Строение атома рисунок: D1 81 d1 82 d1 80 d0 be d0 b5 d0 bd d0 b8 d0 b5 d0 b0 d1 82 d0 be d0 bc d0 b0 картинки, стоковые фото D1 81 d1 82 d1 80 d0 be d0 b5 d0 bd d0 b8 d0 b5 d0 b0 d1 82 d0 be d0 bc d0 b0

Содержание

Строение атома водорода (H), схема и примеры

Общие сведения о строении атома водорода

Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 1. Атомный вес может варьироваться: 1, 2, 3, что связано с наличием изотопов дейтерия и трития.

Электронное строение атома водорода

В атоме водорода имеется положительно заряженное ядро (+1), 1 протон и один электрон. Поскольку водород имеет самое простейшее строение атома из всех элементов Периодической системы, он хорошо изучен. В 1913 году Нильс Бор предложил схему строения атома водорода, согласно которой положительно заряженное ядро находится в центре, а вокруг него по единственной орбитали движется электрон (рис. 1). В соответствии с этой схемой он вывел спектр излучения этого химического элемента. Который был позже доказан с помощью квантово-механических расчетов уравнения Шредингера (1925-1930 годы).

Рис. 1. Схема строения атома водорода.

Электронная конфигурация атома водорода будет выглядеть следующим образом:

1s1.

Водород относится к семейству s-элементов. Энергетическая диаграмма атома водорода имеет вид:

Единственный электрон, который имеется у водорода является валентным, т.к. участвует в образовании химических связей. В результате взаимодействия водород может как терять электрон, т.е. являться его донором, так и принимать, т.е. быть акцептором. В этих случаях атом превращается либо в положительно, либо отрицательно заряженный ион (H+):

H0 –e →H+;

H0 +e →H.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Электронное строение атома – Основы электроники

Любое вещество состоит из очень маленьких частиц, называемых атомами. Атом—это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его характерные свойства. Чтобы представить себе размеры атома, достаточно сказать что если бы их удалось уложить вплотную один к другому, то один миллион атомов занял бы расстояние всего в 0,1 мм.

Дальнейшее развитие науки о строении вещества показало, что атом также имеет сложное строение и состоит из электронов и протонов. Так возникла электронная теория строения вещества.

В глубокой древности было обнаружено, что существуют два рода электричества: положительное и отрицательное. Количество электричества, содержащееся в теле, стали называть зарядом. В зависимости от рода электричества, которым обладает тело, заряд может быть положительным или отрицательным.

 

Было также установлено опытным путем, что одноименные заряды отталкиваются, а разноименные притягиваются.

Рассмотрим электронное строение атома. Атомы состоят из еще более мелких частиц, чем они сами, называемых электронами.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ:Электрон — это мельчайшая частица вещества, имеющая наименьший отрицательный   электрический заряд.

Электроны вращаются вокруг центрального ядра, состоящего из одного или более протонов и нейтронов, по концентрическим орбитам. Электроны являются отрицательно заряженными частицами, протоны — положительными, а нейтроны — нейтральными (рисунок 1.1).

 

ОПРЕДЕЛЕНИЕ: Протон — мельчайшая частица вещества, имеющая наименьший положительный электрический заряд.

Существование электронов и протонов не вызывает никакого сомнения. Ученые не только определили массу, заряд и размеры электронов и протонов, но даже заставили их работать в различных электрических и радиотехнических приборах.

Было также установлено, что масса электрона зависит от скорости его движения и что электрон не только поступательно движется в пространстве, но и вращается вокруг своей оси.

Наиболее простым по своему строению является атом водорода (рис. 1.1). Он состоит из ядра-протона и вращающегося с огромной скоростью вокруг ядра электрона, образующего внешнюю оболочку (орбиту) атома. Более сложные атомы имеют несколько оболочек, по которым вращаются электроны.

Эти оболочки последовательно от ядра заполняются электронами (рисунок 1.2).


Теперь разберем строение электронных оболочек атомов

. Самая внешняя оболочка называется валентной, а число электронов, содержащееся в ней, называется валентностью. Чем дальше находится от ядра валентная оболочка, следовательно, тем меньшую силу притяжения испытывает каждый валентный электрон со стороны ядра. Тем самым у атома увеличивается возможность присоединять к себе электроны в том случае, если валентная оболочка не заполнена и расположена далеко от ядра, либо терять их.
Электроны внешней оболочки могут получать энергию. Если электроны находящиеся в валентной оболочке получат необходимый уровень энергии от внешних сил, они могут оторваться от нее и покинуть атом, то есть стать свободными электронами. Свободные электроны способны произвольно перемещаться от одного атома к атому. Те материалы, в которых содержится большое число свободных электронов, называются
проводниками
.

Изоляторы, есть противоположность проводникам. Они препятствуют протеканию электрического тока. Изоляторы стабильны потому, что валентные электроны одних атомов заполняют валентные оболочки других атомов, присоединяясь к ним. Это препятствует образованию свободных электронов.
Промежуточное положение между изоляторами и проводниками занимают полупроводники, но о них мы поговорим позже
Рассмотрим свойства атома. Атом, который имеет одинаковое число электронов и протонов, электрически нейтрален. Атом, получающий один или более электронов, становится отрицательно заряженным и имеет название отрицательный ион. Если атом теряет один или более электронов, то он становится положительным ионом, то есть заряжается положительно.

ПОНРАВИЛАСЬ СТАТЬЯ? ПОДЕЛИСЬ С ДРУЗЬЯМИ В СОЦИАЛЬНЫХ СЕТЯХ!

Похожие материалы:

Добавить комментарий

1. Строение атома – Проект “Получи максимальный балл на ОГЭ по химии”

Тема № 1

Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева

Рекомендуемые видеоуроки

Дополнительные видеоуроки, рекомендованные к просмотру

Теоретические сведения

Атом — это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства [1]. Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов. Ядро также имеет сложное строение и состоит из нейтронов и электронов. 

     Число электронов равно числу протонов в атоме и определяется порядковым номером. В связи с этим атом в целом электронейтрален, так как электроны заряжены отрицательно, а протоны положительно. Заряд ядра также равен порядковому номеру. Число нейтронов рассчитывается по формуле N = A – Z, где N – общее число нейтронов, А – массовое число, Z – заряд ядра. Число энергетических уровней в атоме определяется номером периода. Число электронов на последнем внешнем уровне равно номеру группы.

     Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется формулой N = 2n2 , где N – общее число электронов на энергетическом уровне, n – номер уровня.

     В связи с этим максимальное число электронов на первом (n = 1) уровне   равно 2 (так как N = 2*12), на втором (n = 2) уровне –  8 (так как  N = 2*22), на третьем (n = 3) уровне – 18  (так как N = 2*32) и т.д.

     Каждый энергетический уровень делится на подуровни. На первом уровне только один подуровень – s. На втором уровне два подуровня – s и p. на третьем – s, p и d. На четвертом – s, p, d и f.

Максимальное число электронов на подуровнях

2 – максимальное число электронов на s-подуровне.

6 – максимальное число электронов на p-подуровне.

10 – максимальное число электронов на d-подуровне.

14 – максимальное число электронов на f-подуровне.

Максимальное число электронов на подуровне не зависит от номера уровня.

Заполнение энергетических уровней

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s

Геометрия орбиталей [2]


Примеры [3]



Использованные интернет-источники

Строение атомов – Технарь

Атомы разных элементов в обычном состоянии отличаются друг от друга числом электронов, движущихся вокруг ядра. Так, в атоме водорода вокруг ядра движется один электрон, в атоме гелия — два электрона. Есть атомы с тремя, четырьмя электронами и т. д. Вокруг ядра атома кислорода движется 8 электронов, железа —26, урана — 92 электрона.

Но все же главной характеристикой данного химического элемента является не число электронов, а заряд ядра. Дело в том, что электроны могут иногда отрываться от атома и тогда общий заряд электронов в атоме изменится. Заряд же ядра изменить очень трудно. А если он изменится, то получится уже другой химический элемент.

Так как заряд ядра равен общему заряду электронов атома, можно предположить, что в составе ядра находятся положительно заряженные частицы. Действительно, если «бомбардировать» вещество еще более быстрыми частицами, чем в опыте Резерфорда, то из ядра

могут быть выбиты положительно заряженные частицы, их назвали протонами. Каждый протон имеет массу в 1840 раз большую, чем масса электрона, заряд протона положителен, равен по абсолютному значению заряду электрона.

После того как был осуществлен опыт Резерфорда и доказано существование протонов, ученые продолжали исследование состава ядра. Они обнаружили, что, кроме протонов, в ядрах атомов содержатся еще нейтральные (не имеющие заряда) частицы, получившие название нейтронов. Масса нейтрона не на много больше массы протона.

