откройте самый простой графический редактор Paint: «Пуск» — «Программы» — «Paint». Затем увеличьте масштаб документа с формулой так, чтобы она заняла весь экран. Это необходимо, чтобы сохраненное изображение имело наибольшее разрешение. Нажмите на клавиатуре PrtScr, перейдите в Paint и нажмите Ctrl+V.

Обрежьте все лишнее. В итоге у вас получится качественное изображение с нужной формулой.

Видео по теме

В обычных условиях атом электрически нейтрален. При этом ядро атома, состоящее из протонов и нейтронов, положительно, а электроны несут отрицательный заряд. При избытке или недостатке электронов атом превращается в ион.

Инструкция

Каждый имеет свой заряд ядра. Именно заряд определяет номер элемента в периодической системе. Так, ядро водорода +1, гелия +2, лития +3, +4 и т.д. Таким образом, если известен элемент, заряд ядра его атома можно определить из таблицы Менделеева.

Поскольку при обычных условиях атом электрически нейтрален, число электронов соответствует заряду ядра атома. Отрицательный компенсируется положительным зарядом ядра. Электростатические силы удерживают электронные облака вблизи атома, что обеспечивает его устойчивость.

При воздействии определенных условий у атома можно отнимать электроны или присоединять к нему дополнительные. Если отнять электрон от атома, атом превращается в катион – положительно заряженный ион. При избыточном количестве электронов атом становится анионом – отрицательно заряженным ионом.

Выясним, как составить электронную формулу химического элемента. Этот вопрос является важным и актуальным, так как дает представление не только о строении, но и о предполагаемых физических и химических свойствах рассматриваемого атома.

Правила составления

Для того чтобы составить графическую и электронную формулу химического элемента, необходимо иметь представление о теории строения атома. Начнем с того, что есть два основных компонента атома: ядро и отрицательные электроны. Ядро включает в себя нейтроны, которые не имеют заряда, а также протоны, обладающие положительным зарядом.

Рассуждая, как составить и определить электронную формулу химического элемента, отметим, что для нахождения числа протонов в ядре, потребуется периодическая система Менделеева.

Номер элемента по порядку соответствует количеству протонов, находящихся в его ядре. Номер периода, в котором располагается атом, характеризует число энергетических слоев, располагаются на которых электроны.

Для определения количества нейтронов, лишенных электрического заряда, необходимо из величины относительной массы атома элемента, отнять его порядковый номер (количество протонов).

Инструкция

Для того чтобы понять, как составить электронную формулу химического элемента, рассмотрим правило заполнения отрицательными частицами подуровней, сформулированное Клечковским.

В зависимости от того, каким запасом свободной энергии обладают свободные орбитали, составляется ряд, характеризующий последовательность заполнения уровней электронами.

Каждая орбиталь содержит всего два электрона, которые располагаются антипараллельными спинами.

Для того чтобы выразить структуру электронных оболочек, применяют графические формулы. Как выглядят электронные формулы атомов химических элементов? Как составлять графические варианты? Эти вопросы включены в школьный курс химии, поэтому остановимся на них подробнее.

Существует определенная матрица (основа), которую используют при составлении графических формул. Для s-орбитали характерна только одна квантовая ячейка, в которой противоположно друг другу располагается два электрона. Их в графическом виде обозначаются стрелками. Для р-орбитали изображают три ячейки, в каждой также находится по два электрона, на d орбитали располагается десять электронов, а f заполняется четырнадцатью электронами.

Примеры составления электронных формул

Продолжим разговор о том, как составить электронную формулу химического элемента. Например, нужно составить графическую и электронную формулу для элемента марганца. Сначала определим положение данного элемента в периодической системе. Он имеет 25 порядковый номер, следовательно, в атоме располагается 25 электронов. Марганец — это элемент четвертого периода, следовательно, у него четыре энергетических уровня.

Как составить электронную формулу химического элемента? Записываем знак элемента, а также его порядковый номер. Пользуясь правилом Клечковского, распределяем по энергетическим уровням и подуровням электроны. Последовательно располагаем их на первом, втором, а также третьем уровне, вписывая в каждую ячейку по два электрона.

Далее суммируем их, получая 20 штук. Три уровня в полном объеме заполнены электронами, а на четвертом остается только пять электронов. Учитывая, что для каждого вида орбитали характерен свой запас энергии, оставшиеся электроны распределяем на 4s и 3d подуровень. В итоге готовая электронно-графическая формула для атома марганца имеет следующий вид:

1s2 / 2s2, 2p6 / 3s2, 3p6 / 4s2, 3d3

Практическое значение

С помощью электронно-графических формул можно наглядно увидеть число свободных (неспаренных) электронов, определяющих валентность данного химического элемента.

Предлагаем обобщенный алгоритм действий, с помощью которого можно составить электронно-графические формулы любых атомов, располагающихся в таблице Менделеева.

В первую очередь необходимо определить количество электронов, используя периодическую систему. Цифра периода указывает на численность энергетических уровней.

Принадлежность к определенной группе связана с количеством электронов, находящихся на наружном энергетическом уровне. Подразделяют уровни на подуровни, заполняют их с учетом правила Клечковского.

Заключение

Для того чтобы определить валентные возможности любого химического элемента, расположенного в таблице Менделеева, необходимо составить электронно-графическую формулу его атома. Алгоритм, приведенный выше, позволит справиться с поставленной задачей, определить возможные химические и физические свойства атома.