Итак, строение атома таково: в центре атома находится ядро, состоящее из протонов и нейтронов, а вокруг ядра движутся электроны. На рисунке 223 представлены

модели атомов водорода, гелия и лития. Протоны обозначены на рисунке кружками со знаком «плюс», нейтроны цветными кружками (соотношение размеров и расстояний на рисунке не соблюдено).

Напомним, что атом в целом не имеет заряда, он нейтрален, потому что положительный заряд его ядра равен отрицательному заряду всех его электронов. Но атом, потерявший один или несколько электронов, уже не является нейтральным, а будет иметь положительный заряд. Его называют тогда положительным ионом.

Бывают случаи обратные: лишний электрон присоединяется к нейтральному атому, тогда атом приобретает отрицательный заряд, становится отрицательным ионом.

Вопросы. 1. Чем отличаются друг от друга атомы различных химических элементов? 2. Что является главной характеристикой данного химического элемента? 3. Какие частицы входят в состав ядра? 4. Каково строение атомов водорода, гелия и лития? 5. Как образуются положительные и отрицательные ионы?

Упражнения. 1. Альфа-частицы пролетают через пластинку из лития, Где проходят те α-частицы, которые почти не отклонились? которые отклонились немного? которые были отброшены назад? 2. В ядре атома углерода содержится 12 частиц. Вокруг ядра движутся 6 электронов. Сколько в ядре этого атома протонов и сколько нейтронов? 3. От атома гелия отделился один электрон. Как называете? оставшаяся частица? Каков ее заряд?

Подпишите рисунок “Строение атома”​ – Школьные Знания.com

Верны ли следующие утверждения о природе? A. Природа это окружающий нас мир во всем бесконечном проявлений. Б. Природа – это всё, что возникло и спосо … бно развиваться вне человеческой деятельности. 1) верно только А 2) верно только Б 3) оба суждения верны4) оба суждения неверны​

4. Социологи опросили совершеннолетних граждан страны Zо чте- нии книг как таковом и о литературных предпочтениях. 1) Ответы на вопрос «Как часто вы ч … итаете книги?» (в % от чис- ла респондентов) приведены на диаграмме.​

рассуждение на тему армия за или против​ нужно “за”​

рассуждение на тему армия за или против​

Определите признаки качественного труда. Ювелирное дело на Руси уходит своими корнями в быт древних славянских поселений. Интересно отметить, что перв … ыми ювелирами были женщины, именно они изготавливали различные обереги. Наибольшего расцвета ювелирное искусство Руси достигло в XII—XIII вв. Мастера владели большим количеством ювелирных техник. Широко использовалась зернь — наплав множества золотых или серебряных шариков диаметром от 0,4 мм на изделие, что создает удивительную игру света. Скань или филигрань — это выложенный узор из витых золотых нитей, сплющенных в ленточку при помощи молоточка, или же из золотой проволоки. В Русском музее Санкт-Петербурга хранятся серебряные колты – подвески, прикрепляемые к женскому головному убору, в виде полукруглого щитка с шестью серебряными конусами. На каждый конус напаяно по 5000 крошечных колечек, на каждом из которых наплавлена зернь из серебра. Древнерусский ювелир без сложных современных приспособлений смог сотворить это чудо.​

Определите признаки качественного труда. Ювелирное дело на Руси уходит своими корнями в быт древних славянских поселений. Интересно отметить, что перв … ыми ювелирами были женщины, именно они изготавливали различные обереги. Наибольшего расцвета ювелирное искусство Руси достигло в XII—XIII вв. Мастера владели большим количеством ювелирных техник. Широко использовалась зернь — наплав множества золотых или серебряных шариков диаметром от 0,4 мм на изделие, что создает удивительную игру света. Скань или филигрань — это выложенный узор из витых золотых нитей, сплющенных в ленточку при помощи молоточка, или же из золотой проволоки. В Русском музее Санкт-Петербурга хранятся серебряные колты – подвески, прикрепляемые к женскому головному убору, в виде полукруглого щитка с шестью серебряными конусами. На каждый конус напаяно по 5000 крошечных колечек, на каждом из которых наплавлена зернь из серебра. Древнерусский ювелир без сложных современных приспособлений смог сотворить это чудо.

Назовите виды рынков, выделеные по разным основаниям

В параграфе приведены два высказывания выдающихся людей, которые сравнили и деятельность, и отдельный вид деятельности – учение – со светом. Объясните … это сравнениеСрочнооо!!!!!! ​

творческое задание на определение темперамента человека пожалуйста

ПЖпомогите не знаю ответ​

Университетские субботы. Лекция «Строение атома»

Cookie-файлы

X

Этот сайт использует файлы cookie. Собранная при помощи cookie информация не может идентифицировать вас, однако может помочь нам улучшить работу нашего сайта. Продолжая использовать сайт, вы даете согласие на обработку файлов cookie.

Университетские субботы. Лекция «Строение атома»

2019 Мероприятие прошло

19 октября

Место проведения

г. Москва, ул. Орджоникидзе, д. 3, зал. № 2

Контактное лицо

Анатолий Петрович Фищук

О мероприятии

Какой элемент назван в честь России? Что открыл Менделеев? Кто из российский учёных – лауреат Нобелевской премии? Ответы на эти и многие другие вопросы вы узнаете на нашей увлекательной лекции! А кроме того, вы разберете строение атома по уровням и подуровням, ознакомитесь с историей развития понятия об атоме, изучите различные химические связи, узнаете, как определять и использовать валентность. 

Лектор: Рябов Михаил Алексеевич, кандидат химических наук, доцент кафедры общей химии ФФМиЕН РУДН.

Начало мероприятия в 11:00

Мастер-класс «Полевое спектрометрирование почв и растительности»

Научно-практическая конференция «Роль студенческого сообщества в организации работы университета в условиях распространения коронавирусной инфекции и формирования коллективного иммунитета»

Строение атома (4) (Реферат) – TopRef.ru

Строение атома

1. Ядро и электроны

Развитие естествознания на границе XIX-XX веков показало, что помимо химических превращений существует целый ряд процессов, в которых атомы выступают как сложные объекты, состоящие из положительно заряженной части – ядра и отрицательно заряженных электронов, суммарный заряд которых в точности компенсирует заряд ядра. В результате работ английского физика Дж. Дж. Томсона и американского физика Р.С. Малликена было установлено, что электрон имеет массу 9,1•1031 кг, или 1/1837 массы атома водорода, и заряд 1,6•10 19 Кл. Основная масса атома сосредоточена в ядре, которое занимает очень малую часть его объема: диаметр ядра порядка 1СГ14 м, он составляет лишь около 10 4 диаметра атома. Наглядно это соотношение размеров можно представить себе, если увеличить атом в 1011 раз: тогда ядро диаметром 1 мм разместится внутри атома диаметром 10 метров!

Позднее было показано, что атомные ядра состоят из положительно заряженных частиц – протонов и незаряженных частиц – нейтронов. Протон имеет заряд, равный заряду электрона, но со знаком плюс, его масса практически равна массе нейтрона. Отметим, что в химии принято выражать заряды ионов в единицах заряда электрона с соответствующим знаком, например Н+, Mg2+, СГ.

Таким образом, число протонов в ядре определяет его заряд и порядковый номер, а сумма чисел протонов и нейтронов – округленную общую массу ядра в атомных единицах, или массовое число атома. Очевидно, что в электронейтральном атоме число протонов в атомном ядре равно числу электронов в электронной оболочке атома.

2. Атомный номер элемента. изотопы

Порядковый номер элемента принято называть его атомным номером и обозначать буквой Z. Атомный номер лежит в основе систематизации химических элементов и определяет их положение в периодической системе.

При определенном атомном номере, т.е. при определенном числе протонов, в ядре могут находиться разные числа нейтронов, поэтому могут существовать отличающиеся по массе разновидности атомов одного и того же элемента – изотопы.

Например, природный водород представляет собой смесь изотопов с массовыми числами 1 и 2, а.

Клетка периодической таблицы

В ядре атома урана 92 протона, а в его электронной оболочке – 92 электрона

В периодической таблице, элементы расположены в порядке увеличения заряда ядра, а в отдельных клеточках таблицы принято приводить средневзвешенные атомные массы, поэтому они часто сильно отличаются от целочисленных.

Рис. 2.3, а. Масс-спектрометр.

Газ вводится в вакуумированный прибор через трубку (i) и подвергается ионизации потоком электронов из электронной пушки (2). Заряженные пластины (3) и (4) разгоняют поток полученных положительных ионов, который проходит че­рез щель в пластине (4) и попадает в поле магнита (5), отклоняющее отдельные ионы в соответствии с отношением заряд: масса. За второй щелью (в) расположен детектор (7), который регистрирует число частиц, прошедших через щель. Меняя напряженность магнитного поля, можно последовательно регистрировать относительное количество ионов с различной массой, получая масс-спектр.

В масс-спектрометре молекулы газа превращаются в ионы. Показана часть масс-спектра, соответствующая нонам ТЮ+ и ТЮ2. Отдельные полосы отвечают пяти изотопам титана с массой 46, 47, 48, 49, 50 значений масс атомов и разделение изотопов стало возможным в результате создания масс-спектрометрии – метода, основанного на воздействии магнитного поля на направленные пучки заряженных частиц.

3. Ядерная модель атома

Первая модель атома была предложена в начале XX века Э. Резерфордом, новозеландцем, работавшем в Англии. Она предполагала, что электроны движутся с большой скоростью по круговым орбитам вокруг ядра, подобно планетам по отношению к Солнцу. По представлениям классической электромагнитной теории в таком атоме электрон должен приближаться по спирали к ядру, непрерывно излучая энергию. Через короткое время электрон неизбежно должен упасть на ядро. Это очевидное несоответствие фактам было не единственным недостатком модели Резерфорда: плавное изменение энергии электронов в атоме не согласовывалось с появившимися наблюдениями над спектрами атомов. Одним из достижений второй половины XIX века была разработка атомного спектрального анализа – точного и чувствительного метода, сыгравшего важнейшую роль в открытии новых элементов и послужившего экспериментальной основой изучения строения атомов. Метод основан на испускании света свободными атомами, получающимися при сильном нагреваний вещества; при этом атомы переходят из основного состояния с минимальной энергией в возбужденные состояния с более высокими энергиями.

Возвращаясь в основное состояние, атомы излучают свет. Оказалось, что атомные спектры излучения состоят из отдельных линий, отвечающих только определенным длинам волн.

Чтобы объяснить линейчатый характер атомных спектров и устойчивость атомов, знаменитый датский физик Нильс Бор предложил два постулата, выходящие за рамки классической физики:

Из бесконечного числа орбит, возможных с точки зрения классической механики, допустимы лишь определенные орбиты, по которым электрон движется не излучая.

Частота поглощаемого или испускаемого атомом излучения при переходе из одного разрешенного состояния в другое определяется разностью энергий этих состояний.

При этом Бор опирался на идею Макса Планка о квантовании энергии. Планк установил, что, хотя свет, испускаемый раскаленным телом, кажется сплошным, световая энергия поглощается или излучается отдельными порциями – квантами Е = hv, пропорциональными частоте светового электромагнитного колебания. Коэффициент пропорциональности h = 6,6252 • 10 34 Дж • с был назван постоянной Планка. Таким образом в науку было введено понятие кванта света, или некоторого светового пакета – фотона, отражающее не только волновую, но и корпускулярную природу света.

Модель Бора позволила рассчитать точные значения энергии атома водорода и любых одноэлектронных ионов, но оказалась непригодной для объяснения наблюдаемых энергетических характеристик атомов с двумя и более электронами; главный же ее недостаток заключался в том, что она не давала логического обоснования природы квантования и устойчивости не меняющихся во времени состояний атома. Однако, несмотря на эти недостатки, сами идеи Бора о квантовании и стационарных состояниях легли в основу современного описания строения атома с позиций квантовой механики.

4. Волновые свойства электрона

Вскоре после 1920 г. был сделан следующий важный шаг в познании микромира: было установлено, что не только световые кванты, но и любые микрочастицы, в том числе электроны, обладают двойственной природой – частицы как таковой и волны.

Например, электрону при скорости 3 • 10е м/с отвечает длина волны

В частности, удалось обнаружить дифракцию электронов на периодической решетке кристаллов и на молекулах газов. Частице с массой покоя т, движущейся со скоростью v, соответствует длина волны X, которая может быть найдена из уравнения де Бройля: сопоставимая с размерами атома. В то же время можно говорить и об импульсе и даже о массе движущегося фотона, хотя, конечно, его масса покоя равна нулю. Это обстоятельство существенным образом влияет на характер информации, которую дает спектроскопия. При столкновении фотона с электроном меняются импульс фотона и частота света, тем самым давая экспериментатору информацию об импульсе электрона. Однако, поскольку импульсы фотона и электрона сопоставимы, при этом меняется и импульс электрона, который надо определить. Ситуация в какой-то степени подобна попытке измерить скорость бегуна с помощью наблюдателя, который прыгает ему на плечи с разбега. Математически эти соображения описываются принципом неопределенности Гейзенберга, согласно которому возможность одновременного определения положения микрочастицы в пространстве и ее импульса ограничена постоянной Планка. Это, в частности, означает, что если мы хотим определить с большой точностью энергию электрона в атоме, то мы не сможем столь же точно определить его положение по отношению к ядру.

Рисование атомов – Монтессори Muddle

В этом году я основывал свое введение в основы химии для учеников средней школы на основе периодической таблицы элементов. Однако первый шаг – научить их рисовать базовые модели атомов.

Я начал с того, что ученики за зимние каникулы запомнили первые 20 элементов (от H до Ca) в их правильном порядке – по атомным номерам.

Схема атома кислорода.

Чтобы у них был некоторый контекст, я рассмотрел основные части атома (протоны, нейтроны и электроны) и пояснил, что название элемента определяется исключительно количеством протонов.Я даже попросил их нарисовать несколько атомов с протонами и нейтронами в центре и электронами в оболочках. Поскольку я вылил все это на них за один урок, это, вероятно, было немного, но поскольку это было просто для того, чтобы дать им какой-то контекст, я не ожидал, что семиклассники, которые не видели этого раньше, вспомнят все это; для восьмиклассников это должен был быть просто обзор.

Большинство студентов хорошо запомнили. Кто-то нашел в Интернете песни, которые помогли, а кто-то просто протиснулся.Две недели зимнего перерыва для работы, вероятно, тоже помогли.

Когда мы вернулись в школу, я первым делом дал им схему верхней части таблицы Менделеева и попросил заполнить ее названиями элементов.

Шаблон для первых 20 элементов таблицы Менделеева. (pdf)

После того, как они заполнили свой шаблон периодической таблицы, я более подробно рассмотрел части атомов и попросил их попрактиковаться. Я хотел, чтобы они запомнили следующие ключевые моменты:

  • Атомный номер записывается нижним индексом слева от символа элемента.

    Атомный номер – это количество протонов. Поскольку они запоминали элементы по порядку, они должны быть в состоянии выяснить это самостоятельно, но они также могут быстро найти это в периодической таблице или посмотреть на символ элемента, где атомный номер иногда написан внизу левый.

  • У атомов такое же количество электронов, что и у протонов. Протоны заряжены положительно, а электроны – отрицательно, поэтому у атома должно быть одинаковое количество обоих, чтобы его заряд был сбалансирован. Мы не будем говорить об ионах – где больше или меньше электронов – до позднего времени.
  • Атомная масса (4) записывается в виде верхнего индекса слева от символа элемента. Атомная масса – это сумма количества протонов (2) и количества нейтронов (2).

    Маленькие атомы, которые мы смотрим на , стремятся иметь такое же количество нейтронов, что и протоны, , но это не обязательно так. Итак, как узнать, сколько нейтронов? Вы должны спросить или посмотреть на атомное массовое число, которое обычно пишется в верхнем левом углу атома.Поскольку атомная масса является суммой количества протонов и нейтронов, если вы знаете атомную массу и количество протонов, вы можете легко вычислить количество нейтронов. (Обратите внимание, что электроны не вносят вклад в массу атома, потому что их массы намного меньше масс нейтронов и протонов.

  • У этого атома кислорода 8 электронов в двух оболочках.

    Электронные оболочки : Электроны вращаются вокруг ядра в серии оболочек. Каждая оболочка может содержать определенное максимальное количество электронов (2 для первой оболочки, 8 для второй оболочки и 8 для третьей).И чтобы нарисовать атомы, вы сначала заполняете внутренние оболочки, а затем переходите к внешним оболочкам.

Итак, если бы я написал на доске только символ элемента и его атомную массу, учащиеся смогли бы вычислить количество частиц.

Пример: Углерод-12

Например, наиболее распространенная форма (изотоп) углерода-12 записывается как:

  • Протоны = 6 : Поскольку мы знаем, что атомный номер равен 6 (потому что мы его запомнили), у атома 6 протонов.
  • Нейтроны = 6 : Поскольку атомная масса равна 12 (верхний левый от символа элемента), чтобы найти количество нейтронов, мы вычитаем количество протонов (12-6 = 6).
  • Электронов = 6 : Этот атом сбалансирован по заряду, поэтому ему нужно шесть электронов с их отрицательными зарядами, чтобы компенсировать шесть положительных зарядов шести протонов. (Примечание: мы еще не говорили о несбалансированных заряженных атомах, но заряд будет отображаться в виде верхнего индекса справа от символа.)
  • Электронные оболочки (2-4) : У нас шесть электронов, поэтому первые два идут на заполнение первой электронной оболочки, а остальные могут переходить во вторую оболочку, которая может содержать до 8 электронов. Это дает электронную конфигурацию 2-4.
Схема атома углерода-12.