Электронные формулы и схемы

Об авторе: Лебедев Сергей Николаевич, учитель химии высшей категории, ГОУ школа-интернат V-VI вида. г. Кострома. На сайте сообщества учителей химии «Химоза» Сергей Николаевич представил разработанный им «Справочник по химии для учащихся» и презентации для некоторых разделов справочника.
Одна из этих презентаций предлагается посетителям сайта «КонТрен».


Презентация «Составление электронных формул и электронно-графических схем строения атома» содержит пошаговый алгоритм данного вида деятельности. Презентация может быть использована при работе со школьниками и студентами 1-го курса:

  • При объяснении материала по данной теме
  • Для организации групповой самостоятельной работы учащихся (Задание: составить электронную формулу и схему для любого элемента 4-го периода)
  • Для внеурочной индивидуальной работы учащихся (тренировка, формирование навыков, подготовка к контрольной работе)

В содержание презентации внесены дополнения автором сайта.


Для скачивания презентации щелкните по ссылке и на появившейся вкладке нажмите кнопку «Сохранить», затем укажите место сохранения, например, «Рабочий стол».


Отзывы посетителей сайта:


— Спасибо автору. Только есть одна неточность. Не выполняется правило Гунда: суммарный спин электронов на орбиталях должен иметь максимальное значение. Это значит, что все одиночные электроны на орбиталях всегда имеют положительный спин +1/2. В графических схемах такие электроны принято обозначать стрелочной вверх. Стрелочкой вниз обозначаются электроны с отрицательным спином. Варвашевич Анастасия, химик-фармацевт. (07.03.2013)


— Большое спасибо))) очень хорошая презентация! Очень красивое оформление и максимум информации, и все понятно! Анна Бойкова, 1 гимназия, Нижний Новгород (02.05.2012)


— Спасибо большое автору этой презентации. Всё доступно и понятно,презентация очень помогла восстановить знания по этой теме))
Кузнецов Егор, Санкт-Петербург (11.04.2012)


— Большое спасибо! Презентация позволила восстановить пробелы в построении электронно-графических схем. Клецко C. (30.01.2012)


— Понятней придумать нельзя! Большое спасибо!
Лидия Федоровна, пенсионерка. (14.10.2011)


— Огромное спасибо Вам! Ваша презентация очень помогла мне при объяснении моему ребенку этой темы. Побольше бы такого наглядного пособия внедряли в школы.
Елена, офис-менеджер в газете. (2.10.2011)


— Спасибо, хорошая и понятная презентация. (15.09.2011)


— Спасибо огромное! Просто отличная презентация — всё просто и понятно. И сделана красиво. (11.05.2011)


— Очень понравилась электронно графическая формула (презентация)! Все понятно,все по порядку! школа №5 г.Иваново (24.09.2010)


Отзывы и замечания о ресурсе можно оставить на странице «Обратная связь».

Тема урока «электронные конфигурации атомов химических элементов электронная классификация химических элементов» цели урока

Тема урока

«Электронные конфигурации атомов химических элементов. Электронная классификация химических элементов».

Цели урока:

Дать понятие электронной конфигурации атома. Научить записывать электронные и электронно-графические формулы атомов химических элементов. Рассмотреть электронную классификацию элементов: s-, p-, d— и f –семейства.

Ход урока.

I Орг.момент. Постановка задачи урока.

На этих уроках мы будем учиться на практике воплощать те теоретические положения, с которыми познакомились на прошлом уроке, т.е. на основании положения элементов в Периодической системе записывать их электронные и электронно-графические формулы.

II Подготовка к восприятию нового материала

— беседа по вопросам 1-6 после параграфа 1;

— вспомнить понятия «электронная оболочка», «электронный слой (энергетический уровень)», «электронный подуровень», «атомная орбиталь»;

— как можно определить максимальное число электронов на энергетическом уровне.

III Новый материал

  1. Понятие об электронной конфигурации атомов.

Распределение электронов по орбиталям характеризует электронную конфигурацию атомов химических элементов. Она отражается с помощью электронной или электронно-графической формулы.

В электронной формуле указывается, на каких орбиталях находятся электроны, их число указывается верхним индексом (например, 2s1, 3р3).

Кроме приведенных буквенных записей используется графическая форма – электронно-графическая формула. Каждая орбиталь в ней обозначается квадратом, а электроны стрелками, направление которых указывает взаимное расположение векторов спина.

Основная цель изображения электронных структур атома и написания их формул – это возможность объяснения и предсказания на их основе важнейших свойств элементов. Однако, предварительно следует проследить прямую зависимость положения элемента в Периодической системе от электронной структуры его атома. Элементы в ней располагаются строго в порядке возрастания зарядов атомных ядер. Так как заряд ядра определяет число электронов, то атомы каждого последующего элемента в Периодической системе имеют на 1 электрон больше, чем атомы предыдущего.

  1. Составление электронных формул

Периодическая система – это замечательная узаконенная шпаргалка мирового уровня, и только неграмотный выпускник не сможет записать электронную формулу элемента на основании его положения в ней. Чтобы верно отразить их в условной записи, нужно помнить немногое, а именно:

  1. Число электронных слоев в атоме определяет номер периода, в котором находится соответствующий элемент.

  2. Число электронов на внешнем уровне для элементов главных подгрупп определяет номер группы.

  3. У атомов элементов побочных подгрупп заполняется не внешний уровень (на нем, как правило, располагается 2 электрона), а предвнешний – с 8 до 18 электронов, затем снова внешний – с 2 до 8 электронов.