Пример: Углерод-14

Углерод-14 – радиоактивный изотоп углерода, который часто используется при углеродном датировании исторических артефактов. Он записывается как:

  • Протоны = 6 : пока это углерод, в нем шесть протонов.
  • Электронов = 6 : Этот атом также сбалансирован по заряду, поэтому ему также нужно шесть электронов.
  • нейтронов = 8 : с атомной массой 14, когда мы вычитаем шесть протонов, количество нейтронов должно быть 8 (14-6 = 8).

Единственное различие между углеродом-12 и углеродом-14 состоит в том, что последний имеет еще два нейтрона. Следовательно, это два изотопа углерода.

Схема атома углерода-14.

Пример: Гелий-4

Схема атома гелия-4.

Пример: Натрий-23

Схема атома натрия-23.

Примечание: изображение атома водорода можно найти здесь.

Обновление

: я создал интерактивное приложение, которое будет рисовать атомы (первых 20 элементов), в дополнение к рабочему листу для студенческой практики.

Структуры Льюиса: научитесь рисовать структуры Льюиса

Внимание: Этот пост был написан несколько лет назад и может не отражать последние изменения в программе AP®. Мы постепенно обновляем эти сообщения и удалим этот отказ от ответственности после обновления этого сообщения.Спасибо за ваше терпение!

Введение в Lewis Structures

Единственное, что меньше атомов, – это их субатомные частицы; электроны, протоны и нейтроны. Даже под сложным микроскопом мы не можем увидеть отдельные электроны, окружающие ядра атома. Структура точек Льюиса – это визуальное изображение, которое представляет собой внешнюю оболочку электронов, также известную как валентные электроны, и возможные ковалентные связи внутри атома или молекулы. Эти валентные электроны заряжены отрицательно и притягиваются к положительно заряженному ядру, состоящему из нейтронов и протонов.Имейте в виду, что на самом деле электроны постоянно перемещаются вокруг ядра и не укоренены в одном месте, как это изображено в 2D-структуре.

Точечная структура Льюиса нарисована серией точек, линий и атомных символов и обеспечивает структуру, определяющую способ расположения атома или молекулы. Структура точек Льюиса может быть создана для одиночного атома, ковалентного соединения или многоатомного иона.

Использование периодической таблицы для построения точечных структур Льюиса

Периодическая таблица содержит всю информацию, необходимую для построения точечной структуры Льюиса.Каждая группа или столбец обозначается римской цифрой, которая представляет количество валентных электронов. Это применимо ко всей группе. Например, все элементы, попадающие в первый столбец или группу I, имеют один (1) валентный электрон. Все элементы в группе II имеют два (2) валентных электрона, вплоть до VIII, восемь (8) валентных электронов. Свойства также совпадают по строкам или периодам периодической таблицы. Периоды обозначаются цифрами 1, 2, 3 и т. Д., Которые представляют уровень энергии или оболочку электронов.Первый период или строка имеет только один энергетический уровень, на котором может находиться всего два электрона. Период 2 со второй оболочкой может содержать в общей сложности восемь (8) электронов, также известное как правило октетов. Период 3 и так далее может содержать более восьми (8) электронов.

Периодическая таблица Менделеева также передает электроотрицательность. Наиболее электроотрицательные элементы расположены в верхнем правом углу таблицы периодов и уменьшаются в электроотрицательности по мере того, как вы спускаетесь вниз по Группе или более слева от периода.

На протяжении всего рисования точечных структур Льюиса таблица Менделеева будет надежным ориентиром при работе с электронами, ковалентными связями и многоатомными ионами.

Использование точечных структур Льюиса для отображения валентных электронов

Точечные структуры Льюиса могут быть нарисованы, чтобы показать валентные электроны, которые окружают сам атом. Этот тип точечной структуры Льюиса представлен атомным символом и серией точек. В следующих примерах показано, как нарисовать точечные структуры Льюиса для общих атомов, участвующих в ковалентной связи.

Пример 1. Изобразите точечную структуру Льюиса для атома водорода.

Поскольку водород относится к группе I, в его оболочке находится один (1) валентный электрон.

Пример 2. Изобразите точечную структуру Льюиса для атома Флорина.

Поскольку фтор находится в Периоде 2, он может соответствовать максимум восьми (8) электронам второго энергетического уровня. Фтор группы VII, что означает, что он имеет в общей сложности семь (7) валентных электронов вокруг атома.

Пример 3.Нарисуйте точечную структуру Льюиса для кислорода.

Поскольку кислород находится в Периоде 2, он может соответствовать максимум восьми (8) электронам второго энергетического уровня. Кислород группы VI, что означает, что он имеет в общей сложности шесть (6) валентных электронов вокруг атома

.

Пример A. Определите общее количество валентных электронов для C

  • Углерод находится в группе IV, 4 валентных электрона
  • Общее количество валентных электронов в углероде = 4

Пример Б. Определите общее количество валентных электронов для H

2 O
  • Водород, группа I, имеет 1 электрон x 2 = 2
  • Кислород, группа VI, имеет 6 электронов x 1 = 6
  • Всего валентных электронов в воде = 8

Пример C.Определите общее количество валентных электронов для MgBr

2
  • Магний, группа 2, имеет 2 электрона x 1 = 2
  • Бром группы 7 имеет 7 электронов x 2 = 14
  • Общее количество валентных электронов в MgBr 2 = 16

Как нарисовать точечную структуру Льюиса

Шаг 1. Определите общее количество валентных электронов, отображаемых на диаграмме Льюиса.

Пример: CO 2 Итого = 16

Шаг 2.Поместите наименее электроотрицательный элемент в центр и проведите одинарные связи от центрального атома к другим атомам.

Шаг 3. Определите, сколько электронов нужно добавить к центральному элементу.

Предположим, что каждый внешний элемент имеет полную валентность (2 для H, 8 для всего остального) от связывающих и несвязывающих электронов. Суммируйте все эти электроны и вычтите это из общего числа валентных электронов в молекуле. CO 2 имеет 16 валентных электронов.Мы предполагаем, что каждый O имеет 8 валентных электронов. 2 × 8 = 16; 16-16 = 0, поэтому нам не нужно добавлять электроны к C

.

Шаг 4. Добавьте двойные или тройные связи к центральному атому, пока он не получит полный октет

Шаг 5. Добавьте электроны к внешним элементам, пока они не получат полные октеты

Примеры построения точечной структуры Льюиса для ковалентных связей

Здесь мы будем использовать определенное общее количество валентных электронов на атом и рисовать их в нужных местах.См. Пошаговое руководство «Как нарисовать структуру точек Льюиса». См. Следующие диаграммы точечной структуры Льюиса для нескольких ковалентных соединений.

Пример 1. Аммиак, NH

3

Азот находится в Группе V, что означает, что у него всего пять (5) валентных электронов. Присутствуют три (3) атома водорода, каждый со своим единственным электроном, что дает всей молекуле в общей сложности восемь (8), которые необходимо учитывать. Поскольку азот имеет 5 электронов и ищет в общей сложности 8 для выполнения своей второй энергетической оболочки, он удовлетворяется наличием 3 атомов водорода, что соответствует правилу октетов.Не связывающая пара азота остается слева и представляет собой пару двух точек.

Пример 2. Метан, CH

4

В этой структуре отсутствуют несвязывающие пары электронов. Все они должным образом связаны в серию линий, каждая из которых представляет по два электрона. В метане каждый Водород имеет первую энергетическую оболочку, заполненную 2 электронами, свой собственный валентный электрон вместе с общим электроном из углерода, а вторая энергетическая оболочка углерода заполнена в общей сложности восемью электронами, 4 собственными и 4 общими (1 от каждого окружающего его водорода).

Рисование точечных структур Льюиса для многоатомных ионов

Точечные структуры Льюиса для рисования многоатомных ионов выполняются очень аналогично рисованию отдельных атомов или ковалентных соединений. Однако в этом случае мы будем иметь дело не с простыми атомами, а с ионами. Ионы будут обладать либо положительным, либо отрицательным зарядом, что должно отражаться количеством вытянутых электронов, а также знаком «-» или «+». Это означает, что либо присутствуют дополнительные электроны, чтобы создать отрицательный заряд, либо меньше электронов, чтобы создать более положительный заряд.

Пример 1. PO

4 3- , Ион фосфата

При наличии четырех атомов кислорода с шестью (6) электронами каждый и фосфора с пятью (5) электронами должно быть всего 31 электрон. Однако, поскольку есть заряд -3.

Следует помнить о нескольких вещах. Фосфор находится в периоде 3, что означает, что он может удерживать более 8 электронов и создает двойную связь с кислородом, которая выполняет правило октетов для одного кислорода, но не для других.