  4. У атомов элементов сверхбольших – 6-м и 7-м периодов вначале почти все как у больших: строится внешний уровень у атомов щелочных и щелочноземельных металлов, на котором располагается соответственно 1 или 2 электрона. Затем у лантана и актиния последний электрон «отправляется» на предвнешний уровень, а следующие электроны отправятся не на предвнешний, а на третий снаружи уровень (f-подуровень). Свое название «подобный лантану или актинию» эти элементы получили потому, что очень на них похожи. Различия в структуре электронных оболочек их атомов существует лишь в третьем от периферии слое, в том время как химические свойства элемента обусловлены электронами в первую очередь внешнего и предвнешнего слоев его атомов.

Схема заполнения подуровней
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p

  1. Составление электронно-графических формул.

Трафарет

У элементов всех последующих периодов этот трафарет будет таким же, только добавится еще один ряд ячеек (5-й для 5 периода, 6-й для 6 и т.д.)

I период – s-элементы, заполняется s-орбиталь
IIпериод – Li, Be – s-элементы, B, C, N, O, F, Ne – p-элементы.
III период — Na, Mg – s-элементы, Al — Ar – p-элементы.
IV период — K, Ca – s-элементы, Se — Zn – d-элементы (побочная подгруппа), переходные элементы – Cr и Cu (провал одного электрона на 4s), Ga – Kr – p-элементы, l-элементы – лантаноиды и актиноиды.

Записать электронные оболочки Na, P, Ar, K, Se, Cr, Ce

1.7: Рисование структурных формул — Химия LibreTexts

Необходимо рисовать структурные формулы для органических соединений, потому что в большинстве случаев молекулярная формула не представляет однозначно отдельное соединение. Различные соединения, имеющие одинаковую молекулярную формулу, называются изомерами , а преобладание органических изомеров отражает необычайную гибкость углерода в образовании прочных связей с самим собой и с другими элементами. Когда группа атомов, составляющих молекулы различных изомеров, связана друг с другом принципиально разными способами, мы называем такие соединения структурными изомерами . Существует семь структурных изомеров C 4 H 10 O, и структурные формулы для них приведены в следующей таблице. Эти формулы представляют все известные и возможные соединения C 4 H 10 O и демонстрируют общую структурную особенность. Ни в одной из этих структур нет ни двойных, ни тройных связей, ни колец.

Структурных формул C 4 Н 10 O изомеры

Кекулы формула Сгущенных формулы Стенографии Формула

Упрощение структурных формул может быть достигнуто без потери информации, которую они передают.В сокращенных структурных формулах связи с каждым углеродом опущены, но каждая отдельная структурная единица (группа) записывается с цифрами в нижнем индексе, обозначающими несколько заместителей, включая атомы водорода. Сокращенные (линейные) формулы полностью опускают символы для углерода и водорода. Каждый отрезок прямой линии представляет собой связь, концы и точки пересечения линий представляют собой атомы углерода, а правильное количество атомов водорода рассчитывается исходя из четырехвалентности углерода. Несвязывающие электроны валентной оболочки в этих формулах не учитываются.

Развитие способности визуализировать трехмерную структуру по двумерным формулам требует практики и в большинстве случаев помощи молекулярных моделей. Как отмечалось ранее, студентам и профессиональным химикам доступны многие виды наборов моделей, и начинающим студентам рекомендуется приобрести один из них.

Формула Кекуле

Структурная формула отображает атомы молекулы в том порядке, в котором они связаны. Он также изображает, как атомы связаны друг с другом, например, одинарная, двойная и тройная ковалентная связь.Ковалентные связи показаны линиями. Число черточек указывает, является ли связь одинарной, двойной или тройной ковалентной связью. Структурные формулы полезны, потому что они объясняют свойства и структуру соединения, которые не всегда могут быть представлены эмпирическими и молекулярными формулами.

Пример. Формула Кекуле для этанола:

Сокращенная формула

Сокращенные структурные формулы показывают порядок атомов, как и структурные формулы, но записываются в одну строку, чтобы сэкономить место и сделать запись более удобной и быстрой.Сокращенные структурные формулы также помогают показать, что группа атомов связана с одним атомом в соединении. Когда это происходит, вокруг группы атомов используются круглые скобки, чтобы показать, что они вместе.

Пример. Краткая структурная формула этанола: CH 3 CH 2 OH (молекулярная формула этанола C 2 H 6 O).

Сокращенная формула

Поскольку органические соединения иногда могут быть сложными, формулы углов линий используются для более эффективного описания атомов углерода и водорода путем замены букв линиями. Атом углерода присутствует везде, где линия пересекает другую линию. Затем предполагается, что атомы водорода завершают каждую из четырех связей углерода. Все остальные атомы, которые связаны с атомами углерода, выписываются. Формулы линейного угла помогают показать структуру и порядок атомов в соединении, делая преимущества и недостатки аналогичными структурным формулам.

Например, сокращенная формула для этанола:

Авторы

  • Джин Ким (UCD), Кристина Боннетт (UCD)

1.12: Рисование химических структур — Химия LibreTexts

Цели

После завершения этого раздела вы сможете

  1. предложить одну или несколько приемлемых структур Кекуле (структурные формулы) для любой заданной молекулярной формулы
  2. напишите молекулярную формулу соединения, учитывая его структуру Кекуле.
  3. нарисуйте сокращенную структуру соединения, учитывая его структуру Кекуле.
  4. интерпретировать сокращенные структуры и преобразовывать их в структуры Кекуле.
  5. напишите молекулярную формулу соединения, учитывая его сокращенную структуру.
Учебные заметки

Рисуя структуру нейтрального органического соединения, полезно помнить, что

  • каждый атом углерода имеет четыре связи.
  • каждый атом азота имеет три связи.
  • каждый атом кислорода имеет две связи.
  • каждый атом водорода имеет одну связь.

Изучая общую химию, вы, возможно, уже изучали молекулярные структуры, используя структуры Льюиса.Поскольку органическая химия может включать большие молекулы, было бы полезно, если бы структуры Льюиса можно было сокращать. Три различных способа рисования органических молекул включают формулы Кекуле, сокращенные формулы и скелетные структуры (также называемые структурами линейных связей или линейными формулами). В ходе этого курса вы увидите молекулы, записанные во всех трех формах. Будет полезнее, если вы привыкнете переходить от одного стиля рисования к другому, смотреть на рисунки и понимать, что они представляют. Развитие способности конвертировать между различными типами формул требует практики и в большинстве случаев помощи молекулярных моделей. Студентам и профессиональным химикам доступны многие виды наборов моделей, и начинающим студентам рекомендуется приобрести один из них.

Упрощение структурных формул может быть достигнуто без потери информации, которую они передают. Формулы Кекуле — это просто термин органической химии для структур Льюиса, с которыми вы уже сталкивались. В сокращенных структурных формулах связи с каждым углеродом опущены, но каждая отдельная структурная единица (группа) записывается с цифрами в нижнем индексе, обозначающими несколько заместителей, включая атомы водорода. В формулах строк полностью опущены символы углерода и водорода (если только водород не связан с атомом, отличным от углерода). Каждый отрезок прямой линии представляет собой связь, концы и точки пересечения линий представляют собой атомы углерода, а правильное количество атомов водорода рассчитывается исходя из четырехвалентности углерода. Несвязывающие электроны валентной оболочки в этих формулах не учитываются.

Кекуле (он же Lewis Structures)

Формула Кекуле или структурная формула отображает атомы молекулы в том порядке, в котором они связаны.Он также изображает, как атомы связаны друг с другом, например, одинарная, двойная и тройная ковалентная связь. Ковалентные связи показаны линиями. Число черточек указывает, является ли связь одинарной, двойной или тройной ковалентной связью. Показаны все метки атомов и все одинокие пары.

Концентрированная формула

Сжатая формула состоит из элементарных символов. Сокращенные структурные формулы показывают порядок атомов, как и структурные формулы, но записываются в одну строку, чтобы сэкономить место и сделать запись более удобной и быстрой.Порядок атомов предполагает связность в молекуле. Сокращенные структурные формулы также помогают показать, что группа атомов связана с одним атомом в соединении. Когда это происходит, вокруг группы атомов используются круглые скобки, чтобы показать, что они вместе. Кроме того, если к данному атому присоединено несколько одинаковых заместителей, это отображается номером в нижнем индексе. Примером является CH 4 , который представляет собой четыре атома водорода, присоединенные к одному и тому же углероду. Сокращенные формулы можно читать с любого направления, и H 3 C совпадает с CH 3 , хотя последнее встречается чаще.

Посмотрите на приведенные ниже примеры и сопоставьте их с идентичными молекулами по структурам Кекуле и формулам линий.

CH 3 CH 2 OH ClCH 2 CH 2 CH(OCH 3 )CH 3 CH 3 NHCH 2 COOH
А Б С

Давайте внимательно посмотрим на пример B.Проходя через сокращенную формулу, вы хотите сосредоточиться на углероде и других элементах, которые не являются водородом. Водороды важны, но обычно они используются для завершения октетов. Кроме того, обратите внимание, что -OCH 3 написано в скобках, что говорит вам о том, что он не является частью основной цепи атомов углерода. Когда вы читаете сокращенную формулу, если вы достигаете атома, который не имеет полного октета к тому времени, когда вы достигаете следующего водорода, то, возможно, существуют двойные или тройные связи.В примере C углерод имеет двойную связь с кислородом и одинарную связь с другим кислородом. Обратите внимание, что COOH означает C(=O)-OH вместо CH 3 -C-O-O-H, потому что углерод не имеет полного октета и кислорода.

Формула линии

Поскольку органические соединения иногда могут быть сложными, формулы угла линии используются для более эффективного написания атомов углерода и водорода путем замены буквы «C» линиями. Атом углерода присутствует везде, где линия пересекает другую линию. Атомы водорода опущены, но предполагается, что они присутствуют для завершения каждой из четырех связей углерода. Показаны атомы водорода, присоединенные к другим элементам, кроме углерода. Показаны метки атомов для всех остальных элементов. Электроны неподеленной пары обычно не учитываются. Предполагается, что они присутствуют для завершения октета неуглеродных атомов. Линии формул помогают показать структуру и порядок атомов в соединении.

Эти молекулы соответствуют точно таким же молекулам, которые изображены для структур Кекуле и сокращенных формул. Обратите внимание, что углероды больше не нарисованы и заменены концами и изгибами линий.Кроме того, водороды были опущены, но их можно было легко втянуть (см. Практические задачи). Хотя мы обычно не рисуем Н, которые связаны с углеродом, мы рисуем их, если они связаны с другими атомами, помимо углерода (примером является группа ОН выше в примере А). Это делается потому, что не всегда ясно, окружен ли неуглеродный атом неподеленными парами или атомами водорода. Также в примере A обратите внимание, как ОН нарисован со связью со вторым углеродом, но это не означает, что на конце этой связи/линии есть третий углерод.

Пример: преобразование между структурными формулами

Полезно преобразовывать соединения в различные структурные формулы (Кекуле, Линейная и Конденсированная) в зависимости от типа заданного вопроса. Стандартные экзамены часто включают большой процент сокращенных формул, потому что набирать буквы и цифры проще и дешевле, чем импортировать цифры. Первоначально может быть сложно написать структуру Line непосредственно из сокращенной формулы. Сначала напишите структуру Кекуле из сокращенной формулы, а затем нарисуйте структуру Линии из Кекуле.