Пример 2.NH

4 + , Ион аммония

В случае аммония мы имеем дело с положительно заряженным многоатомным ионом. Суммарное количество валентных электронов азота и четырех атомов водорода составляет 9 электронов. Поскольку имеется положительный заряд 1+, это означает, что на один электрон меньше, поэтому всего будет 8, которые представлены четырьмя связями в виде линий.

Пример 3. OH

, Гидроксид-ион

Общее количество электронов у гидроксид-иона? Что ж, кислород имеет 6, а водород 1, но поскольку на ионе есть отрицательный заряд, у него будет дополнительный ион, составляющий всего 8 электронов, которые представлены парой связей между кислородом и водородом вместе с 3 несвязывающими ( одинокие) пары, окружающие кислород.

Ключевые понятия:

Определите общее количество валентных электронов элемента или соединения. Если в молекуле более одного элемента, добавьте валентный электрон всех элементов, присутствующих в соединении.

Определите, какой атом будет центральным атомом структуры точек Льюиса. Центральный атом – это наименьший наиболее электроотрицательный атом в соединении. Помните тенденцию к появлению электроотрицательности в таблице Менделеева. После определения нарисуйте этот элемент атомным символом в центре и нарисуйте одинарные связи с другими атомами.

Вычтите полную оболочку валентных электронов (2 для H, 8 для всего остального) каждого внешнего атома из общего числа валентных электронов, связанных с молекулой. Распределите оставшиеся электроны по центральному атому в виде несвязывающих пар

Образуйте двойные и тройные связи, пока центральный атом не будет иметь полный октет.

Нарисуйте несвязывающие пары вокруг внешних атомов, пока они не получат полный октет.

Проверьте свою работу: Убедитесь, что все ваши валентные электроны и связи учтены.

Практика рисования точечных структур Льюиса
  1. Углерод
  2. Натрий
  3. Неон
  4. HCl
  5. H 2 O
  6. СО 2
  7. НЕТ 3
  8. ClO 3
  9. CN
  10. СО 4 2-

Ищете химическую практику?

Ознакомьтесь с другими нашими статьями по химии.

Вы также можете найти тысячи практических вопросов на Albert.io. Albert.io позволяет настроить процесс обучения так, чтобы он ориентировался на практику там, где вам больше всего нужна помощь. Мы зададим вам сложные практические вопросы, которые помогут вам достичь мастерства в химии.

Начните практиковать здесь .

Вы преподаватель или администратор, заинтересованный в улучшении успеваемости студентов-химиков?

Узнайте больше о наших школьных лицензиях здесь, .

1.2: Рисование органических структур – Chemistry LibreTexts

Формальные заряды

Теперь, когда у вас была возможность вернуться к вводному учебнику по химии, чтобы просмотреть некоторую базовую информацию об атомах, орбиталях, связях и молекулах, давайте более внимательно рассмотрим идею заряженных частиц. Вы знаете, что ион – это молекула или атом, имеющий связанный положительный или отрицательный заряд. Медь, например, может быть найдена как в нейтральном состоянии (Cu 0 , который представляет собой металл), так и в состоянии Cu +2 , как компонент ионного соединения, такого как карбонат меди (CuCO 3 ), зеленое вещество, называемое «патиной», которое образуется на поверхности медных предметов.

Органические молекулы также могут иметь связанные с ними положительные или отрицательные заряды. Рассмотрим структуру метанола по Льюису, CH 3 OH (метанол – это так называемый «древесный спирт», который недобросовестные бутлегеры иногда продавали в дни запрета в 1920-х годах, часто вызывая слепоту у пьющих его людей). Метанол сам по себе является нейтральной молекулой, но может потерять протон, чтобы стать молекулярным анионом (CH 3 O ), или получить протон, чтобы стать молекулярным катионом (CH 3 OH 2 +) .

Молекулярный анион и катион имеют общие заряды -1 и +1 соответственно. Но мы можем быть более конкретными – мы также можем утверждать для каждого молекулярного иона, что формальный заряд расположен именно на атоме кислорода, а не на углероде или любом из атомов водорода.

Определение формального заряда различных атомов молекулы – простой процесс – это просто сложение валентных электронов.

Несвязанный атом кислорода имеет 6 валентных электронов.Однако, когда он связан как часть молекулы метанола, атом кислорода окружен 8 валентными электронами: 4 несвязывающими электрона (две “ неподеленные пары ”) и 2 электрона в каждой из двух его ковалентных связей (один с углеродом, один с атомом углерода). водород). В формальном соглашении о заряде мы говорим, что кислород «владеет» всеми 4 несвязывающими электронами. Однако он «владеет» только одним электроном от каждой из двух ковалентных связей, потому что ковалентные связи включают обмен электронами между атомами. Следовательно, атом кислорода в метаноле владеет 2 + 2 + (½ x 4) = 6 валентными электронами.

Формальный заряд атома рассчитывается как количество валентных электронов, принадлежащих изолированному атому, за вычетом количества валентных электронов, принадлежащих связанному атому в молекуле:

Определение формального заряда атома

формальный заряд =

(количество валентных электронов, принадлежащих изолированному атому)

– (количество валентных электронов, принадлежащих связанному атому)

или. . .

формальных сборов =

(количество валентных электронов, принадлежащих изолированному атому)

– (количество несвязывающих электронов на связанном атоме)

– (½ числа связывающих электронов на связанном атоме)

Используя эту формулу для атома кислорода метанола, мы имеем:

формальный заряд на кислород =

(6 валентных электронов на изолированном атоме)

– (4 несвязывающих электрона)

– (½ x 4 связывающих электрона)

= 6-4-2 = 0 .Таким образом, кислород в метаноле имеет формальный заряд, равный нулю (другими словами, у него нет формального заряда ).

Как насчет атома углерода в метаноле? Изолированный углерод имеет 4 валентных электрона. Связанный углерод в метаноле имеет (½ x 8) = 4 валентных электрона:

формального заряда углерода =

(4 валентных электрона на изолированном атоме)

– (0 несвязывающих электронов)

– (½ x 8 связывающих электронов)

= 4-0-4 = 0 .Таким образом, формальный заряд углерода равен нулю.

Для каждого водорода в метаноле мы также получаем формальный нулевой заряд:

формальный заряд водорода =

(1 валентный электрон на изолированном атоме)

– (0 несвязывающих электронов)

– (½ x 2 связывающих электрона)

= 1 – 0 – 1 = 0

Теперь давайте посмотрим на катионную форму метанола, CH 3 OH 2 + . Картина связи не изменилась ни для углерода, ни для любого из атомов водорода, поэтому мы сосредоточимся на атоме кислорода.

Кислород имеет 2 несвязывающих электрона и 3 связывающих электрона, поэтому формальный расчет заряда выглядит следующим образом:

формальный заряд на кислород =

(6 валентных электронов в изолированном атоме)

– (2 несвязывающих электрона)

– (½ x 6 связывающих электронов)

= 6 – 2 – 3 = 1 . Формальный заряд +1 находится на атоме кислорода.

Для метоксида, анионной формы метанола, расчет для атома кислорода:

формальный заряд на кислород =

(6 валентных электронов в изолированном атоме)

– (6 несвязывающих электронов)

– (½ x 2 связывающих электрона)

= 6-6-1 = -1 .Формальный заряд -1 находится на атоме кислорода.

Очень важное правило, которое следует иметь в виду, состоит в том, что сумма формальных зарядов на всех атомах молекулы должна равняться чистому заряду всей молекулы.

При рисовании структур органических молекул очень важно показать все ненулевые формальные заряды, четко указав, где они расположены. Структура, в которой отсутствуют ненулевые формальные платежи, нарисована неправильно и, вероятно, будет отмечена как таковая на экзамене!

В этот момент, вспоминая то, что вы узнали в общей химии, вы, вероятно, спрашиваете: «А как насчет диполей? Разве атом кислорода в связи O-H не «владеет» большей электронной плотностью, чем водород, из-за его большей электроотрицательности? » Это абсолютно правильно, и мы рассмотрим концепцию диполей связи позже.Однако для целей расчета формальных зарядов диполи связи не имеют значения – мы всегда считаем, что два электрона в связи разделены поровну, даже если это не является точным отражением химической реальности. Формальные обвинения – это всего лишь формальность, метод электронного учета, связанный с системой Льюиса для построения структур органических соединений и ионов. Позже мы увидим, как концепция формального заряда может помочь нам визуализировать реакцию органических молекул.

Наконец, не поддавайтесь соблазну думать, что только потому, что чистый заряд структуры равен нулю, нет атомов с формальными зарядами: один атом может иметь положительный формальный заряд, а другой – отрицательный формальный заряд, и итоговый заряд все равно будет быть нулевым. Цвиттерионы, , такие как аминокислоты, имеют как положительные, так и отрицательные формальные заряды на разных атомах:

Даже несмотря на то, что чистый заряд на глицине равен нулю, все же необходимо показать расположение положительных и отрицательных формальных зарядов.