а) Сокращенная формула пропаналя: CH 3 CH 2 CHO. Нарисуйте структуру Кекуле.

Структура Кекуле для пропаналя показана ниже. Помните, что каждый углерод будет иметь четыре связи, а октет кислорода заполнен неподеленными парами.

Структура линии связи для пропаналя показана ниже. Во-первых, удалите водороды. Водород, присоединенный к альдегидной группе, остается, потому что он является частью функциональной группы. Удалите метки «C» со конструкции и оставьте линии на месте.Наконец, удалите все одинокие пары.

Все три структуры представляют собой одно и то же соединение пропаналь.

б) Ниже приведена линейчатая структура молекулы триметиламина.

Чтобы преобразовать его в структуру Кекуле, сначала определите атомы углерода в молекуле. Будет в углах и концах строки без метки атома. Триметиламин имеет три атома углерода. Затем добавляйте атомы водорода к углероду, пока не появятся четыре связи.Каждый углерод в триметиламине одинарно связан с азотом. Это означает, что каждому углероду потребуются три дополнительные связи C-H, чтобы создать свой октет. Наконец, добавьте одиночные пары к другим элементам, чтобы заполнить их октеты. Азот в триметиламине связан с тремя атомами углерода. Это означает, что для завершения октета потребуется один из электронов неподеленной пары.

Авторы и авторство

Как составлять графические формулы

В графических (структурных) формулах электронная пара, образующая связь между атомами, обозначается прочерком. Графические формулы дают наглядное представление о порядке связей между атомами вещества и особенно широко используются в органической химии. Углеводороды с одним и тем же набором атомов могут сильно различаться по молекулярной структуре. Эти различия хорошо отражают структурные формулы.

Как составить графические формулы

Инструкции

Шаг 1

Рассмотрим, как составить графическую формулу на примере фосфата магния. Его химическая формула Mg3(PO4)2.Сначала нарисуйте структурную формулу фосфорной кислоты, из которой образовалась эта соль. Для этого определите валентность фосфора в h4PO4. Водород является донором электронов, он одновалентен. Кислород является акцептором электронов, его валентность равна 2. Это означает, что четыре молекулы кислорода присоединяют восемь электронов. Три из них дают водород, остальные пять — фосфор. Следовательно, фосфор пятивалентен.

Шаг 2

Напишите обозначение фосфора. От него нужно провести пять черточек, обозначающих электронные коммуникации. Три из них берут группы -ОН. Есть еще две черточки и один атом кислорода, с которым фосфор соединен двойной связью.

Шаг 3

Затем начертите формулу фосфата магния. В молекуле соли три атома металла связаны с двумя кислотными остатками. Напишите три символа магния в строке. Магний двухвалентен — от каждого символа должны идти две черточки-связи. В молекуле соли магний вытесняет водород из кислоты и занимает его место. Каждый кислотный остаток занимает три связи.Чтобы проверить себя, посчитайте количество атомов в полученной структурной формуле. Оно должно соответствовать количеству атомов в химической формуле.

Шаг 4

В органической химии при написании графических формул принято не обозначать связь с атомами водорода. На рисунке приведены примеры таких структурных формул для органических соединений.

Программное обеспечение для рисования химических уравнений — Edraw

EdrawMax — Программное обеспечение для рисования химических уравнений — легко нарисуйте уравнение химии из примеров и шаблонов.

Программное обеспечение для рисования уравнений векторной химии

EdrawMax — это пакет векторных диаграмм с простой в использовании функцией рисования химических уравнений, включая множество шаблонов научных иллюстраций и примеров, которые облегчают рисование Химическое уравнение, Молекулярные формулы, Структурные формулы, Диаграмма бензола, Диаграмма молекулярной модели, Лаборатория Эскизная карта оборудования и химических веществ.

Загрузите EdrawMax и используйте примеры бесплатно

EdrawMax

Универсальное программное обеспечение для построения диаграмм

Легко создавайте более 280 типов диаграмм

Простое начало построения диаграмм с помощью различных шаблонов и символов

  • Превосходная совместимость файлов: Импорт и экспорт чертежей в файлы различных форматов, например Visio
  • Кроссплатформенная поддержка (Windows, Mac, Linux, Интернет)

Системные Требования

Работает на Windows 7, 8, 10, XP, Vista и Citrix.

Работает на 32 и 64 битных Windows

Работает на Mac OS X 10.2 или позже

Желаемые функции программного обеспечения для рисования химических уравнений

  1. Универсальное программное обеспечение для химического рисования и графики.
  2. Полнофункциональное приложение для создания 3D-графики и многого другого для науки.
  3. Включающая коллекция предустановленных символов, готовых шаблонов, фонов, картинок и так далее.
  4. Очень интуитивно понятный интерфейс перетаскивания.
  5. Набор расширенных инструментов форматирования, таких как редактор «укажи и щелкни» и автоматическое подключение для рисования молекул, ионов, стереосвязей, текста, многоугольников, стрелок, лабораторного оборудования и т. д.
  6. Полученные изображения можно экспортировать в различные графические форматы для использования на веб-сайтах или в документах текстового процессора.

Формы химических уравнений

Программное обеспечение для рисования химических уравнений включает в себя некоторые заранее определенные молекулярные формы. Просто перетащите их в поле зрения и начните работай. Каждую форму можно редактировать и переставлять. Формы способны изменить связь и углы боковых цепей. Щелкните эту ссылку для получения подробной информации о формах и символах химических уравнений. Возможность добавления различных диаграмм в диаграмму или график позволяет этому шаблону хорошо превосходит большинство электронных таблиц.

Примеры химических уравнений

Следующие примеры химических уравнений были созданы с использованием EdrawMax и входят в состав установки программного обеспечения.

Статьи по Теме

Схемы физической механики

Иллюстрации к оптике

Как использовать графики в химии | Математика

Графические представления являются неотъемлемым аспектом изучения и практики химии. Химики-эксперты могут концептуализировать графики множеством способов: они могут отображать результаты, определять закономерности, и их графики становятся триггером памяти для их открытий. Это не следует для начинающих химиков. Учащиеся, выполняющие задание по построению графика после практического занятия, с гораздо большей вероятностью вспомнят механическую практику рисования масштабов, нанесения точек и рисования линии наилучшего соответствия, чем форму графика или то, как это относится к свойствам, которые они исследовали.

На уроках химии учащиеся встретятся с сотнями графиков четырех основных типов:

  • интерпретировать информацию и манипулировать данными, чтобы делать выводы
  • для представления выводов или данных
  • , чтобы проиллюстрировать тексты и сделать их более привлекательными
  • , чтобы облегчить преобразование концептуальной идеи во что-то конкретное и запоминающееся.

В отличие от экспертов, новички не воспринимают графики автоматически как математические объекты, с которыми можно логически манипулировать — они видят изображения и представления, а не инструменты. Их аккуратный, хорошо нарисованный график — ваш химический закон.

Графики в математике

Учащиеся впервые знакомятся с графиками на уроках математики и естественных наук: они наносят точки данных на весы и снимают показания. Однако подходы к построению графиков в математике и естественных науках расходятся в возрасте 11–14 лет. Уроки химии по-прежнему сосредоточены на рисовании графиков для представления экспериментальных данных, тогда как в математике графики превращаются в выражения математических функций.Они образуют новую онтологическую категорию.

Математика для детей в возрасте 11–14 лет обычно подходит к построению графиков с двух разных точек зрения:

1. Использование y = f(x) для определения значений y и построения графика на сетке масштаба 1:1

Этот подход знакомит учащихся с функциями y = f(x) . Хотя на уроках математики это не делается явно, этот метод ясно показывает значения x как «независимые» переменные, а значения y как «зависящие» от того, как функция действует на значение x .

2. Построение прямолинейных графиков по заданному уравнению путем определения градиента и точки пересечения с координатой Y

Учащиеся преобразуют уравнения в форму y = mx + c . м — это градиент линии (количество значений, на которые график идет «вверх» для каждого из них), а c — это точка пересечения оси Y (значение, при котором линия пересекает ось).

Преимущество этого подхода в том, что он ясно показывает, что линия не соединяет отдельные точки, а представляет собой саму функцию — отношение между x и y .

Понимание весов

Многие из шкал, с которыми студенты сталкиваются в математике, имеют масштаб 1:1, что позволяет им не преобразовывать значения с использованием отношений. В химии учащиеся могут изо всех сил пытаться осмыслить шкалы как отношения, часто рисуя нелинейные шкалы и выбирая неподходящие шкалы. Статья Фрейзера Скотта о выборе подходящих масштабов содержит отличные рекомендации и ресурсы по этому заблуждению.

Многие из шкал, с которыми студенты сталкиваются в математике, имеют масштаб 1:1, что позволяет им не преобразовывать значения с использованием отношений.В химии учащиеся могут изо всех сил пытаться осмыслить шкалы как отношения, часто рисуя нелинейные шкалы и выбирая неподходящие шкалы. Статья Фрейзера Скотта о выборе подходящих масштабов содержит отличные рекомендации и ресурсы по этому заблуждению (rsc.li/2YJDLU9).

Вы также можете попросить учащихся нарисовать на листе бумаги масштаб 1D в соотношении 1:2, нарисовав линию длиной 20 см и обозначив два конца цифрами, например, 0 и 40. Затем они измеряют свою линию и делят ее на два, чтобы найти середину (10 см).Точно так же они делят пополам 40 (максимум на шкале), чтобы получить 20, и отмечают середину своей строки. Они повторяют этот процесс, чтобы отметить свою ось. Учащиеся, которые испытывают затруднения, могут сложить бумагу, чтобы найти промежуточные точки при построении шкалы. Этот процесс отделяет репрезентативную диаграмму в химии от «изображения» процесса и укрепляет математические принципы, лежащие в основе шкалы. Он рассматривает график как математический объект.

Восприятие абстрактных графов как математических объектов необходимо для работы с химическими графами и законами, поэтому, если учащиеся борются с определенным навыком, посвятите этому некоторое время в классе.Диагностическое упражнение в загружаемых материалах оценивает понимание учащимися построения графиков и связывает эти идеи с простыми химическими законами. Вы можете найти дополнительные ресурсы для поддержки построения графиков в статье «Как научить учащихся использовать правильный график».

Восприятие абстрактных графов как математических объектов необходимо для работы с химическими графами и законами, поэтому, если учащиеся борются с определенным навыком, посвятите этому некоторое время в классе. Диагностическое упражнение в загружаемых материалах оценивает понимание учащимися построения графиков и связывает эти идеи с простыми химическими законами.Вы можете найти дополнительные ресурсы для поддержки построения графиков в статье «Как научить учащихся использовать правильный график» (rsc. li/2EsKR8S).

Скачать это

Диагностическое упражнение в формате MS Word или pdf, а также практическое упражнение по кривым охлаждения и рисованию графиков в формате MS Word или pdf.