Exercise 1.4

Заполните все недостающие электроны неподеленной пары и формальные заряды в структурах ниже. Предположим, что все атомы имеют полную валентную оболочку из электронов.Чистые расходы указаны вне скобок.

Решения к упражнениям

Распространенные образцы склеивания в органических структурах

Рассмотренные выше методы рисования структур Льюиса и определения формальных зарядов на атомах являются важной отправной точкой для начинающего химика-органика и будут вполне эффективны при работе с небольшими простыми структурами. Но, как вы понимаете, эти методы становятся неоправданно утомительными и трудоемкими, когда вы начинаете иметь дело с более крупными структурами.Было бы нереалистично, например, просить вас нарисовать структуру Льюиса ниже (одного из четырех нуклеозидных строительных блоков, составляющих ДНК) и определить все формальные заряды, сложив атом за атомом валентные электроны.

И все же, как химики-органики, и особенно химики-органики, занимающиеся биологическими молекулами, вскоре ожидается, что вы будете регулярно рисовать структуру таких больших молекул, как эта. Ясно, что вам необходимо развить способность быстро и эффективно рисовать большие конструкции и определять формальные расходы.К счастью, эту способность не так уж и сложно получить – все, что нужно, – это несколько ярлыков и немного практики в распознавании общих паттернов связи.

Начнем с углерода, самого важного элемента для химиков-органиков. Углерод считается четырехвалентным, что означает, что он имеет тенденцию образовывать четыре связи. Если вы посмотрите на простые структуры метана, метанола, этана, этена и этина на рисунках из предыдущего раздела, вы быстро поймете, что в каждой молекуле атом углерода имеет четыре связи и формальный заряд ноль.

Эта закономерность сохраняется для большинства органических молекул, которые мы увидим, но есть и исключения.

В диоксиде углерода атом углерода имеет двойные связи с кислородом с обеих сторон (O = C = O). Позже в этой главе и на протяжении всей книги мы увидим примеры органических ионов, называемых «карбокатионами» и «карбанионами», в которых атом углерода несет положительный или отрицательный формальный заряд, соответственно. Если углерод имеет только три связи и незаполненную валентную оболочку (другими словами, если он не соответствует правилу октетов), он будет иметь положительный формальный заряд.

Если, с другой стороны, у него есть три связи плюс неподеленная пара электронов, он будет иметь формальный заряд -1. Другая возможность – это углерод с тремя связями и одним неспаренным (свободнорадикальным) электроном: в этом случае углерод имеет формальный заряд, равный нулю. (Последняя возможность – это высокореактивный вид, называемый «карбен», в котором углерод имеет две связи и одну неподеленную пару электронов, что дает ему формальный нулевой заряд. Вы можете встретить карбены на более продвинутых курсах химии, но они будут в этой книге больше не обсуждается).

Вы, безусловно, должны использовать методы, которым вы научились, чтобы проверить правильность этих формальных сборов для примеров, приведенных выше. Что еще более важно, вам нужно будет, прежде чем вы значительно продвинетесь в своем изучении органической химии, просто распознать эти закономерности (и схемы, описанные ниже для других атомов) и уметь определять путем быстрой проверки углеродные атомы, несущие положительные и отрицательные формальные заряды. .

Образец для водорода прост: атомы водорода имеют только одну связь и не имеют формального заряда.Исключением из этого правила являются протон H + и ион гидрида H , который представляет собой протон плюс два электрона. Поскольку мы концентрируемся в этой книге на органической химии применительно к живым существам, мы не будем рассматривать «голые» протоны и гидриды как таковые, потому что они слишком реакционноспособны, чтобы присутствовать в такой форме в водном растворе. Тем не менее, идея о протоне будет очень важна, когда мы будем обсуждать кислотно-щелочную химию, а идея о гидрид-иона станет очень важной намного позже в книге, когда мы будем обсуждать реакции окисления и восстановления органических веществ.Однако, как правило, все атомы водорода в органических молекулах имеют одну связь и не имеют формального заряда.

Обратимся теперь к атомам кислорода. Обычно кислородную связь можно увидеть тремя способами, каждый из которых соответствует правилу октетов.

Если атом кислорода t имеет две связи и две неподеленные пары, как в воде, он будет иметь нулевой формальный заряд. Если он имеет одну связь и три неподеленные пары, как в гидроксид-ионе, он будет иметь формальный заряд -1. Если он имеет три связи и одну неподеленную пару, как в ионе гидроксония, он будет иметь формальный заряд +1.

Когда мы дойдем до нашего обсуждения свободнорадикальной химии в главе 17, мы увидим другие возможности, например, когда атом кислорода имеет одну связь, одну неподеленную пару и один неспаренный (свободнорадикальный) электрон, что дает ему формальный заряд нуль. Однако пока сконцентрируемся на трех основных нерадикальных примерах, поскольку они объясняют практически все, что мы видим до главы 17.

Азот имеет два основных типа связывания, каждый из которых соответствует правилу октетов:

Если у азота есть три связи и неподеленная пара, он имеет формальный заряд ноль.Если у него четыре связи (и нет ни одной единственной пары), он имеет формальный заряд +1. В довольно необычной схеме связывания отрицательно заряженный азот имеет две связи и две неподеленные пары.

Два элемента третьего ряда обычно встречаются в биологических органических молекулах: сера и фосфор. Хотя оба этих элемента имеют другие схемы связывания, которые имеют отношение к лабораторной химии, в биологическом контексте сера почти всегда следует той же схеме связывания / формального заряда, что и кислород, в то время как фосфор присутствует в форме иона фосфата (PO 4 3-), где он имеет пять связей (почти всегда с кислородом), отсутствие неподеленных пар и формальный нулевой заряд.Помните, что атомы элементов в третьей строке и ниже в периодической таблице имеют «расширенные валентные оболочки» с d орбиталями, доступными для связывания, и правило октетов не применяется.

Наконец, галогены (фтор, хлор, бром и йод) очень важны в лабораторной и медицинской органической химии, но менее распространены в встречающихся в природе органических молекулах. Галогены в органических соединениях обычно видны с одной связью, тремя неподеленными парами и формальным нулевым зарядом.Иногда, особенно в случае брома, мы встречаемся с реактивными частицами, в которых галоген имеет две связи (обычно в трехчленном кольце), две неподеленные пары и формальный заряд +1.

Эти правила, если их усвоить и усвоить, так что вам даже не нужно о них думать, они позволят вам довольно быстро рисовать большие органические структуры с формальными затратами.

После того, как вы научились рисовать структуры Льюиса, не всегда необходимо рисовать неподеленные пары на гетероатомах, поскольку вы можете предположить, что надлежащее количество электронов присутствует вокруг каждого атома, чтобы соответствовать указанному формальному заряду (или его отсутствию). .Однако иногда рисуются одиночные пары, если это помогает сделать объяснение более ясным.

Упражнение 1.5

Нарисуйте одну структуру, которая соответствует каждой из следующих молекулярных формул, используя общие схемы связывания, описанные выше. Обязательно включите все неподеленные пары и формальные заряды, где это применимо, и предположите, что все атомы имеют полную валентную оболочку из электронов. На каждый возможен более одного правильного ответа, поэтому вы захотите уточнить свои ответы у своего инструктора или репетитора.

a) C 5 H 10 O b) C 5 H 8 O c) C 6 H 8 NO + d) C 4 H 3 O 2

Решения к упражнениям

Использование условного обозначения «линейная структура»

Если вы посмотрите вперед в этой и других книгах на то, как нарисованы органические соединения, вы увидите, что фигуры несколько отличаются от структур Льюиса, которые вы привыкли видеть в своей книге по общей химии.В некоторых источниках вы увидите конденсированных структур для более мелких молекул вместо полных структур Льюиса:

Чаще всего химики-органики и биологи используют сокращенное обозначение чертежей, называемое линейными структурами . Соглашение довольно простое и упрощает рисование молекул, но к линейным структурам нужно немного привыкнуть. Атомы углерода обозначаются не заглавной C, а «углом» между двумя связями или свободным концом связи.Молекулы с разомкнутой цепью обычно имеют зигзагообразную форму. Водороды, присоединенные к атомам углерода, обычно не показаны: скорее, как неподеленные пары, они просто подразумеваются (если не показан положительный формальный заряд, предполагается, что все атомы углерода имеют полный октет валентных электронов). Водороды, связанные с азотом, кислородом, серой или чем-либо, кроме углерода , показаны , но обычно их связь не показана. Следующие примеры иллюстрируют это соглашение.

Как вы можете видеть, «урезанная» линейная структура позволяет намного легче увидеть основную структуру молекулы и места, где есть что-то отличное от одинарных связей C-C и C-H.Для более крупных и сложных биологических молекул становится непрактичным использовать полные структуры Льюиса. И наоборот, очень маленькие молекулы, такие как этан, следует рисовать с их полной льюисовской или конденсированной структурой.