Кривые нагревания и охлаждения могут быть построены на разных уровнях абстракции: репрезентативный график конкретного эксперимента, универсальный график для анализируемого вещества и еще более абстрактная «общая» кривая, отображающая общую картину.Рабочий лист проводит учащихся по уровням, чтобы рассмотреть роль различных графиков.

Скачать все

Универсалы и детали

Учащиеся должны понимать, что граф может быть представлением как частного, так и универсального.

Онтологический статус графиков в химии имеет нюансы: некоторые графики представляют собой универсальные химические законы, такие как ΔG = ΔH – TΔS или Q = mCΔT , другие показывают несовершенные результаты эксперимента, а некоторые, как графики, показывающие энергии ионизации или электропроводности, по-видимому, стирают эти границы. Эти графики неизбежно будут иметь ошибки (случайные и систематические), аномалии и общий «шум», несколько затемняющий картину результатов.

И наоборот, графики, демонстрирующие математическую взаимосвязь, являются универсальными, например диаграммы профиля реакции и распределения Максвелла-Больцмана. Многие диаграммы в книгах и экзаменационные вопросы показывают представление, которое устраняет шум или ошибку и ясно показывает закономерность или химический закон (уравнение). Эти виды графиков используются в качестве триггеров памяти для понятий.Энергии ионизации и проводимости попадают в эту категорию, несмотря на очень сложные уравнения, которые их определяют.

Конкретный граф аппроксимирует универсальный граф. Кривая наилучшего соответствия является более близким приближением к универсальной, поскольку она сводит к минимуму влияние случайной ошибки и помогает прояснить общую картину результатов. Систематическая ошибка не позволяет наилучшей кривой быть универсальной.

В математике все графики, с которыми сталкиваются учащиеся, являются универсальными: все точки лежат точно на прямой.Следовательно, определенные графики из экспериментальных данных в химии не соответствуют ожиданиям учащихся в отношении математических объектов. Даже «хороший» график данных будет иметь точки по обе стороны от линии наилучшего соответствия.

Как помочь

  • При просмотре конкретных графиков явлений явно преобразовывайте график в универсальный, чтобы указать общие тенденции, в идеале рядом с оригиналом, а не на той же оси, чтобы учащиеся могли четко видеть тенденцию, сводя к минимуму когнитивную нагрузку.Это моделирует, как эксперт устраняет шум при поиске закономерностей.
  • Явно обсуждать уравнение графа при анализе универсальных графов. Для прямолинейного графика свяжите его с y = mx + c , поменяв местами y и x экспериментальные переменные и определив, является ли m положительным или отрицательным (даже если вы не можете определить фактическое значение) и является ли c нулем или ненулевым. Для неквадратичной кривой вы можете использовать программное обеспечение для аппроксимации уравнения, чтобы «доказать» студентам, что это все еще математическая функция.Это бросает вызов предположению студентов о том, что существует фундаментальная разница между графиками в разных контекстах.
  • Для математических графиков с прямыми линиями все точки будут на линии — уравнение (которое создает точки) и график представляют одну и ту же математическую взаимосвязь. Это работает, потому что в математике ученики уже знают универсальное уравнение, когда они вычисляют баллы. В химии требуется исследование, чтобы разработать универсальное уравнение. Обсуждение этого процесса со студентами помогает им понять, что линия наилучшего соответствия является аппроксимацией универсального уравнения, которое мы затем можем определить, если у нас достаточно данных.

Интуитивное жонглирование химиком-экспертом между универсальным и частным должно быть явным, чтобы учащиеся могли освоить построение графиков в химии. Последовательное моделирование под руководством учителя дает учащимся власть над графиками в химии и их связью с химическими законами, создавая их как математические объекты, а не изображения.

Эмили Роуз Сибер — учитель химии

%PDF-1.4 % 758 0 объект > эндообъект внешняя ссылка 758 71 0000000016 00000 н 0000001771 00000 н 0000002010 00000 н 0000005243 00000 н 0000005461 00000 н 0000005703 00000 н 0000006543 00000 н 0000006764 00000 н 0000007385 00000 н 0000007794 00000 н 0000008373 00000 н 0000009032 00000 н 0000009474 00000 н 0000009704 00000 н 0000010030 00000 н 0000022995 00000 н 0000041171 00000 н 0000041515 00000 н 0000041734 00000 н 0000041982 00000 н 0000054764 00000 н 0000055322 00000 н 0000055552 00000 н 0000068363 00000 н 0000068986 00000 н 0000069261 00000 н 0000069442 00000 н 0000069464 00000 н 0000088957 00000 н 0000089184 00000 н 0000089495 00000 н 00000 00000 н 00000

00000 н 0000090712 00000 н 0000090938 00000 н 0000091238 00000 н 0000091705 00000 н 0000109270 00000 н 0000109433 00000 н 0000128650 00000 н 0000129090 00000 н 0000129600 00000 н 0000129833 00000 н 0000130478 00000 н 0000130500 00000 н 0000131155 00000 н 0000131177 00000 н 0000131642 00000 н 0000131664 00000 н 0000132332 00000 н 0000132354 00000 н 0000133085 00000 н 0000133107 00000 н 0000133408 00000 н 0000133632 00000 н 0000133827 00000 н 0000133904 00000 н 0000150169 00000 н 0000150831 00000 н 0000150853 00000 н 0000151536 00000 н 0000151558 00000 н 0000151666 00000 н 0000151869 00000 н 0000151961 00000 н 0000152068 00000 н 0000152176 00000 н 0000152284 00000 н 0000152983 00000 н 0000002066 00000 н 0000005220 00000 н трейлер ] >> startxref 0 %%EOF 759 0 объект > /OpenAction 760 0 Р >> эндообъект 760 0 объект > эндообъект 827 0 объект > поток ВН PSW~x !>0y#[email protected] VQtIֵ[ڵMDPw. b?r}k,I1҆haIUyԿ,7L —LãCnv7x07U ز9!Ƚ ,sfVytZKTK?~ X_spokeDs9owjXS?J~Xc ZG \b>?3dw h»$qe㠋��9Au{t+&(Tb9j

) Добавление математических уравнений в Pages на iPad

В документ можно включать математические выражения и уравнения. Чтобы добавить уравнение, вы составляете его в диалоговом окне уравнений Pages с помощью команд LaTeX или элементов MathML, а затем вставляете в документ.

Когда вы добавляете уравнение в текстовый документ, вы можете поместить его в текст, чтобы оно располагалось на той же строке и перемещалось вместе с текстом, когда вы печатаете, или поместить его как плавающий объект на страницу, чтобы вы могли расположить ее где угодно.В документах макета страницы новые уравнения всегда добавляются как плавающие объекты на странице.

Как в текстовых документах, так и в документах с макетом страницы вы можете добавлять уравнения, встроенные в текст внутри текстовых полей или фигур.

Добавьте уравнение с помощью LaTeX или MathML

  1. Выполните одно из следующих действий:

    • Поместите уравнение в текст: Поместите точку вставки в текст, текстовое поле или фигуру или ячейку таблицы или выберите текст, который вы хотите заменить уравнением.

    • Поместите уравнение так, чтобы его можно было свободно перемещать: Коснитесь угла страницы, чтобы убедиться, что ничего не выделено. Вы также можете коснуться миниатюры страницы в представлении «Миниатюры страниц».

    • Поместите уравнение в верхний или нижний колонтитул страницы: Коснитесь угла страницы (чтобы ничего не было выделено), затем коснитесь . Коснитесь вкладки «Документ», коснитесь «Настройка документа», затем коснитесь верхнего или нижнего колонтитула.

  2. Коснитесь , коснитесь , затем коснитесь «Уравнение».

  3. Введите уравнение LaTeX или MathML с помощью клавиатуры и математических символов над клавиатурой.

    На iPad некоторые клавиши имеют несколько символов вверху. Чтобы ввести один из этих символов, коснитесь и удерживайте клавишу, затем проведите по диагонали влево или вправо. Например, чтобы ввести левую скобку, коснитесь и удерживайте клавишу H, затем проведите пальцем вниз и вправо.

    Информацию об использовании поддерживаемых команд LaTeX или элементов и атрибутов MathML см. в статье службы поддержки Apple О поддержке LaTeX и MathML.

  4. Нажмите «Вставить».

    Если вы добавили встроенное уравнение, оно появится в точке вставки (или заменит выделенный текст). Уравнение имеет тот же размер и цвет, что и окружающий текст. Если вы измените размер и цвет окружающего текста, размер и цвет уравнения также изменятся.

    Если вы добавили уравнение на страницу, оно появится в центре экрана и будет иметь размер и цвет по умолчанию, которые можно изменить, нажав . Вы также можете перетащить маркер выбранного уравнения, чтобы изменить размер его шрифта.Перетащите уравнение, чтобы изменить его положение на странице.

Редактирование, удаление или перемещение встроенного уравнения с помощью LaTeX или MathML

После добавления встроенного уравнения с текстом его можно изменить.

  • Редактирование уравнения: Если уравнение находится в основном тексте или в ячейке таблицы, дважды коснитесь уравнения, внесите изменения, затем нажмите «Обновить».

    Если уравнение находится в верхнем или нижнем колонтитуле страницы, коснитесь угла страницы (чтобы ничего не было выделено), затем коснитесь .Коснитесь вкладки «Документ», коснитесь «Настройка документа», затем дважды коснитесь уравнения.

  • Перемещение встроенного уравнения в текст: Выберите уравнение и перетащите его на новое место. Уравнения в верхнем или нижнем колонтитуле можно перемещать в верхний или нижний колонтитул, когда ваш документ находится в представлении «Настройка документа». Вы также можете перетащить уравнение в другое текстовое поле или фигуру.

  • Изменение размера, цвета или выравнивания уравнения: Коснитесь уравнения, коснитесь , затем отрегулируйте элементы управления, чтобы изменить размер и цвет уравнения.

  • Копирование уравнения: Коснитесь уравнения, коснитесь «Копировать», поместите точку вставки туда, куда вы хотите вставить уравнение — в ячейку таблицы, верхний или нижний колонтитул страницы, — затем коснитесь «Вставить». Вы также можете выбрать объект на странице (например, фигуру), а затем нажать «Вставить», чтобы вставить уравнение как свободно плавающий объект на странице.

  • Удаление уравнения: Выберите уравнение, затем нажмите «Удалить».

Редактирование, удаление или перемещение плавающего уравнения с помощью LaTeX или MathML

После добавления плавающего уравнения на страницу его можно изменить.

  • Редактирование уравнения: Дважды коснитесь уравнения, внесите изменения, затем коснитесь «Обновить».

  • Перемещение уравнения: Перетащите его в новое место на странице.

  • Изменение размера, цвета или выравнивания уравнения: Коснитесь , затем настройте элементы управления на вкладке «Стиль» или «Расстановка». Вы также можете перетащить маркер выбранного уравнения, чтобы изменить размер его шрифта.

  • Копирование уравнения: Коснитесь уравнения, коснитесь «Копировать», прокрутите до страницы, на которую хотите поместить уравнение, затем коснитесь «Вставить».

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.