Иногда один или несколько атомов углерода в линейной структуре изображаются с заглавной буквы C, если это упрощает объяснение. Если вы пометите углерод буквой C, вы также должны привлечь атомы водорода для этого углерода .

Упражнение 1.6

Хороший способ проверить свое понимание соглашения о линейной структуре – определить количество атомов водорода в молекуле по ее линейной структуре. Сделайте это для структур ниже.

Упражнение 1.7

a) Изобразите линейную структуру основания ДНК 2-дезоксицитидина (полная структура была показана ранее)

b) Изобразите линейные структуры для гистидина (аминокислота) и пиридоксина (витамин B 6 ).

Упражнение 1.8

Добавьте ненулевые формальные расходы на структурный чертеж ниже. Чистая плата составляет -2.

Упражнение 1.9

Найдите где-нибудь в главах 2-17 этого учебника по одному примеру каждого из общих шаблонов склеивания, указанных ниже. Свои ответы уточняйте у своего инструктора или репетитора.

a) углерод с одной двойной связью, двумя одинарными связями, без неподеленных пар и нулевым формальным зарядом

б) кислород с двумя одинарными связями, двумя неподеленными парами и нулевым формальным зарядом

c) кислород с одной двойной связью, двумя неподеленными парами и нулевым формальным зарядом

d) азот с одной двойной связью, двумя одинарными связями и формальным зарядом +1

e) кислород с одной одинарной связью, тремя неподеленными парами и отрицательным формальным зарядом

Решения к упражнениям

Конституционные изомеры

Теперь, когда мы рассмотрели, как рисовать структуры Льюиса и научились сокращать линейную структуру, самое время узнать о концепции конституциональных изомеров.Представьте, что вас попросили нарисовать структуру (Льюиса или линию) для соединения с молекулярной формулой C 4 H 10 . Это не составит труда – вы можете просто нарисовать:

Но когда вы сравнили свой ответ с ответом одноклассницы, она могла нарисовать такую ​​структуру:

Кто прав? Ответ, конечно, таков: вы оба. Молекулярная формула говорит вам только , сколько атомов каждого элемента присутствует в соединении, а не какова фактическая связь атома с атомом.Часто существует много различных возможных структур для одной молекулярной формулы. Соединения, которые имеют одинаковую молекулярную формулу, но разную связность, называются конституционными изомерами (иногда также используется термин « структурный изомер »). Греческий термин « iso» означает «то же самое».

Фруктоза и глюкоза, два типа молекул сахара, являются конституциональными изомерами с молекулярной формулой C 6 H 12 O 6 .

Позже мы увидим другие типы изомеров, которые имеют такую ​​же молекулярную формулу и такую ​​же связность, но отличаются в других отношениях.

Упражнение 1.10

Изобразите конституционный изомер этанола, CH 3 CH 2 OH.

Упражнение 1.11

Изобразите все возможные структурные изомеры данной молекулярной формулы.

а) С 5 В 12

б) С 4 В 10 О

c) C 3 H 9 N

Решения к упражнениям

Видеоуроки Академии Кана:

Представляющие структуры органических молекул

Рисование структур точек Льюиса и определение формальных сборов

Авторы и авторство

Схема атома

– Вселенная сегодня

[/ caption] Изображение слева представляет собой базовую атомную диаграмму.На этом изображены протоны, нейтроны и электроны атома углерода. Каждый находится в группе по шесть человек. Это делает атом очень стабильным. На протяжении многих лет существовало много атомных моделей, но сейчас они широко считаются надежной базовой версией. Атомные диаграммы были разработаны для объяснения взаимодействия элементов Земли и космоса задолго до того, как атомы можно было наблюдать. В настоящее время ученые могут видеть частицы размером меньше атома. Эти субатомные частицы составляют основу физики элементарных частиц.

Ученые веками использовали атомные диаграммы для объяснения устройства мира. Древние греки, а до них китайцы и вавилоняне верили, что существуют невидимые силы, позволяющие соединять определенные металлы и работать на благо человека. Они этого не знали, но это был просто нагретый металл, обменивающийся субатомными частицами, чтобы стать новым металлом.

Основы химии лучше всего объясняют атом. В нем говорится, что фундаментальным строительным блоком материи является атом.Атом состоит из трех основных частей: протонов, нейтронов и электронов. Протоны имеют положительный электрический заряд. У нейтронов нет электрического заряда. Электроны имеют отрицательный электрический заряд. Протоны и нейтроны находятся вместе в так называемом ядре атома. Электроны вращаются вокруг ядра. Химические реакции включают взаимодействие между электронами одного атома и электронами другого атома. Атомы, которые имеют разное количество электронов и протонов, имеют положительный или отрицательный электрический заряд и называются ионами.Когда атомы соединяются вместе, они могут образовывать более крупные строительные блоки материи, называемые молекулами. Если бы наука не смоделировала атом, она никогда бы не поняла этот обмен электронами, и мы все еще могли бы застрять в темных веках.

Ранее я упоминал, что было разработано много моделей атомов. Некоторые из них – модель Бора, кубическая модель, модель сливового пудинга, модель Сатурна и модель Резерфорда.
Каждая из этих моделей улучшала другую и приближала науку к совершенной атомной модели.Модели Бора и Резерфорда были разработаны для квантовой механики и использовались в астрономических приложениях. Фактически, улучшение модели Бора, называемое моделью Бора-Саммерфилда, отвечает за некоторые из многих вещей, которые мы теперь знаем о квантовой механике.

Атомная диаграмма постоянно пересматривается, поскольку наука открывает все больше информации о субатомных частицах. Перейдите по этой ссылке, чтобы получить информацию о модели Бора и ее усовершенствованиях. На сайте Universe Today у нас есть две замечательные статьи: одна о протоне, а другая об электронах.Astronomy Cast предлагает хороший эпизод о материи от звезд.

Источники:
Википедия
Справка по химии

Как это:

Нравится Загрузка …

Сравнить-Contrast-Connect: Химические структуры – Визуализация невидимого

Химия может быть трудным предметом для понимания, отчасти потому, что структура и форма атомов и молекул могут быть трудными для понимания представлять себе. Со временем способ моделирования молекул изменился. Каждое молекулярное представление имеет преимущества и недостатки, но каждое способствует способности ученых понимать химию.SF Таблица 2.2 показывает четыре различные модели, используемые для демонстрации молекулы бутана (C 4 H 10 ).

Точечные структуры Льюиса представляют собой двумерные представления молекул, которые иллюстрируют каждый атом как его химический символ. Линии указывают на связи с другими атомами, а несвязывающие электроны представлены в виде маленьких точек рядом с химическими символами.

Обозначение соединительной линии показывает выбранные атомы как их химические символы, при этом некоторые атомы углерода изображаются в виде углов между линиями и опускаются атомы водорода, которые предположительно присутствуют в структуре.Обозначение линии связи преимущественно используется в органической химии (химии, связанной с живыми существами).

Модели шариков и палочек – это трехмерные модели, в которых атомы представлены сферами разного цвета, а связи представлены пиками между сферами. Определенные атомы связаны с разными цветами, например, черный обычно используется для обозначения углерода, а белый – для обозначения водорода.

Модели заполнения пространства похожи на модели шариков и клюшек в том, что они представляют собой трехмерные модели, представляющие атомы в виде цветных сфер.Разница между ними заключается в том, что вместо палочек, представляющих связи, как в модели шара и палочек, сферы, представляющие атомы, сливаются вместе, а размер сферы представляет размер реального атома.

SF Таблица 2.2. Четыре общие молекулярные модели бутана (C 4 H 10 )
Модель Представительство Преимущества Недостатки
Льюис Дот Показывает связывающие и несвязывающие электроны. Более крупные молекулы могут сбивать с толку и сбивать с толку.
Обозначение линии связи Упрощает большие структуры для выделения важных атомов, связей и групп. Иногда в структурах можно забыть об атомах, если предполагается, что они там есть.
Шарик и рукоять Показывает трехмерное расположение атомов и связей. Для идентификации атомов требуется ключ цветовых представлений.
Заполнение пространства Показывает трехмерное расположение, а также соотношение размеров между атомами. Связь между атомами иногда бывает трудно различить.

Эти четыре модели представляют собой некоторые из наиболее распространенных моделей, используемых для представления молекул, но это не единственные модели, используемые учеными. Некоторые модели являются узкоспециализированными и используются определенными типами ученых.Например, биохимики и биологи используют систему моделирования, называемую ленточным моделированием белков, для представления больших и сложных молекул, называемых белками.

форм молекул

В двухатомной молекуле (X 2 или XY) существует только одна связь, и полярность этой связи определяет полярность молекулы: если связь полярна, молекула полярна, и если связь неполярная, молекула неполярна.

В молекулах с более чем одной связью обе формы и полярность связи определяют, является ли молекула полярной .А молекула должна содержать полярные связи , чтобы молекула была полярной, но если полярные связи выровнены точно напротив друг друга, или если они достаточно симметричны, полярности связей сокращаются, делая молекула неполярная. (Полярность – это векторная величина, поэтому как необходимо принять во внимание величину и направление .)

Например, рассмотрим точечную структуру Льюиса для углекислый газ.Это линейная молекула, содержащая два полярных углерод-кислородные двойные связи. Однако, поскольку полярные связи указывают ровно на 180 друг от друга, полярности связи сокращаются, и молекула неполярна. (В качестве аналогии вы можете подумать, что это как игра в перетягивание каната между двумя командами, которые тянут за веревку одинаково сложно.)

Молекула воды также содержит полярные связи, но поскольку это изогнутая молекула, связи расположены под углом друг к другу около 105.Они отменяют , а не , потому что они не указывают точно по направлению друг к другу, и есть общий диполь, идущий от водородный конец молекулы по направлению к кислородному концу молекулы; вода, следовательно, является полярной молекулой:

Молекулы, в которых все атомы, окружающие центральный атом такие же, как правило, неполярный, если нет неподеленных пар на центральном атоме.Если некоторые из атомов, окружающих центральный атом различны, однако молекула может быть полярной. Например, углерод тетрахлорид, CCl 4 , неполярный, но хлороформ, CHCl 3 , и метилхлорид, CH 3 Cl полярны:

Полярность молекулы сильно влияет на ее физические свойства. Более полярные молекулы имеют более сильные межмолекулярные силы между ними и, как правило, имеют более высокую температуру кипения точки (а также другие различные физические свойства).

В таблице ниже показано, соответствуют ли примеры в предыдущие разделы полярны или неполярны. Для видов, у которых есть общая плата, вместо этого используется термин начисленный, поскольку термины полярные и неполярные на самом деле не применимы к заряженным видам; заряжен виды, по определению, по существу полярны. Одинокие пары на каком-то внешнем атомы опущены для ясности.

Формула

Льюис Структура

Трехмерная структура

Форма

Полярность

Пояснение

1.

Канал 4

четырехгранный

неполярный

Облигация CH неполярный, так как C и H различаются всего на 0,35 единицы электроотрицательности.

2.

NH 3

тригональный пирамидальный

полярный

С этого момента молекула не плоская, связи NH не указывают непосредственно друг на друга, и их полярности не отменяют из.Кроме того, есть небольшой диполь в направлении одинокой пары.

3.

H 2 O

гнутый

полярный

С этого момента молекула изогнута, связи ОН не указывают прямо на друг друга, и их полярности не исключают друг друга.

4.

H 3 O +

тригональный пирамидальный

начислено

С этого момента вид заряжен, термины полярный и неполярный не имеющий отношения.

5.

HCN

линейная

полярный

Линейные молекулы обычно неполярны, но в этом случае не все атомы связанные с центральным атомом такие же.Облигация CN полярный, и не компенсируется неполярной связью CH.

6.

CO 2

линейная

неполярный

Полярный C = O облигации ориентированы на 180 ° друг от друга.Полярность этих связей аннулируется, делая молекулу неполярной.

7.

CCl 4

четырехгранный

неполярный

Полярный CCl облигации ориентированы 109.5 друг от друга. Полярность этих связей аннулируется, делая молекулу неполярной.

8.

COCl 2

тригонально планарный

полярный

Тригональный планарный молекулы обычно неполярны, но в этом случае не все атомы, связанные с центральным атомом, такие же.В полярности связи не отменяются полностью, и молекула полярна. (Если бы было три О или три Cl прикрепленный к центральной точке C, он будет неполярным.)

9.

О 3

гнутый

полярный

Изогнутые молекулы всегда полярны.Хотя кислородно-кислородные связи неполярный, неподеленная пара на центральном O вносит некоторый полярность к молекуле.

10.

CO 3 2-

тригонально планарный

начислено

С этого момента вид заряжен, термины полярный и неполярный не имеющий отношения.

11.

С 2 В 6

четырехгранный

неполярный

Оба атома углерода четырехгранные; так как облигации CH и облигации CC являются неполярная, молекула неполярная.

12.

С 2 В 4

тригонально планарный

неполярный

Оба атома углерода тригонально плоские; так как облигации CH и облигации CC неполярны, молекула неполярна.

13.

Канал 3 Канал 2 ОН

C: четырехгранник

O: изогнутый

полярный

CC и CH связи не влияют на полярность молекулы, но связи CO и OH полярны, так как форма вокруг атом O изогнут, молекула должна быть полярной.

14.

BF 3

тригонально планарный

неполярный

С этого момента молекула плоская, все три полярные связи BF находятся в одна и та же плоскость, ориентированная на 120 ° друг от друга, в результате чего молекула неполярная.

15.

НЕТ

линейная

полярный

Поскольку есть только одна связь в этой молекуле, и связь полярная, молекула должна быть полярной.

16.

PCl 5

тригональный бипирамидальный

неполярный

Связи PCl в экваториальные положения на этой молекуле ориентированы 120 далеко друг от друга, и их полярности связи уравновешиваются.Связи PCl в осевых положениях отстоят на 180 от друг друга, и их полярности связи также компенсируются.

17.

SF 6

восьмигранный

неполярный

Облигации SF в все эти молекулы удалены друг от друга на 90, и их полярности облигаций сокращаются.

18.

SF 4

качели

полярный

Облигации SF в осевые позиции разнесены на 90, а их полярности связи отменяет.В экваториальных позициях, так как одна позиция поглощается одинокой парой, они не сокращаются, и молекула полярна.

19.

XeF 4

плоский квадрат

неполярный

Облигации XeF все ориентированы на 90 градусов друг от друга, и их связь полярности компенсируются.Одинокие пары находятся на расстоянии 180 от друг друга, и их небольшая полярность также уравновешивается.

20.

H 2 SO 4

S: четырехгранный

O: изогнутый

полярный

Эта молекула полярным из-за изогнутых связей HOS, которые присутствуют в Это.

Режимы рисования Marvin JS

Используете ли вы Marvin JS для отображения химические структуры и реакции, или чтобы ваши ученики нарисовали их, вам нужно выбрать правильный режим рисования для вашего рисунка.

Примечание. В зависимости от режима рисования Marvin JS обрабатывает атомы водорода как явный или неявный .
  • Явно означает, что все водороды должны быть добавлены к чертежу вручную.
  • Неявный означает, что правильное количество атомов водорода автоматически считается присутствующим. Вы и ваши ученики по-прежнему можете добавлять водорода явно.

Режимы рисования с неявными атомами водорода, неявными и явными атомами водорода как эквивалент.

В следующей таблице описывается Marvin JS. режимы рисования, доступные в WebAssign:

Режим рисования Дисплей Водороды Этикетки Atom Использование / Примечания
Завершено Явный Все атомы

Изобразите всю молекулярную структуру, включая атомы водорода.

Конденсированное Неявный Все атомы

Специально для органической химии нарисуйте молекулярную структуру, кроме водороды.

Льюис Явный Все атомы

Нарисуйте структуры Льюиса.

  • Одинокие пары и радикалы: явное, отображаемое
  • Формальные атомные заряды: явное, отображается
Механизм Явный Все атомы

Изобразите механизмы реакции, показывающие движение электроны.

  • Одинокие пары и радикалы: явное, отображаемое
  • Формальные атомные заряды: явное, отображается

Вопросы, использующие этот режим, должны предоставить учащимся шаблон для модификации.

Механизм Advanced Неявный

H: только для гетероатомов

C: нет

Прочие атомы: да

Изобразите механизмы реакции, показывающие движение электроны.

Вопросы, использующие этот режим, должны предоставить учащимся шаблон для модификации.

Реакция Неявный Все атомы

Изобразите химические реакции.

Отображает молекулы как в конденсированном режиме, но позволяет добавить стрелку реакции и знаки + среди реагентов и продуктов.

Reaction Advanced Неявный

H: только для гетероатомов

C: нет

Прочие атомы: да

Изобразите химические реакции.

Отображает молекулы как в конденсированном режиме, но позволяет добавить стрелку реакции и знаки + среди реагентов и продуктов.

Резонанс Явный Все атомы

Изобразите резонансные структуры.

  • Одинокие пары и радикалы: явное, отображаемое
  • Формальные атомные заряды: явное, отображается

Вопросы, использующие этот режим, должны предоставить учащимся шаблон для модификации.

Скелет Неявный

H: только для гетероатомов

C: нет

Прочие атомы: да

Нарисуйте сложные органические молекулы.

Skeleton Advanced Неявный

H: только для гетероатомов

C: нет

Прочие атомы: да

Нарисуйте сложные органические молекулы.

Spacefill Явный Нет

Может вращаться в трех измерениях.

3D Явный Нет

Может вращаться в трех измерениях.

Оставить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *