Vollständige elektronische Formeln chemischer Elemente. Chemie-Aktenkatalog

Beim Schreiben elektronischer Formeln von Atomen von Elementen werden Energieniveaus angegeben (Werte der Hauptquantenzahl). N in Form von Zahlen - 1, 2, 3 usw.), Energieunterniveaus (Werte der Orbitalquantenzahl l in Form von Briefen S, P, D, F) und die Zahl oben gibt die Anzahl der Elektronen in einer bestimmten Unterebene an.

Das erste Element im D.I. Mendeleev ist Wasserstoff, also die Ladung des Atomkerns H gleich 1, das Atom hat nur ein Elektron pro S Unterebene der ersten Ebene. Daher lautet die elektronische Formel des Wasserstoffatoms:

Das zweite Element ist Helium, in seinem Atom gibt es zwei Elektronen, daher lautet die elektronische Formel des Heliumatoms 2 Nicht 1S 2. Die erste Periode umfasst nur zwei Elemente, da das erste Energieniveau mit Elektronen gefüllt ist, die nur von 2 Elektronen besetzt werden können.

Das dritte Element der Reihe nach – Lithium – befindet sich bereits in der zweiten Periode, daher beginnt sich sein zweites Energieniveau mit Elektronen zu füllen (wir haben oben darüber gesprochen). Die Füllung der zweiten Ebene mit Elektronen beginnt mit S-Unterebene, daher lautet die elektronische Formel des Lithiumatoms 3 Li 1S 2 2S 1 . Im Berylliumatom ist die Auffüllung mit Elektronen abgeschlossen S- Unterebenen: 4 Ve 1S 2 2S 2 .

Für nachfolgende Elemente der 2. Periode bleibt das zweite Energieniveau weiterhin mit Elektronen gefüllt, erst jetzt ist es mit Elektronen gefüllt R- Unterebene: 5 IN 1S 2 2S 2 2R 1 ; 6 MIT 1S 2 2S 2 2R 2 … 10 Ne 1S 2 2S 2 2R 6 .

Das Neonatom füllt sich vollständig mit Elektronen R-Sublevel, dieses Element beendet die zweite Periode, es hat seitdem acht Elektronen S- Und R-Unterebenen können nur acht Elektronen enthalten.

Die Elemente der 3. Periode haben eine ähnliche Reihenfolge, in der sie die Energieunterebenen der dritten Ebene mit Elektronen füllen. Die elektronischen Formeln der Atome einiger Elemente dieser Zeit lauten:

11 N / A 1S 2 2S 2 2R 6 3S 1 ; 12 mg 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 ; 13 Al 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 1 ;

14 Si 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 2 ;…; 18 Ar 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 .

Die dritte Periode endet wie die zweite mit einem Element (Argon), das seine Füllung mit Elektronen abschließt R–Unterebene, obwohl die dritte Ebene drei Unterebenen umfasst ( S, R, D). Gemäß der obigen Reihenfolge der Füllung der Energieunterebenen gemäß den Regeln von Klechkovsky beträgt die Energie der Unterebene 3 D mehr Energie der Unterebene 4 S, daher ist das dem Argon folgende Kaliumatom und das ihm folgende Kalziumatom mit Elektronen gefüllt 3 S- Unterebene der vierten Ebene:

19 ZU 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 ; 20 Sa 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 .

Ab dem 21. Element – ​​Scandium – beginnt sich in den Atomen der Elemente die Unterebene 3 mit Elektronen zu füllen D. Die elektronischen Formeln der Atome dieser Elemente lauten:

21 sc 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 1 ; 22 Ti 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 2 .

In den Atomen des 24. Elements (Chrom) und des 29. Elements (Kupfer) wird ein Phänomen beobachtet, das als „Durchbruch“ oder „Versagen“ eines Elektrons bezeichnet wird: ein Elektron von einem externen 4 S-sublevel „fehlschlägt“ um 3 D– Unterebene, die ihre Füllung um die Hälfte (für Chrom) oder vollständig (für Kupfer) vervollständigt, was zu einer größeren Stabilität des Atoms beiträgt:

24 Cr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 5 (statt ...4 S 2 3D 4) und

29 Cu 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 10 (statt ...4 S 2 3D 9).

Ausgehend vom 31. Element – ​​Gallium – geht die Füllung der 4. Ebene mit Elektronen nun weiter – R– Unterebene:

31 Ga 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 1 …; 36 Kr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 .

Dieses Element beendet die vierte Periode, die bereits 18 Elemente umfasst.

Eine ähnliche Reihenfolge der Füllung von Energieunterniveaus mit Elektronen findet in den Atomen der Elemente der 5. Periode statt. Die ersten beiden (Rubidium und Strontium) sind gefüllt S- Unterebene der 5. Ebene, die nächsten zehn Elemente (von Yttrium bis Cadmium) werden gefüllt D– Unterebene der 4. Ebene; Sechs Elemente vervollständigen die Periode (von Indium bis Xenon), in deren Atome Elektronen gefüllt sind R-Unterebene der äußeren, fünften Ebene. Es gibt auch 18 Elemente in einer Periode.

Für Elemente der sechsten Periode wird diese Füllreihenfolge verletzt. Zu Beginn der Periode gibt es wie üblich zwei Elemente, deren Atome mit Elektronen gefüllt sind S-Unterebene der äußeren, sechsten Ebene. Beim nächsten Element – ​​Lanthan – beginnt sich mit Elektronen zu füllen D–Unterebene der vorherigen Ebene, d.h. 5 D. Auf dieser Füllung mit Elektronen 5 D-Unterebene stoppt und die nächsten 14 Elemente – von Cer bis Lutetium – beginnen sich zu füllen F- Unterebene der 4. Ebene. Diese Elemente sind alle in einer Zelle der Tabelle enthalten. Nachfolgend finden Sie eine erweiterte Reihe dieser Elemente, die als Lanthanoide bezeichnet werden.

Beginnend mit dem 72. Element – ​​Hafnium – bis zum 80. Element – ​​Quecksilber, dauert die Füllung mit Elektronen 5 D- Unterebene, und die Periode endet wie üblich mit sechs Elementen (von Thallium bis Radon), in deren Atomen es mit Elektronen gefüllt ist R-Unterebene der äußeren, sechsten Ebene. Dies ist die größte Periode, einschließlich 32 Elementen.

In den Atomen der Elemente der siebten, unvollständigen Periode ist die gleiche Reihenfolge der Füllung der Unterebenen zu beobachten, wie oben beschrieben. Wir ermöglichen den Schülern, unter Berücksichtigung aller oben Gesagten elektronische Formeln für Atome von Elementen der 5. bis 7. Periode zu schreiben.

Notiz:In einigen Lehrmittel Eine andere Reihenfolge beim Schreiben der elektronischen Formeln der Atome der Elemente ist zulässig: nicht in der Reihenfolge, in der sie gefüllt sind, sondern entsprechend der in der Tabelle angegebenen Anzahl von Elektronen auf jedem Energieniveau. Die elektronische Formel eines Arsenatoms könnte beispielsweise wie folgt aussehen: As 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3 .

Elektronische Konfiguration Ein Atom ist eine numerische Darstellung seiner Elektronenorbitale. Elektronenorbitale sind Flächen verschiedene Formen, um den Atomkern gelegen, in dem das Elektron mathematisch wahrscheinlich ist. Mithilfe der elektronischen Konfiguration kann der Leser schnell und einfach feststellen, wie viele Elektronenorbitale ein Atom hat, und auch die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital bestimmen. Nachdem Sie diesen Artikel gelesen haben, beherrschen Sie die Methode zum Erstellen elektronischer Konfigurationen.

Schritte

Verteilung der Elektronen nach dem Periodensystem von D. I. Mendeleev

Finden Sie die Ordnungszahl Ihres Atoms. Jedem Atom ist eine bestimmte Anzahl an Elektronen zugeordnet. Finden Sie das Symbol für Ihr Atom im Periodensystem. Eine Ordnungszahl ist eine ganze Zahl positive Zahl, beginnend bei 1 (für Wasserstoff) und für jedes nachfolgende Atom um eins erhöht. Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen in einem Atom und daher auch die Anzahl der Elektronen in einem Atom ohne Ladung.

Bestimmen Sie die Ladung eines Atoms. Neutrale Atome haben die gleiche Anzahl an Elektronen wie im Periodensystem angegeben. Geladene Atome haben jedoch je nach Ladungsgröße mehr oder weniger Elektronen. Wenn Sie mit einem geladenen Atom arbeiten, addieren oder subtrahieren Sie Elektronen wie folgt: Addieren Sie ein Elektron für jede negative Ladung und subtrahieren Sie eins für jede positive Ladung.

• Beispielsweise hat ein Natriumatom mit einer Ladung von -1 ein zusätzliches Elektron Außerdem zu seiner Grundordnungszahl von 11. Mit anderen Worten, ein Atom hat insgesamt 12 Elektronen.
• Wenn wir reden Bei einem Natriumatom mit der Ladung +1 muss von der Grundordnungszahl 11 ein Elektron abgezogen werden. Das Atom wird also 10 Elektronen haben.

1. Merken Sie sich die grundlegende Liste der Orbitale. Wenn die Anzahl der Elektronen in einem Atom zunimmt, füllen sie in einer bestimmten Reihenfolge die verschiedenen Unterebenen der Elektronenhülle des Atoms. Jede Unterebene der Elektronenhülle enthält, wenn sie gefüllt ist, eine gerade Anzahl von Elektronen. Es gibt folgende Unterebenen:

   Verstehen Sie die Aufzeichnung elektronische Konfiguration. Elektronische Konfigurationen werden aufgeschrieben, um die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital klar wiederzugeben. Orbitale werden nacheinander geschrieben, wobei die Anzahl der Atome in jedem Orbital hochgestellt rechts neben dem Orbitalnamen geschrieben wird. Die fertige elektronische Konfiguration hat die Form einer Folge von Unterebenenbezeichnungen und hochgestellten Zeichen.

   • Hier ist zum Beispiel die einfachste elektronische Konfiguration: 1s 2 2s 2 2p 6 . Diese Konfiguration zeigt, dass es zwei Elektronen in der 1s-Unterebene, zwei Elektronen in der 2s-Unterebene und sechs Elektronen in der 2p-Unterebene gibt. 2 + 2 + 6 = insgesamt 10 Elektronen. Dies ist die elektronische Konfiguration des neutralen Neonatoms (die Ordnungszahl des Neons beträgt 10).

2. Denken Sie an die Reihenfolge der Orbitale. Beachten Sie, dass Elektronenorbitale in aufsteigender Reihenfolge der Elektronenhüllennummer nummeriert, aber in aufsteigender Energiereihenfolge angeordnet sind. Beispielsweise hat ein gefülltes 4s 2-Orbital weniger Energie (oder weniger Mobilität) als ein teilweise gefülltes oder gefülltes 3d 10, daher wird das 4s-Orbital zuerst geschrieben. Sobald Sie die Reihenfolge der Orbitale kennen, können Sie sie einfach entsprechend der Anzahl der Elektronen im Atom ergänzen. Die Reihenfolge, in der die Orbitale gefüllt werden, ist wie folgt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Die elektronische Konfiguration eines Atoms, in dem alle Orbitale besetzt sind, hat die folgende Form: 10 7p 6
   • Beachten Sie, dass die obige Notation, wenn alle Umlaufbahnen gefüllt sind, die Elektronenkonfiguration des Elements Uuo (Ununoctium) 118 ist, dem Atom mit der höchsten Nummer im Periodensystem. Daher enthält diese elektronische Konfiguration alle derzeit bekannten elektronischen Unterebenen eines neutral geladenen Atoms.

3. Füllen Sie die Orbitale entsprechend der Anzahl der Elektronen in Ihrem Atom aus. Wenn wir beispielsweise die elektronische Konfiguration eines neutralen Calciumatoms aufschreiben möchten, müssen wir zunächst seine Ordnungszahl im Periodensystem nachschlagen. Seine Ordnungszahl ist 20, daher schreiben wir die Konfiguration eines Atoms mit 20 Elektronen in der oben genannten Reihenfolge.

   • Füllen Sie die Orbitale in der oben genannten Reihenfolge aus, bis Sie das zwanzigste Elektron erreichen. Das erste 1s-Orbital hat zwei Elektronen, das 2s-Orbital hat ebenfalls zwei, das 2p-Orbital hat sechs, das 3s-Orbital hat zwei, das 3p-Orbital hat 6 und das 4s-Orbital hat 2 (2 + 2 +). 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Mit anderen Worten, die elektronische Konfiguration von Kalzium hat die Form: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Beachten Sie, dass die Orbitale in aufsteigender Reihenfolge ihrer Energie sind. Wenn Sie beispielsweise bereit sind, auf die 4. Energieebene zu wechseln, notieren Sie zunächst das 4s-Orbital und Dann 3d. Nach der vierten Energieebene geht es weiter zur fünften, wo sich die gleiche Reihenfolge wiederholt. Dies geschieht erst nach dem dritten Energieniveau.

4. Verwenden Sie das Periodensystem als visuellen Hinweis. Sie haben wahrscheinlich bereits bemerkt, dass die Form des Periodensystems der Reihenfolge der elektronischen Unterebenen in elektronischen Konfigurationen entspricht. Beispielsweise enden Atome in der zweiten Spalte von links immer mit „s 2“, während Atome am rechten Rand des dünnen Mittelteils immer mit „d 10“ enden und so weiter. Verwenden Sie das Periodensystem als visuellen Leitfaden zum Schreiben von Konfigurationen – da die Reihenfolge, in der Sie die Orbitale hinzufügen, Ihrer Position in der Tabelle entspricht. Siehe unten:

   • Insbesondere enthalten die beiden Spalten ganz links Atome, deren elektronische Konfigurationen in s-Orbitalen enden, der rechte Block der Tabelle enthält Atome, deren Konfigurationen in p-Orbitalen enden, und ganz unten enden die Atome in f-Orbitalen.
   • Wenn Sie beispielsweise die elektronische Konfiguration von Chlor aufschreiben, denken Sie so: „Dieses Atom befindet sich in der dritten Reihe (oder „Periode“) des Periodensystems. Es befindet sich auch in der fünften Gruppe des Orbitalblocks p des Periodensystems. Daher endet seine elektronische Konfiguration mit ...3p 5
   • Beachten Sie, dass die Elemente in den d- und f-Orbitalregionen der Tabelle Energieniveaus haben, die nicht der Periode entsprechen, in der sie sich befinden. Beispielsweise entspricht die erste Reihe eines Blocks von Elementen mit d-Orbitalen den 3d-Orbitalen, obwohl sie sich in der 4. Periode befindet, und die erste Reihe von Elementen mit f-Orbitalen entspricht dem 4f-Orbital, obwohl sie sich in der 4. Periode befindet liegt in der 6. Periode.

5. Lernen Sie die Abkürzungen zum Schreiben langer elektronischer Konfigurationen. Die Atome auf der rechten Seite des Periodensystems werden aufgerufen Edelgase. Diese Elemente sind chemisch sehr stabil. Um den Prozess des Schreibens langer elektronischer Konfigurationen zu verkürzen, schreiben Sie einfach in eckigen Klammern das chemische Symbol für das nächstgelegene Edelgas mit weniger Elektronen als Ihr Atom und fahren Sie dann mit dem Schreiben der elektronischen Konfiguration der nachfolgenden Orbitalebenen fort. Siehe unten:

   • Um dieses Konzept zu verstehen, ist es hilfreich, eine Beispielkonfiguration zu schreiben. Schreiben wir die Konfiguration von Zink (Ordnungszahl 30) mit der Abkürzung Edelgas. Die komplette Zinkkonfiguration sieht so aus: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Wir sehen jedoch, dass 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 die elektronische Konfiguration von Argon, einem Edelgas, ist. Ersetzen Sie einfach den elektronischen Konfigurationsteil von Zink durch das chemische Symbol für Argon in eckigen Klammern (.)
   • Die elektronische Konfiguration von Zink lautet also in abgekürzter Form: 4s 2 3d 10 .
   • Beachten Sie, dass Sie nicht schreiben können, wenn Sie die elektronische Konfiguration eines Edelgases, beispielsweise Argon, schreiben! Man muss vor diesem Element die Abkürzung des Edelgases verwenden; für Argon wird es Neon () sein.

   Verwendung des ADOMAH-Periodensystems

   1. Meistern Sie das ADOMAH-Periodensystem. Diese Methode Aufzeichnungen der elektronischen Konfiguration erfordern kein Auswendiglernen, erfordern jedoch das Vorhandensein eines umgewandelten Periodensystems, da in traditioneller Tisch Mendelejew, beginnend mit vierte Periode, die Periodenzahl stimmt nicht mit der Elektronenhülle überein. Finden Sie das ADOMAH-Periodensystem, eine besondere Art von Periodensystem, das vom Wissenschaftler Valery Zimmerman entworfen wurde. Mit einer kurzen Internetsuche ist es leicht zu finden.

      • Im ADOMAH-Periodensystem repräsentieren die horizontalen Reihen Gruppen von Elementen wie Halogene, Edelgase, Alkalimetalle, Erdalkalimetalle usw. Vertikale Säulen entsprechen elektronischen Wasserwaagen und die sogenannten „Kaskaden“ (diagonale Verbindungslinien). Blöcke s,p,d und f) entsprechen Perioden.
      • Helium wird zu Wasserstoff verschoben, da beide Elemente durch ein 1s-Orbital gekennzeichnet sind. Die Periodenblöcke (s,p,d und f) werden auf der rechten Seite angezeigt und die Ebenennummern sind unten angegeben. Elemente werden in Feldern dargestellt, die von 1 bis 120 nummeriert sind. Diese Zahlen sind die üblichen Ordnungszahlen, die sie darstellen gesamt Elektronen in einem neutralen Atom.

   2. Finden Sie Ihr Atom in der ADOMAH-Tabelle. Um die elektronische Konfiguration eines Elements aufzuschreiben, suchen Sie sein Symbol im ADOMAH-Periodensystem und streichen Sie alle Elemente mit einer höheren Ordnungszahl durch. Wenn Sie beispielsweise die elektronische Konfiguration von Erbium (68) aufschreiben müssen, streichen Sie alle Elemente von 69 bis 120 durch.

      • Achten Sie auf die Zahlen von 1 bis 8 am unteren Rand der Tabelle. Dies sind die Nummern der elektronischen Ebene oder Spaltennummern. Ignorieren Sie Spalten, die nur durchgestrichene Elemente enthalten. Für Erbium bleiben Spalten mit den Nummern 1,2,3,4,5 und 6 übrig.

   3. Zählen Sie die Orbitalunterebenen bis zu Ihrem Element. Betrachten Sie die rechts neben der Tabelle angezeigten Blocksymbole (s, p, d und f) und die unten angezeigten Spaltennummern. Ignorieren Sie die diagonalen Linien zwischen den Blöcken, teilen Sie die Spalten in Blockspalten auf und listen Sie sie auf Reihenfolge von unten nach oben. Ignorieren Sie auch hier die Blöcke, in denen alle Elemente durchgestrichen sind. Schreiben Sie die Spaltenblöcke beginnend mit der Spaltennummer, gefolgt vom Blocksymbol, also: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (für Erbium).

      • Bitte beachten Sie: Die obige elektronische Konfiguration Er wird in aufsteigender Reihenfolge der elektronischen Unterebenennummer geschrieben. Es kann auch in der Reihenfolge geschrieben werden, in der die Orbitale gefüllt sind. Folgen Sie dazu beim Schreiben von Spaltenblöcken den Kaskaden von unten nach oben und nicht den Spalten: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Zählen Sie die Elektronen für jede elektronische Unterebene. Zählen Sie die Elemente in jedem Spaltenblock, die nicht durchgestrichen wurden, indem Sie von jedem Element ein Elektron anhängen, und schreiben Sie ihre Nummer wie folgt neben das Blocksymbol für jeden Spaltenblock: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . In unserem Beispiel ist dies die elektronische Konfiguration von Erbium.

   5. Achten Sie auf falsche elektronische Konfigurationen. Es gibt achtzehn typische Ausnahmen im Zusammenhang mit der elektronischen Konfiguration von Atomen im niedrigsten Energiezustand, auch Grundenergiezustand genannt. Nur an den letzten zwei oder drei von Elektronen besetzten Positionen gehorchen sie nicht der allgemeinen Regel. In diesem Fall geht die tatsächliche elektronische Konfiguration davon aus, dass sich die Elektronen im Vergleich zur Standardkonfiguration des Atoms in einem Zustand niedrigerer Energie befinden. Zu den Ausnahmeatomen gehören:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gott(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Wechselstrom(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) und cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Um die Ordnungszahl eines Atoms in elektronischer Form zu ermitteln, addieren Sie einfach alle Zahlen, die den Buchstaben folgen (s, p, d und f). Dies funktioniert nur für neutrale Atome. Wenn Sie es mit einem Ion zu tun haben, funktioniert nichts – Sie müssen die Anzahl der zusätzlichen oder verlorenen Elektronen addieren oder subtrahieren.
   • Die Zahl nach dem Buchstaben ist hochgestellt. Machen Sie bei der Kontrolle keinen Fehler.
   • Die „Stabilität einer halbgefüllten“ Unterebene existiert nicht. Dies ist eine Vereinfachung. Jede Stabilität, die sich auf „halbvolle“ Unterebenen bezieht, beruht auf der Tatsache, dass jedes Orbital von einem Elektron besetzt ist, sodass die Abstoßung zwischen Elektronen minimiert wird.
   • Jedes Atom tendiert zu einem stabilen Zustand, und die stabilsten Konfigurationen haben gefüllte Unterebenen s und p (s2 und p6). Edelgase haben diese Konfiguration, reagieren also selten und stehen im Periodensystem rechts. Wenn eine Konfiguration also in 3p 4 endet, benötigt sie zwei Elektronen, um einen stabilen Zustand zu erreichen (es erfordert mehr Energie, sechs zu verlieren, einschließlich Elektronen auf s-Niveau, daher ist es einfacher, vier zu verlieren). Und wenn die Konfiguration bei 4d 3 endet, muss sie drei Elektronen verlieren, um einen stabilen Zustand zu erreichen. Darüber hinaus sind halbgefüllte Unterebenen (s1, p3, d5..) stabiler als beispielsweise p4 oder p2; S2 und P6 werden jedoch noch stabiler sein.
   • Bei einem Ion bedeutet das, dass die Anzahl der Protonen nicht gleich der Anzahl der Elektronen ist. Die Ladung des Atoms wird in diesem Fall (normalerweise) oben rechts im chemischen Symbol angezeigt. Daher hat ein Antimonatom mit einer Ladung von +2 die elektronische Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Beachten Sie, dass sich 5p 3 in 5p 1 geändert hat. Seien Sie vorsichtig, wenn die Konfiguration eines neutralen Atoms auf anderen Unterebenen als s und p endet. Wenn Sie Elektronen aufnehmen, können Sie diese nur aus Valenzorbitalen (s- und p-Orbitalen) entnehmen. Wenn die Konfiguration also mit 4s 2 3d 7 endet und das Atom eine Ladung von +2 erhält, endet die Konfiguration mit 4s 0 3d 7 . Bitte beachten Sie, dass 3d 7 Nichtändert sich, stattdessen gehen Elektronen des s-Orbitals verloren.
   • Es gibt Bedingungen, unter denen ein Elektron gezwungen wird, „auf ein höheres Energieniveau zu gelangen“. Wenn einer Unterebene ein Elektron fehlt, um halb oder voll zu sein, nehmen Sie ein Elektron von der nächstgelegenen s- oder p-Unterebene und verschieben Sie es auf die Unterebene, die ein Elektron benötigt.
   • Es gibt zwei Möglichkeiten, eine elektronische Konfiguration zu schreiben. Sie können in aufsteigender Reihenfolge der Anzahl der Energieniveaus oder in der Reihenfolge, in der die Elektronenorbitale besetzt sind, geschrieben werden, wie oben für Erbium gezeigt wurde.
   • Sie können die elektronische Konfiguration eines Elements auch schreiben, indem Sie nur die Valenzkonfiguration schreiben, die die letzte s- und p-Unterebene darstellt. Somit beträgt die Valenzkonfiguration von Antimon 5s 2 5p 3 .
   • Ionen sind nicht dasselbe. Bei ihnen ist es viel schwieriger. Überspringen Sie zwei Ebenen und folgen Sie dem gleichen Muster, je nachdem, wo Sie begonnen haben und wie hoch die Anzahl der Elektronen ist.

Die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen der Elemente der ersten vier Perioden: $s-$, $p-$ und $d-$Elemente. Die elektronische Konfiguration des Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen

Der Begriff eines Atoms entstand in der Antike, um die Teilchen der Materie zu bezeichnen. Im Griechischen bedeutet Atom „unteilbar“.

Elektronen

Der irische Physiker Stoney kam aufgrund von Experimenten zu dem Schluss, dass Elektrizität von den kleinsten Teilchen getragen wird, die in allen Atomen vorkommen chemische Elemente. Im Jahr 1891 schlug Stoney vor, diese Teilchen zu benennen Elektronen, was auf Griechisch „Bernstein“ bedeutet.

Einige Jahre nachdem das Elektron seinen Namen erhielt, bewiesen der englische Physiker Joseph Thomson und der französische Physiker Jean Perrin, dass Elektronen eine negative Ladung tragen. Dies ist die kleinste negative Ladung, die in der Chemie als Einheit $(–1)$ angenommen wird. Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons (sie entspricht der Lichtgeschwindigkeit - 300.000 $ km/s) und die Masse des Elektrons (sie ist 1836 $ mal kleiner als die Masse des Wasserstoffatoms) zu bestimmen.

Thomson und Perrin verbanden die Pole einer Stromquelle mit zwei Metallplatten – einer Kathode und einer Anode, die in ein Glasrohr eingelötet waren, aus dem Luft evakuiert wurde. Wenn eine Spannung von etwa 10.000 Volt an die Elektrodenplatten angelegt wurde, blitzte eine leuchtende Entladung in der Röhre auf und Partikel flogen von der Kathode (Minuspol) zur Anode (Pluspol), wie die Wissenschaftler sie zuerst nannten Kathodenstrahlen, und fand dann heraus, dass es sich um einen Elektronenstrom handelte. Elektronen, die auf spezielle Substanzen treffen, die beispielsweise auf einen Fernsehbildschirm aufgetragen werden, verursachen ein Leuchten.

Die Schlussfolgerung wurde gezogen: Elektronen entweichen aus den Atomen des Materials, aus dem die Kathode besteht.

Freie Elektronen oder deren Fluss können auch auf andere Weise erhalten werden, beispielsweise durch Erhitzen eines Metalldrahts oder durch Einfallen von Licht auf Metalle, die aus Elementen der Hauptnebengruppe der Gruppe I des Periodensystems (z. B. Cäsium) bestehen.

Der Zustand der Elektronen in einem Atom

Der Zustand eines Elektrons in einem Atom wird als eine Reihe von Informationen darüber verstanden Energie spezifisches Elektron in Raum in dem es sich befindet. Wir wissen bereits, dass ein Elektron in einem Atom keine Bewegungsbahn hat, d. h. kann nur darüber reden Wahrscheinlichkeiten es im Raum um den Kern herum zu finden. Es kann sich in jedem Teil dieses den Kern umgebenden Raums befinden und die Gesamtheit seiner verschiedenen Positionen wird als Elektronenwolke mit einer bestimmten negativen Ladungsdichte betrachtet. Im übertragenen Sinne kann man sich das so vorstellen: Wenn es möglich wäre, die Position eines Elektrons in einem Atom in Hundertstel- oder Millionstelsekunden zu fotografieren, wie bei einem Fotofinish, dann würde das Elektron auf solchen Fotografien als Punkt dargestellt. Würde man zahllose solcher Aufnahmen übereinander legen, ergäbe sich dort das Bild einer Elektronenwolke mit der höchsten Dichte, wo sich die meisten dieser Punkte befinden.

Die Abbildung zeigt einen „Schnitt“ einer solchen Elektronendichte in einem Wasserstoffatom, das den Kern passiert, und eine Kugel ist durch eine gestrichelte Linie begrenzt, in der die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, 90 % beträgt. Die dem Kern am nächsten liegende Kontur deckt den Raumbereich ab, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, 10 % beträgt, die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron innerhalb der zweiten Kontur vom Kern zu finden, beträgt 20 % und innerhalb der dritten beträgt sie ≈30 $ %$ usw. Es besteht eine gewisse Unsicherheit über den Zustand des Elektrons. Um diesen Sonderzustand zu charakterisieren, führte der deutsche Physiker W. Heisenberg den Begriff ein Unschärferelation, d.h. zeigte, dass es unmöglich ist, gleichzeitig und genau die Energie und den Ort des Elektrons zu bestimmen. Je genauer die Energie eines Elektrons bestimmt wird, desto unsicherer ist seine Position, und umgekehrt ist es nach der Positionsbestimmung unmöglich, die Energie des Elektrons zu bestimmen. Der Elektronendetehat keine klaren Grenzen. Es ist jedoch möglich, den Raum herauszusuchen, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist.

Der Raum um den Atomkern, in dem sich das Elektron am wahrscheinlichsten aufhält, wird Orbital genannt.

Es enthält etwa 90 % der Elektronenwolke, was bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 % der Zeit in diesem Teil des Raums aufhält. Nach der Form werden $4$ der derzeit bekannten Orbitaltypen unterschieden, die mit den lateinischen Buchstaben $s, p, d$ und $f$ bezeichnet werden. Grafisches Bild Einige Formen von Elektronenorbitalen sind in der Abbildung dargestellt.

Das wichtigste Merkmal der Bewegung eines Elektrons auf einer bestimmten Umlaufbahn ist die Energie seiner Verbindung mit dem Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine Einheit elektronische Schicht, oder Energielevel. Die Energieniveaus werden ausgehend vom Kern nummeriert: 1 $, 2, 3, 4, 5, 6 $ und 7 $.

Eine ganze Zahl $n$, die die Zahl des Energieniveaus angibt, wird Hauptquantenzahl genannt.

Es charakterisiert die Energie von Elektronen, die ein bestimmtes Energieniveau einnehmen. Die Elektronen des ersten Energieniveaus, die dem Kern am nächsten sind, haben die niedrigste Energie. Im Vergleich zu den Elektronen der ersten Ebene zeichnen sich die Elektronen der nächsten Ebenen durch eine große Energiemenge aus. Folglich sind die Elektronen der äußeren Ebene am wenigsten stark an den Atomkern gebunden.

Die Anzahl der Energieniveaus (elektronische Schichten) in einem Atom ist gleich der Anzahl der Perioden im System von D. I. Mendeleev, zu denen das chemische Element gehört: Die Atome der Elemente der ersten Periode haben ein Energieniveau; die zweite Periode - zwei; siebte Periode - sieben.

Die größte Elektronenzahl im Energieniveau wird durch die Formel bestimmt:

wobei $N$ die maximale Anzahl an Elektronen ist; $n$ ist die Stufenzahl oder die Hauptquantenzahl. Folglich: Das erste Energieniveau, das dem Kern am nächsten liegt, kann nicht mehr als zwei Elektronen enthalten; beim zweiten - nicht mehr als 8$; am dritten – nicht mehr als 18 $; am vierten - nicht mehr als 32$. Und wie wiederum sind die Energieniveaus (elektronische Schichten) angeordnet?

Ausgehend vom zweiten Energieniveau $(n = 2)$ ist jedes der Niveaus in Unterniveaus (Unterschichten) unterteilt, die sich durch die Bindungsenergie mit dem Kern geringfügig voneinander unterscheiden.

Die Anzahl der Unterebenen entspricht dem Wert der Hauptquantenzahl: die erste Energieebene hat eine Unterebene; der zweite - zwei; dritter - drei; der vierte ist vier. Unterebenen wiederum werden durch Orbitale gebildet.

Jeder Wert von $n$ entspricht der Anzahl der Orbitale, die $n^2$ entspricht. Anhand der in der Tabelle dargestellten Daten lässt sich der Zusammenhang zwischen der Hauptquantenzahl $n$ und der Anzahl der Unterebenen, der Art und Anzahl der Orbitale sowie der maximalen Anzahl von Elektronen pro Unterebene und Ebene nachvollziehen.

Hauptquantenzahl, Arten und Anzahl der Orbitale, maximale Anzahl von Elektronen auf Unterebenen und Ebenen.

Energieniveau $(n)$	Anzahl der Unterebenen gleich $n$	Orbitaler Typ	Anzahl der Orbitale		Maximale Anzahl an Elektronen
			in der Unterebene	in der Ebene gleich $n^2$	in der Unterebene	auf einem Niveau gleich $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		2 Pence $	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		3 Pence $	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		4 Pence $	$3$		$6$
		4d$	$5$		$10$
		4f$	$7$		$14$

Es ist üblich, Unterebenen mit lateinischen Buchstaben zu bezeichnen, ebenso wie die Form der Orbitale, aus denen sie bestehen: $s, p, d, f$. Also:

• $s$-Unterniveau – das erste Unterniveau jedes Energieniveaus, das dem Atomkern am nächsten liegt, besteht aus einem $s$-Orbital;
• $p$-Unterniveau – das zweite Unterniveau jedes Energieniveaus, mit Ausnahme des ersten, besteht aus drei $p$-Orbitalen;
• $d$-Unterebene – die jeweils dritte Unterebene, ausgehend vom dritten Energieniveau, besteht aus fünf $d$-Orbitalen;
• Das $f$-Unterniveau jedes einzelnen, beginnend mit dem vierten Energieniveau, besteht aus sieben $f$-Orbitalen.

Atomkern

Aber nicht nur Elektronen sind Teil von Atomen. Der Physiker Henri Becquerel entdeckte, dass ein natürliches Mineral, das Uransalz enthält, ebenfalls unbekannte Strahlung aussendet und fotografische Filme beleuchtet, die vor Licht geschützt sind. Dieses Phänomen wurde genannt Radioaktivität.

Es gibt drei Arten radioaktiver Strahlen:

1. $α$-Strahlen, die aus $α$-Teilchen bestehen, deren Ladung $2$-mal größer ist als die Ladung eines Elektrons, aber ein positives Vorzeichen hat, und eine Masse $4$-mal größer als die Masse eines Wasserstoffatoms;
2. $β$-Strahlen sind ein Elektronenstrom;
3. $γ$-Strahlen sind elektromagnetische Wellen mit vernachlässigbarer Masse, die keine elektrische Ladung tragen.

Folglich hat das Atom eine komplexe Struktur – es besteht aus einem positiv geladenen Kern und Elektronen.

Wie ist das Atom angeordnet?

Im Jahr 1910 untersuchte Ernest Rutherford mit seinen Studenten und Kollegen in Cambridge, in der Nähe von London, die Streuung von $α$-Partikeln, die durch dünne Goldfolie hindurchgehen und auf einen Bildschirm fallen. Alpha-Partikel weichen normalerweise nur um einen Grad von der ursprünglichen Richtung ab, was scheinbar die Gleichmäßigkeit und Gleichmäßigkeit der Eigenschaften von Goldatomen bestätigt. Und plötzlich bemerkten die Forscher, dass einige $α$-Teilchen abrupt die Richtung ihrer Bahn änderten, als würden sie auf ein Hindernis stoßen.

Durch die Platzierung des Schirms vor der Folie konnte Rutherford sogar die seltenen Fälle erkennen, in denen $α$-Partikel, die von Goldatomen reflektiert wurden, in die entgegengesetzte Richtung flogen.

Berechnungen zeigten, dass die beobachteten Phänomene auftreten könnten, wenn die gesamte Masse des Atoms und alle seine positive Ladung waren in einem winzigen zentralen Kern konzentriert. Wie sich herausstellte, ist der Radius des Kerns 100.000-mal kleiner als der Radius des gesamten Atoms, also des Bereichs, in dem sich negativ geladene Elektronen befinden. Wenn wir einen bildlichen Vergleich anwenden, kann das gesamte Volumen des Atoms mit dem Luschniki-Stadion verglichen werden, und der Kern kann mit einem Fußball verglichen werden, der sich in der Mitte des Spielfelds befindet.

Ein Atom eines beliebigen chemischen Elements ist mit einem winzigen Element vergleichbar Sonnensystem. Daher wird ein solches von Rutherford vorgeschlagenes Atommodell als planetarisch bezeichnet.

Protonen und Neutronen

Es stellt sich heraus, dass der winzige Atomkern, in dem die gesamte Atommasse konzentriert ist, aus Teilchen zweier Arten besteht – Protonen und Neutronen.

Protonen haben eine Ladung, die der Ladung von Elektronen entspricht, aber das entgegengesetzte Vorzeichen $(+1)$ hat, und eine Masse, die der Masse eines Wasserstoffatoms entspricht (sie wird in der Chemie als Einheit akzeptiert). Protonen werden mit $↙(1)↖(1)p$ (oder $ð+$) bezeichnet. Neutronen tragen keine Ladung, sind neutral und haben eine Masse, die der Masse eines Protons entspricht, d.h. 1 $. Neutronen werden mit $↙(0)↖(1)n$ (oder $n^0$) bezeichnet.

Protonen und Neutronen werden zusammenfassend genannt Nukleonen(von lat. Kern- Kern).

Man nennt die Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom Massenzahl. Zum Beispiel die Massenzahl eines Aluminiumatoms:

Da die vernachlässigbare Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann, liegt es auf der Hand, dass die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Elektronen werden wie folgt bezeichnet: $e↖(-)$.

Da das Atom elektrisch neutral ist, ist das auch offensichtlich dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Sie entspricht der Ordnungszahl des chemischen Elements ist ihm im Periodensystem zugeordnet. Beispielsweise enthält der Kern eines Eisenatoms 26 $ Protonen, und 26 $ Elektronen kreisen um den Kern. Und wie bestimmt man die Anzahl der Neutronen?

Wie Sie wissen, ist die Masse eines Atoms die Summe der Massen von Protonen und Neutronen. Kenntnis der Ordnungszahl des Elements $(Z)$, d.h. die Anzahl der Protonen und die Massenzahl $(A)$, die der Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen entspricht, können Sie die Anzahl der Neutronen $(N)$ mithilfe der Formel ermitteln:

Die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom beträgt beispielsweise:

$56 – 26 = 30$.

Die Tabelle zeigt die Haupteigenschaften von Elementarteilchen.

Grundlegende Eigenschaften von Elementarteilchen.

Isotope

Sorten von Atomen desselben Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben, werden Isotope genannt.

Wort Isotop besteht aus zwei Griechische Wörter:Isos- das gleiche und Topos- Ort bedeutet „einen Platz“ (Zelle) im Periodensystem der Elemente einnehmen.

In der Natur vorkommende chemische Elemente sind eine Mischung aus Isotopen. Kohlenstoff hat also drei Isotope mit einer Masse von $12, 13, 14$; Sauerstoff – drei Isotope mit einer Masse von $16, 17, 18$ usw.

Die relative Atommasse eines chemischen Elements wird normalerweise im Periodensystem angegeben und ist der Durchschnittswert der Atommassen einer natürlichen Isotopenmischung eines bestimmten Elements unter Berücksichtigung ihrer relativen Häufigkeit in der Natur, also der Werte von Atommassen sind oft gebrochen. Beispielsweise sind natürliche Chloratome eine Mischung aus zwei Isotopen – 35 $ (in der Natur gibt es 75 % $) und 37 $ (25 % $); Daher beträgt die relative Atommasse von Chlor 35,5 $. Chlorisotope werden wie folgt geschrieben:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ und $↖(37)↙(17)(Cl)$

Die chemischen Eigenschaften von Chlorisotopen sind genau die gleichen wie die der meisten chemischen Elemente wie Kalium und Argon:

$↖(39)↙(19)(K)$ und $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ und $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Aufgrund der dramatischen Zunahme ihrer relativen Atommasse unterscheiden sich Wasserstoffisotope jedoch stark in ihren Eigenschaften; ihnen wurden sogar individuelle Namen und chemische Zeichen gegeben: Protium - $↖(1)↙(1)(H)$; Deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, oder $↖(2)↙(1)(D)$; Tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, oder $↖(3)↙(1)(T)$.

Jetzt ist es möglich, eine moderne, strengere und wissenschaftlichere Definition eines chemischen Elements zu geben.

Ein chemisches Element ist eine Ansammlung von Atomen mit derselben Kernladung.

Der Aufbau der Elektronenhüllen der Atome der Elemente der ersten vier Perioden

Betrachten Sie die Abbildung der elektronischen Konfigurationen der Atome der Elemente durch die Perioden des Systems von D. I. Mendeleev.

Elemente der ersten Periode.

Schemata der elektronischen Struktur von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).

Die elektronischen Formeln der Atome zeigen die Verteilung der Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus.

Grafische elektronische Formeln von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen nicht nur in Ebenen und Unterebenen, sondern auch in Orbitalen.

In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht vollständig – sie hat $2$ Elektronen.

Wasserstoff und Helium sind $s$-Elemente, diese Atome haben mit Elektronen gefüllte $s$-Orbitale.

Elemente der zweiten Periode.

Für alle Elemente der zweiten Periode ist die erste Elektronenschicht gefüllt und die Elektronen füllen die $s-$- und $p$-Orbitale der zweiten Elektronenschicht nach dem Prinzip der geringsten Energie (zuerst $s$, dann $). p$) und die Regeln von Pauli und Hund.

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht vollständig – sie hat $8$-Elektronen.

Elemente der dritten Periode.

Für Atome von Elementen der dritten Periode werden die erste und zweite Elektronenschicht vervollständigt, sodass die dritte Elektronenschicht gefüllt wird, in der Elektronen 3s-, 3p- und 3d-Unterebenen besetzen können.

Der Aufbau der Elektronenhüllen der Atome der Elemente der dritten Periode.

Am Magnesiumatom wird ein $3,5$-Elektronenorbital vervollständigt. $Na$ und $Mg$ sind $s$-Elemente.

Für Aluminium und Folgeelemente ist die $3d$-Unterebene mit Elektronen gefüllt.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

In einem Argonatom hat die äußere Schicht (die dritte Elektronenschicht) $8$-Elektronen. Wenn die äußere Schicht fertiggestellt ist, können sich in der dritten Elektronenschicht insgesamt, wie Sie bereits wissen, 18 Elektronen befinden, was bedeutet, dass die Elemente der dritten Periode $3d$-Orbitale unbesetzt haben.

Alle Elemente von $Al$ bis $Ar$ - $p$ -Elemente.

$s-$ und $r$ -Elemente bilden Hauptuntergruppen im Periodensystem.

Elemente der vierten Periode.

Kalium- und Kalziumatome haben eine vierte Elektronenschicht, die $4s$-Unterebene ist gefüllt, weil es hat weniger Energie als die $3d$-Unterebene. Um die grafischen elektronischen Formeln der Atome der Elemente der vierten Periode zu vereinfachen:

1. Wir bezeichnen die grafische elektronische Formel von Argon bedingt wie folgt: $Ar$;
2. Wir werden die Unterebenen, die für diese Atome nicht gefüllt sind, nicht darstellen.

$K, Ca$ - $s$ -Elemente, in den Hauptuntergruppen enthalten. Für Atome von $Sc$ bis $Zn$ ist die 3D-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind $3d$-Elemente. Sie sind darin enthalten Nebenuntergruppen, Ihre vorgelagerte äußere Elektronenschicht ist gefüllt, man bezeichnet sie Übergangselemente.

Achten Sie auf die Struktur der Elektronenhüllen von Chrom- und Kupferatomen. In ihnen „fällt“ ein Elektron von der Unterebene $4s-$ auf die Unterebene $3d$, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen $3d^5$ und $3d^(10)$ erklärt wird:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Elementsymbol, Seriennummer, Name	Diagramm der elektronischen Struktur	Elektronische Formel	Grafische elektronische Formel
$↙(19)(K)$ Kalium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalzium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ oder $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ oder $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht vollständig – alle $3s-, 3p$- und $3d$-Unterebenen sind darin ausgefüllt, insgesamt befinden sich $18$ an Elektronen auf ihnen.

In den auf Zink folgenden Elementen ist die vierte Elektronenschicht, die $4p$-Unterebene, weiterhin gefüllt. Elemente von $Ga$ bis $Kr$ - $r$ -Elemente.

Die äußere (vierte) Schicht eines Kryptonatoms ist fertig, sie hat $8$ an Elektronen. Aber gerade in der vierten Elektronenschicht können, wie Sie wissen, 32 $ Elektronen vorhanden sein; Das Krypton-Atom hat immer noch unbefüllte $4d-$- und $4f$-Unterebenen.

Die Elemente der fünften Periode füllen die Unterebenen in der folgenden Reihenfolge: $5s → 4d → 5р$. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit dem „Versagen“ von Elektronen, für $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ erscheinen in der sechsten und siebten Periode -Elemente, d.h. Elemente, deren $4f-$- bzw. $5f$-Unterebenen der dritten äußeren elektronischen Schicht gefüllt werden.

4f$ -Elemente angerufen Lanthanoide.

5f$ -Elemente angerufen Aktiniden.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in den Atomen der Elemente der sechsten Periode: $↙(55)Cs$ und $↙(56)Ba$ - $6s$-Elemente; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-Element; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-Elemente; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-Elemente; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Füllung der Elektronenorbitale verletzt wird, was beispielsweise mit einer größeren Energiestabilität halber und vollständig gefüllter $f$-Unterniveaus verbunden ist, d. h. $nf^7$ und $nf^(14)$.

Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente, wie Sie bereits verstanden haben, in vier elektronische Familien oder Blöcke unterteilt:

1. $s$ -Elemente; die $s$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Zu den $s$-Elementen gehören Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II;
2. $r$ -Elemente; die $p$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; $p$-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III–VIII;
3. $d$ -Elemente; die $d$-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; $d$-Elemente umfassen Elemente sekundärer Untergruppen der Gruppen I–VIII, d. h. Elemente interkalierter Jahrzehnte großer Perioden, die zwischen $s-$- und $p-$-Elementen liegen. Sie werden auch genannt Übergangselemente;
4. $f$ -Elemente; Die $f-$Unterebene der dritten Ebene des Atoms außerhalb ist mit Elektronen gefüllt; Dazu gehören Lanthaniden und Aktiniden.

Die elektronische Konfiguration des Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen

Das stellte der Schweizer Physiker W. Pauli im Jahr 1925 fest Ein Atom kann höchstens zwei Elektronen in einem Orbital haben. mit entgegengesetzten (antiparallelen) Spins (aus dem Englischen übersetzt als Spindel), d. h. solche Eigenschaften besitzen, die man sich bedingt als die Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse im oder gegen den Uhrzeigersinn vorstellen kann. Dieses Prinzip heißt das Pauli-Prinzip.

Befindet sich in einem Orbital ein Elektron, so heißt es ungepaart, wenn zwei, dann das gepaarte Elektronen, d.h. Elektronen mit entgegengesetztem Spin.

Die Abbildung zeigt ein Diagramm der Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus.

$s-$ Orbital, wie Sie bereits wissen, hat eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms $(n = 1)$ befindet sich auf diesem Orbital und ist ungepaart. Demnach sein elektronische Formel, oder elektronische Konfiguration wird wie folgt geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Energieniveauzahl durch die Zahl vor dem Buchstaben $ (1 ...) $ angegeben, Lateinischer Buchstabe bezeichnen die Unterebene (Orbitaltyp) und die Zahl, die oben rechts im Buchstaben steht (als Exponent), zeigt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene an.

Für ein Heliumatom He, das zwei gepaarte Elektronen im selben $s-$-Orbital hat, lautet diese Formel: $1s^2$. Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas. Das zweite Energieniveau $(n = 2)$ hat vier Orbitale, ein $s$ und drei $p$. $s$-Orbitalelektronen der zweiten Ebene ($2s$-Orbitale) haben eine höhere Energie, weil befinden sich in größerer Entfernung vom Kern als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, aber mit einer entsprechenden Menge an Elektronenenergie darauf und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit dem Wert von $n$ wächst.$s- $Orbitalerhöhungen haben, wie Sie bereits wissen, eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms $(n = 1)$ befindet sich auf diesem Orbital und ist ungepaart. Daher wird seine elektronische Formel oder elektronische Konfiguration wie folgt geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Nummer des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben $ (1 ...) $ angegeben, das Unterniveau (Orbitaltyp) wird durch den lateinischen Buchstaben bezeichnet und die Zahl, die angeschrieben wird rechts vom Buchstaben (als Exponent) zeigt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene an.

Für ein Heliumatom $He$, das zwei gepaarte Elektronen im selben $s-$Orbital hat, lautet diese Formel: $1s^2$. Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas. Das zweite Energieniveau $(n = 2)$ hat vier Orbitale, ein $s$ und drei $p$. Elektronen von $s-$-Orbitalen der zweiten Ebene ($2s$-Orbitale) haben eine höhere Energie, weil befinden sich in größerer Entfernung vom Kern als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, aber mit einer entsprechenden Menge an Elektronenenergie darauf und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem Wert von $n$ wächst.

$r-$ Orbital Es hat die Form einer Hantel oder Band acht. Alle drei $p$-Orbitale liegen im Atom senkrecht zueinander entlang der durch den Atomkern gezogenen Raumkoordinaten. Es sei noch einmal betont, dass jedes Energieniveau (elektronische Schicht), beginnend mit $n= 2$, drei $p$-Orbitale besitzt. Wenn der Wert von $n$ zunimmt, besetzen die Elektronen $p$-Orbitale, die sich in großer Entfernung vom Kern befinden und entlang der $x-, y-, z$-Achsen ausgerichtet sind.

Für Elemente der zweiten Periode $(n = 2)$ wird zunächst ein $s$-Orbital gefüllt, dann drei $p$-Orbitale; elektronische Formel $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Das Elektron $2s^1$ ist weniger an den Atomkern gebunden, sodass ein Lithiumatom es leicht abgeben kann (wie Sie sich wahrscheinlich erinnern, nennt man diesen Prozess Oxidation) und sich in ein Lithiumion $Li^+$ verwandelt.

Im Berylliumatom Be befindet sich das vierte Elektron ebenfalls im $2s$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)$. Die beiden äußeren Elektronen des Berylliumatoms werden leicht abgetrennt – $B^0$ wird zum Kation $Be^(2+)$ oxidiert.

Das fünfte Elektron des Boratoms besetzt das $2p$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Als nächstes werden die $2p$-Orbitale der $C-, N-, O-, F$-Atome gefüllt, was mit dem Neon-Edelgas endet: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Für Elemente der dritten Periode werden jeweils $3s-$ und $3p$-Orbitale gefüllt. Fünf $d$-Orbitale der dritten Ebene bleiben frei:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Manchmal wird in Diagrammen, die die Verteilung von Elektronen in Atomen darstellen, nur die Anzahl der Elektronen auf jedem Energieniveau angegeben, d. h. Schreiben Sie abgekürzte elektronische Formeln von Atomen chemischer Elemente im Gegensatz zu den oben genannten vollständigen elektronischen Formeln, zum Beispiel:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Für Elemente großer Perioden (vierte und fünfte) besetzen die ersten beiden Elektronen jeweils $4s-$- und $5s$-Orbitale: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Beginnen Sie jeweils mit dem dritten Element lange Zeit, die nächsten zehn Elektronen werden zu den vorherigen $3d-$- bzw. $4d-$-Orbitalen wandern (für Elemente von Seitenuntergruppen): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Wenn die vorherige $d$-Unterebene gefüllt ist, beginnt in der Regel die äußere (bzw. $4p-$ und $5p-$) $p-$-Unterebene zu füllen: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Bei Elementen großer Perioden – der sechsten und unvollständigen siebten – werden elektronische Ebenen und Unterebenen in der Regel wie folgt mit Elektronen gefüllt: Die ersten beiden Elektronen treten in die äußere $s-$Unterebene ein: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; das nächste Elektron (für $La$ und $Ca$) zur vorherigen $d$-Unterebene: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ und $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Dann werden die nächsten $14$-Elektronen von außen in das dritte Energieniveau eindringen, die $4f$- und $5f$-Orbitale der Lantoniden bzw. Actiniden: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Dann beginnt sich das zweite Energieniveau von außen ($d$-Unterniveau) für die Elemente der Nebenuntergruppen wieder aufzubauen: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104 )Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Und erst nachdem die $d$-Unterebene vollständig mit zehn Elektronen gefüllt ist, wird schließlich die $p$-Unterebene erneut gefüllt: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Sehr oft wird der Aufbau der Elektronenhüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen dargestellt – sie schreiben die sogenannten auf grafische elektronische Formeln. Für diesen Datensatz wird die folgende Notation verwendet: Jede Quantenzelle wird durch eine Zelle bezeichnet, die einem Orbital entspricht; Jedes Elektron ist durch einen Pfeil gekennzeichnet, der der Spinrichtung entspricht. Beim Schreiben einer grafischen elektronischen Formel sollten zwei Regeln beachtet werden: Pauli-Prinzip, wonach eine Zelle (Orbital) nicht mehr als zwei Elektronen haben kann, jedoch mit antiparallelen Spins, und F. Hunds Regel, wonach Elektronen freie Zellen zunächst einzeln besetzen und gleichzeitig den gleichen Spinwert haben und sich erst dann paaren, die Spins jedoch nach dem Pauli-Prinzip bereits entgegengesetzt gerichtet sind.

6.6. Merkmale der elektronischen Struktur von Atomen von Chrom, Kupfer und einigen anderen Elementen

Wenn Sie sich Anhang 4 genau angesehen haben, ist Ihnen wahrscheinlich aufgefallen, dass bei Atomen einiger Elemente die Reihenfolge der Füllung der Orbitale mit Elektronen verletzt ist. Manchmal werden diese Verstöße „Ausnahmen“ genannt, aber das ist nicht so – es gibt keine Ausnahmen von den Naturgesetzen!

Das erste Element mit einem solchen Verstoß ist Chrom. Betrachten wir seine elektronische Struktur genauer (Abb. 6.16). A). Das Chromatom hat 4 S-Unterebene besteht nicht aus zwei, wie man erwarten würde, sondern nur aus einem Elektron. Aber für 3 D-Unterebene fünf Elektronen, aber diese Unterebene ist nach 4 gefüllt S-Unterebene (siehe Abb. 6.4). Um zu verstehen, warum dies geschieht, schauen wir uns an, was Elektronenwolken sind 3 D Unterebene dieses Atoms.

Jeder der fünf 3 D-Wolken werden in diesem Fall von einem Elektron gebildet. Wie Sie bereits aus § 4 dieses Kapitels wissen, ist die gemeinsame Elektronenwolke dieser fünf Elektronen kugelförmig, oder wie man sagt, kugelsymmetrisch. Aufgrund der Art der Elektronendichteverteilung in verschiedene Richtungen ähnelt es 1 S-EO. Die Energie der Unterebene, deren Elektronen eine solche Wolke bilden, fällt geringer aus als bei einer weniger symmetrischen Wolke. IN dieser Fall Orbitalenergie 3 D-Unterebene ist gleich Energie 4 S-Orbitale. Wenn die Symmetrie gebrochen ist, beispielsweise wenn das sechste Elektron erscheint, beträgt die Energie der Orbitale 3 D-Unterebene wird wieder mehr als Energie 4 S-Orbitale. Daher verfügt das Manganatom wieder über ein zweites Elektron für 4 S-AO.
Die sphärische Symmetrie hat eine gemeinsame Wolke jeder Unterebene, die sowohl zur Hälfte als auch vollständig mit Elektronen gefüllt ist. Der Energieabfall ist in diesen Fällen allgemeiner Natur und hängt nicht davon ab, ob eine Unterebene zur Hälfte oder vollständig mit Elektronen gefüllt ist. Und wenn ja, dann müssen wir nach der nächsten Verletzung im Atom suchen, in dessen Elektronenhülle die neunte zuletzt „kommt“. D-Elektron. Tatsächlich hat das Kupferatom 3 D-Unterebene 10 Elektronen und 4 S- es gibt nur eine Unterebene (Abb. 6.16). B).
Die Abnahme der Energie der Orbitale einer vollständig oder halbgefüllten Unterebene ist die Ursache einer Reihe wichtiger chemischer Phänomene, mit denen Sie einige kennen werden.

6.7. Äußere und Valenzelektronen, Orbitale und Unterebenen

In der Chemie werden die Eigenschaften isolierter Atome in der Regel nicht untersucht, da fast alle Atome als Bestandteile verschiedener Stoffe chemische Bindungen eingehen. Bei der Wechselwirkung der Elektronenhüllen von Atomen entstehen chemische Bindungen. Bei allen Atomen (außer Wasserstoff) sind nicht alle Elektronen an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt: ​​bei Bor drei von fünf Elektronen, bei Kohlenstoff vier von sechs und beispielsweise bei Barium zwei von fünfzig. sechs. Diese „aktiven“ Elektronen nennt man Valenzelektronen.

Manchmal werden Valenzelektronen mit verwechselt extern Elektronen, aber sie sind nicht dasselbe.

Die Elektronenwolken der äußeren Elektronen haben den maximalen Radius (und den maximalen Wert der Hauptquantenzahl).

An der Bildung von Bindungen sind in erster Linie die äußeren Elektronen beteiligt, schon allein deshalb, weil bei der Annäherung der Atome zunächst die von diesen Elektronen gebildeten Elektronenwolken in Kontakt kommen. Daneben kann aber auch ein Teil der Elektronen an der Bindungsbildung beteiligt sein. vorextern(vorletzte) Schicht, aber nur, wenn sie eine Energie haben, die sich nicht wesentlich von der Energie der äußeren Elektronen unterscheidet. Sowohl diese als auch andere Elektronen des Atoms sind Valenzelektronen. (Bei Lanthaniden und Aktiniden sind sogar einige der „äußeren“ Elektronen Valenzelektronen)
Die Energie von Valenzelektronen ist viel größer als die Energie anderer Elektronen des Atoms, und Valenzelektronen unterscheiden sich in ihrer Energie viel weniger voneinander.
Äußere Elektronen sind immer nur dann Valenzelektronen, wenn das Atom überhaupt chemische Bindungen eingehen kann. Beide Elektronen des Heliumatoms sind also extern, können aber nicht als Valenz bezeichnet werden, da das Heliumatom überhaupt keine chemischen Bindungen eingeht.
Valenzelektronen besetzen Valenzorbitale, die sich wiederum bilden Valenzunterebenen.

Betrachten Sie als Beispiel ein Eisenatom, dessen elektronische Konfiguration in Abb. dargestellt ist. 6.17. Von den Elektronen des Eisenatoms ist die maximale Hauptquantenzahl ( N= 4) haben nur zwei 4 S-Elektron. Daher sind sie die äußeren Elektronen dieses Atoms. Die äußeren Orbitale des Eisenatoms sind alle Orbitale mit N= 4, und die äußeren Unterebenen sind alle von diesen Orbitalen gebildeten Unterebenen, also 4 S-, 4P-, 4D- und 4 F-EPU.
Äußere Elektronen sind immer Valenzelektronen, daher 4 S-Elektronen eines Eisenatoms sind Valenzelektronen. Und wenn ja, dann 3 D-Elektronen mit einer etwas höheren Energie sind ebenfalls Valenzelektronen. Auf der äußeren Ebene befindet sich zusätzlich zum gefüllten Eisenatom 4 S-AO es sind noch 4 frei P-, 4D- und 4 F-AO. Alle von ihnen sind extern, aber nur 4 sind Valenz R-AO, da die Energie der verbleibenden Orbitale viel höher ist und das Auftreten von Elektronen in diesen Orbitalen für das Eisenatom nicht vorteilhaft ist.

Also das Eisenatom
externe elektronische Ebene - die vierte,
äußere Unterebenen - 4 S-, 4P-, 4D- und 4 F-EPU,
äußere Orbitale - 4 S-, 4P-, 4D- und 4 F-AO,
äußere Elektronen - zwei 4 S-Elektron (4 S 2),
die äußere Elektronenschicht ist die vierte,
externe Elektronenwolke - 4 S-EO
Valenzunterebenen - 4 S-, 4P- und 3 D-EPU,
Valenzorbitale - 4 S-, 4P- und 3 D-AO,
Valenzelektronen - zwei 4 S-Elektron (4 S 2) und sechs 3 D-Elektronen (3 D 6).

Valenzunterniveaus können teilweise oder vollständig mit Elektronen gefüllt sein oder überhaupt frei bleiben. Mit zunehmender Ladung des Kerns nehmen die Energiewerte aller Unterebenen ab, aber aufgrund der Wechselwirkung der Elektronen untereinander nimmt die Energie verschiedener Unterebenen mit unterschiedlicher „Geschwindigkeit“ ab. Die Energie der völligen Erfüllung D- Und F-Unterebenen nimmt so stark ab, dass sie keine Valenz mehr haben.

Betrachten Sie als Beispiel die Atome Titan und Arsen (Abb. 6.18).

Im Fall von Titanatom 3 D-EPU ist nur teilweise mit Elektronen gefüllt und seine Energie ist größer als die Energie von 4 S-EPU und 3 D-Elektronen sind Valenz. Am Arsenatom 3 D-EPU ist vollständig mit Elektronen gefüllt und seine Energie ist viel geringer als Energie 4 S-EPU und daher 3 D-Elektronen sind keine Valenz.
In diesen Beispielen haben wir analysiert elektronische Valenzkonfiguration Titan- und Arsenatome.

Die elektronische Valenzkonfiguration eines Atoms wird dargestellt als Valenzelektronische Formel, oder im Formular Energiediagramm der Valenzunterebenen.

VALENCE-ELEKTRONEN, EXTERNE ELEKTRONEN, VALENCE-EPU, VALENCE-AO, VALENCE-ELEKTRON-KONFIGURATION DES ATOMS, VALENCE-ELEKTRON-FORMEL, VALENCE-SUBEBENE-DIAGRAMM.

1. Geben Sie in den von Ihnen erstellten Energiediagrammen und in den vollständigen elektronischen Formeln der Atome Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar die Außen- und Valenzelektronen an. Schreiben Sie die Valenzelektronenformeln dieser Atome. Markieren Sie auf den Energiediagrammen die Teile, die den Energiediagrammen der Valenzunterniveaus entsprechen.
2. Was haben die elektronischen Konfigurationen der Atome a) Li und Na, B und Al, O und S, Ne und Ar gemeinsam? b) Zn und Mg, Sc und Al, Cr und S, Ti und Si; c) H und He, Li und O, K und Kr, Sc und Ga. Was sind ihre Unterschiede?
3. Wie viele Valenzunterniveaus gibt es in der Elektronenhülle eines Atoms jedes der Elemente: a) Wasserstoff, Helium und Lithium, b) Stickstoff, Natrium und Schwefel, c) Kalium, Kobalt und Germanium
4. Wie viele Valenzorbitale sind am Atom von a) Bor, b) Fluor, c) Natrium vollständig besetzt?
5. Wie viele Orbitale mit einem ungepaarten Elektron hat ein Atom a) Bor, b) Fluor, c) Eisen
6. Wie viele freie äußere Orbitale hat ein Manganatom? Wie viele freie Valenzen?
7. Bereiten Sie für die nächste Lektion einen 20 mm breiten Papierstreifen vor, teilen Sie ihn in Zellen (20 × 20 mm) und tragen Sie auf diesem Streifen eine natürliche Reihe von Elementen auf (von Wasserstoff bis Meitnerium).
8. Tragen Sie in jede Zelle das Symbol des Elements, seine Seriennummer und die elektronische Valenzformel ein, wie in Abb. gezeigt. 6.19 (Anhang 4 verwenden).

6.8. Systematisierung von Atomen nach der Struktur ihrer Elektronenhüllen

Die Systematisierung der chemischen Elemente orientiert sich an der natürlichen Elementreihe Und Prinzip der Ähnlichkeit von Elektronenschalen ihre Atome.
Sie sind bereits mit dem natürlichen Spektrum der chemischen Elemente vertraut. Machen wir uns nun mit dem Prinzip der Ähnlichkeit von Elektronenhüllen vertraut.
Betrachtet man die Valenzelektronenformeln von Atomen im NRE, so lässt sich leicht feststellen, dass sie sich bei einigen Atomen nur in den Werten der Hauptquantenzahl unterscheiden. Zum Beispiel 1 S 1 für Wasserstoff, 2 S 1 für Lithium, 3 S 1 für Natrium usw. Oder 2 S 2 2P 5 für Fluor, 3 S 2 3P 5 für Chlor, 4 S 2 4P 5 für Brom usw. Das bedeutet, dass die äußeren Bereiche der Valenzelektronenwolken solcher Atome eine sehr ähnliche Form haben und sich nur in der Größe (und natürlich in der Elektronendichte) unterscheiden. Und wenn ja, dann können die Elektronenwolken solcher Atome und ihre entsprechenden Valenzkonfigurationen aufgerufen werden ähnlich. Für Atome verschiedener Elemente mit ähnlichen elektronischen Konfigurationen können wir schreiben Gemeinsame elektronische Valenzformeln: ns 1 im ersten Fall und ns 2 np 5 im zweiten. Wenn man sich entlang der natürlichen Elementreihe bewegt, kann man andere Gruppen von Atomen mit ähnlichen Valenzkonfigurationen finden.
Auf diese Weise, In der natürlichen Reihe der Elemente kommen regelmäßig Atome mit ähnlichen Valenzelektronenkonfigurationen vor. Dies ist das Prinzip der Ähnlichkeit von Elektronenhüllen.
Versuchen wir, die Form dieser Regelmäßigkeit aufzudecken. Dazu verwenden wir die von Ihnen erstellte natürliche Elementreihe.

NRE beginnt mit Wasserstoff, dessen elektronische Valenzformel 1 ist S 1 . Auf der Suche nach ähnlichen Valenzkonfigurationen schneiden wir die natürliche Reihe von Elementen vor Elementen mit einer gemeinsamen Valenzformel ab ns 1 (d. h. vor Lithium, vor Natrium usw.). Wir haben sogenannte „Perioden“ von Elementen erhalten. Fügen wir die resultierenden „Punkte“ hinzu, sodass sie zu Tabellenzeilen werden (siehe Abbildung 6.20). Infolgedessen weisen nur die Atome der ersten beiden Spalten der Tabelle solche elektronischen Konfigurationen auf.

Versuchen wir, Ähnlichkeiten der elektronischen Valenzkonfigurationen in anderen Spalten der Tabelle zu erreichen. Dazu schneiden wir Elemente mit den Nummern 58 - 71 und 90 - 103 aus der 6. und 7. Periode aus (sie haben 4 F- und 5 F-Unterebenen) und legen Sie sie unter den Tisch. Die Symbole der übrigen Elemente werden wie in der Abbildung gezeigt horizontal verschoben. Danach haben die Atome der Elemente in derselben Spalte der Tabelle ähnliche Valenzkonfigurationen, die in allgemeinen elektronischen Valenzformeln ausgedrückt werden können: ns 1 , ns 2 , ns 2 (N–1)D 1 , ns 2 (N–1)D 2 und so weiter bis ns 2 np 6. Alle Abweichungen von den allgemeinen Valenzformeln werden aus den gleichen Gründen erklärt wie bei Chrom und Kupfer (siehe Abschnitt 6.6).

Wie Sie sehen, ist es uns mithilfe des NRE und der Anwendung des Prinzips der Ähnlichkeit der Elektronenhüllen gelungen, die chemischen Elemente zu systematisieren. Ein solches System chemischer Elemente heißt natürlich, da es ausschließlich auf den Naturgesetzen basiert. Die Tabelle, die wir erhalten haben (Abb. 6.21) ist eine der Möglichkeiten, ein natürliches Elementsystem grafisch darzustellen und heißt Langes Periodensystem der chemischen Elemente.

PRINZIP DER ÄHNLICHKEIT ELEKTRONISCHER SCHALEN, NATÜRLICHES SYSTEM CHEMISCHER ELEMENTE („PERIODISCHES“ SYSTEM), TABELLE CHEMISCHER ELEMENTE.

6.9. Langes Periodensystem der chemischen Elemente

Machen wir uns näher mit der Struktur des Langzeitsystems der chemischen Elemente vertraut.
Die Zeilen dieser Tabelle werden, wie Sie bereits wissen, „Perioden“ der Elemente genannt. Perioden werden mit arabischen Ziffern von 1 bis 7 nummeriert. In der ersten Periode gibt es nur zwei Elemente. Die zweite und dritte Periode, die jeweils acht Elemente enthalten, werden aufgerufen kurz Perioden. Die vierte und fünfte Periode, die jeweils 18 Elemente enthalten, werden aufgerufen lang Perioden. Die sechste und siebte Periode, die jeweils 32 Elemente enthalten, werden aufgerufen extra lang Perioden.
Die Spalten dieser Tabelle werden aufgerufen Gruppen Elemente. Gruppennummern werden durch römische Ziffern mit den lateinischen Buchstaben A oder B angegeben.
Die Elemente einiger Gruppen haben ihre eigenen gebräuchlichen (Gruppen-)Namen: Elemente der IA-Gruppe (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkalische Elemente(oder Alkalimetallelemente); Elemente der Gruppe IIA (Ca, Sr, Ba und Ra) - Erdalkalielemente(oder Erdalkalimetallelemente)(die Bezeichnungen „Alkalimetalle“ und „Erdalkalimetalle“ beziehen sich auf die einfachen Stoffe, die von den entsprechenden Elementen gebildet werden, und sollten nicht als Namen von Elementgruppen verwendet werden); Elemente der Gruppe VIA (O, S, Se, Te, Po ) - Chalkogene, Elemente der Gruppe VIIA (F, Cl, Br, I, At) – Halogene, Elemente der Gruppe VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – Edelgaselemente.(Der traditionelle Name „Edelgase“ gilt auch für einfache Stoffe)
Es werden die üblicherweise im unteren Teil der Tabelle platzierten Elemente mit den Seriennummern 58 – 71 (Ce – Lu) bezeichnet Lanthanoide(„nach Lanthan“) und Elemente mit den Seriennummern 90 – 103 (Th – Lr) – Aktiniden(„folgendes Actinium“). Es gibt eine Variante des Langzeitperiodensystems, bei der die Lanthaniden und Aktiniden nicht aus dem NRE herausgeschnitten werden, sondern in besonders langen Zeiträumen an ihrem Platz verbleiben. Diese Tabelle wird manchmal aufgerufen extra langer Zeitraum.
Das lange Periodensystem ist viergeteilt Block(oder Abschnitte).
S-Block Enthält Elemente von IA- und IIA-Gruppen mit gemeinsamen Valenzelektronenformeln ns 1 und ns 2 (S-Elemente).
p-Block umfasst Elemente der Gruppen IIIA bis VIIIA mit gemeinsamen elektronischen Valenzformeln von ns 2 np 1 zu ns 2 np 6 (p-Elemente).
d-Block umfasst Elemente der Gruppen IIIB bis IIB mit gemeinsamen elektronischen Valenzformeln von ns 2 (N–1)D 1 zu ns 2 (N–1)D 10 (D-Elemente).
F-Block umfasst Lanthaniden und Aktiniden ( f-Elemente).

Elemente S- Und P-Blöcke bilden A-Gruppen und Elemente D-Block – B-Gruppe eines Systems chemischer Elemente. Alle F-Elemente sind offiziell in Gruppe IIIB enthalten.
Die Elemente der ersten Periode – Wasserstoff und Helium – sind S-Elemente und können in IA- und IIA-Gruppen platziert werden. Helium wird jedoch häufiger in die Gruppe VIIIA als das Element eingeordnet, mit dem die Periode endet, was völlig mit seinen Eigenschaften übereinstimmt (Helium ist wie alle anderen einfachen Substanzen, die aus Elementen dieser Gruppe gebildet werden, ein Edelgas). Wasserstoff wird oft in die Gruppe VIIA eingeordnet, da seine Eigenschaften viel näher an Halogenen als an alkalischen Elementen liegen.
Jede der Perioden des Systems beginnt mit einem Element, das eine Valenzkonfiguration von Atomen aufweist ns 1 , da von diesen Atomen aus die Bildung der nächsten Elektronenschicht beginnt und mit einem Element mit der Valenzkonfiguration von Atomen endet ns 2 np 6 (außer der ersten Periode). Dadurch lassen sich im Energiediagramm leicht Gruppen von Unterebenen identifizieren, die an den Atomen jeder der Perioden mit Elektronen gefüllt sind (Abb. 6.22). Führen Sie diese Arbeit mit allen Unterebenen durch, die in der von Ihnen erstellten Kopie von Abbildung 6.4 gezeigt werden. Die in Abbildung 6.22 hervorgehobenen Unterebenen (außer vollständig gefüllt). D- Und F-Unterebenen) sind Valenzwerte für Atome aller Elemente einer bestimmten Periode.
Aussehen in Perioden S-, P-, D- oder F-Elemente stimmen vollständig mit der Füllreihenfolge überein S-, P-, D- oder F- Unterebenen von Elektronen. Dieses Merkmal des Elementsystems ermöglicht es, bei Kenntnis der Periode und Gruppe, zu der ein bestimmtes Element gehört, sofort seine elektronische Valenzformel aufzuschreiben.

LANGZEITTABELLE CHEMISCHER ELEMENTE, BLÖCKE, PERIODEN, GRUPPEN, ALKALINE ELEMENTE, ERDALKALISCHE ELEMENTE, CHALKOGENE, HALOGENE, EDELGASELEMENTE, LANTHANOIDE, ACTINIDE.
Schreiben Sie die allgemeinen Valenzelektronenformeln der Atome der Elemente a) IVA- und IVB-Gruppen, b) IIIA- und VIIB-Gruppen auf?
2. Was haben die elektronischen Konfigurationen der Atome der Elementgruppen A und B gemeinsam? Wie unterscheiden sie sich?
3. Wie viele Elementgruppen sind in a) enthalten? S-Block B) R-Block, c) D-Block?
4. Fahren Sie mit Abbildung 30 in Richtung der Erhöhung der Energie der Unterebenen fort und wählen Sie Gruppen von Unterebenen aus, die in der 4., 5. und 6. Periode mit Elektronen gefüllt sind.
5. Listen Sie die Valenzunterniveaus der Atome a) Calcium, b) Phosphor, c) Titan, d) Chlor, e) Natrium auf. 6. Formulieren Sie, wie sich s-, p- und d-Elemente voneinander unterscheiden.
7. Erklären Sie, warum die Zugehörigkeit eines Atoms zu einem Element durch die Anzahl der Protonen im Kern und nicht durch die Masse dieses Atoms bestimmt wird.
8. Erstellen Sie für Atome von Lithium, Aluminium, Strontium, Selen, Eisen und Blei Valenzformeln, vollständige und abgekürzte elektronische Formeln und zeichnen Sie Energiediagramme der Valenzunterniveaus. 9. Die Atome, deren Elemente den folgenden elektronischen Valenzformeln entsprechen: 3 S 1 , 4S 1 3D 1 , 2s 2 2 P 6 , 5S 2 5P 2 , 5S 2 4D 2 ?

6.10. Arten elektronischer Formeln des Atoms. Der Algorithmus für ihre Kompilierung

Für verschiedene Zwecke müssen wir entweder die vollständige Konfiguration oder die Valenzkonfiguration eines Atoms kennen. Jede dieser elektronischen Konfigurationen kann sowohl durch eine Formel als auch durch ein Energiediagramm dargestellt werden. Also, vollständige elektronische Konfiguration eines Atoms ausgedrückt die vollständige elektronische Formel des Atoms, oder Vollenergiediagramm eines Atoms. Wiederum, Valenzelektronenkonfiguration eines Atoms ausgedrückt Wertigkeit(oder, wie es oft genannt wird: „ kurz ") die elektronische Formel des Atoms, oder Diagramm der Valenzunterebenen eines Atoms(Abb. 6.23).

Zuvor haben wir elektronische Formeln von Atomen anhand der Ordnungszahlen der Elemente erstellt. Gleichzeitig haben wir die Reihenfolge der Füllung der Unterebenen mit Elektronen gemäß dem Energiediagramm bestimmt: 1 S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S usw. Und nur wenn wir die vollständige elektronische Formel aufschreiben, könnten wir auch die Valenzformel aufschreiben.
Es ist bequemer, die am häufigsten verwendete elektronische Valenzformel des Atoms auf der Grundlage der Position des Elements im System der chemischen Elemente gemäß den Periodengruppenkoordinaten zu schreiben.
Betrachten wir im Detail, wie dies für Elemente geschieht S-, P- Und D-Blöcke.
Für Elemente S Die elektronische Formel der Blockvalenz eines Atoms besteht aus drei Symbolen. Im Allgemeinen kann es so geschrieben werden:

An erster Stelle (anstelle einer großen Zelle) steht die Periodenzahl (gleich der Hauptquantenzahl dieser). S-Elektronen) und am dritten (hochgestellt) - die Nummer der Gruppe (gleich der Anzahl der Valenzelektronen). Am Beispiel eines Magnesiumatoms (3. Periode, Gruppe IIA) erhalten wir:

Für Elemente P Die elektronische Formel der Blockvalenz eines Atoms besteht aus sechs Zeichen:

Anstelle der großen Zellen wird hier auch die Periodenzahl angegeben (gleich der Hauptquantenzahl dieser). S- Und P-Elektronen) und die Gruppennummer (gleich der Anzahl der Valenzelektronen) entspricht der Summe der hochgestellten Zeichen. Für das Sauerstoffatom (2. Periode, VIA-Gruppe) erhalten wir:

2S 2 2P 4 .

Elektronische Valenzformel der meisten Elemente D block kann so geschrieben werden:

Wie in den vorherigen Fällen wird hier anstelle der ersten Zelle die Periodenzahl angegeben (gleich der Hauptquantenzahl dieser). S-Elektronen). Die Zahl in der zweiten Zelle ist um eins kleiner, da die Hauptquantenzahl davon ist D-Elektronen. Auch hier ist die Gruppennummer gleich der Summe der Indizes. Ein Beispiel ist die elektronische Valenzformel von Titan (4. Periode, IVB-Gruppe): 4 S 2 3D 2 .

Die Gruppennummer ist gleich der Summe der Indizes und für die Elemente der VIB-Gruppe, sie haben jedoch, wie Sie sich erinnern, eine Wertigkeit S-Unterebene hat nur ein Elektron und die allgemeine Valenzelektronenformel ns 1 (N–1)D 5 . Daher lautet die elektronische Valenzformel beispielsweise von Molybdän (5. Periode) 5 S 1 4D 5 .
Es ist auch einfach, eine elektronische Valenzformel für jedes Element der IB-Gruppe zu erstellen, zum Beispiel Gold (6. Periode)>–>6 S 1 5D 10 , aber in diesem Fall müssen Sie sich das merken D- Die Elektronen der Atome der Elemente dieser Gruppe behalten weiterhin ihre Valenz und einige von ihnen können an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein.
Die allgemeine elektronische Valenzformel von Atomen von Elementen der Gruppe IIB lautet: ns 2 (N – 1)D 10 . Daher lautet die elektronische Valenzformel beispielsweise eines Zinkatoms 4 S 2 3D 10 .
Allgemeine Regeln Auch die Valenzelektronenformeln der Elemente der ersten Triade (Fe, Co und Ni) gehorchen. Eisen, ein Element der Gruppe VIIIB, hat die elektronische Valenzformel 4 S 2 3D 6. Das Kobaltatom hat eines D-Elektron mehr (4 S 2 3D 7), während das Nickelatom zwei hat (4 S 2 3D 8).
Wenn man nur diese Regeln zum Schreiben valenzelektronischer Formeln verwendet, ist es unmöglich, die elektronischen Formeln einiger Atome zusammenzustellen D-Elemente (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), da bei ihnen aufgrund der Tendenz zu hochsymmetrischen Elektronenhüllen die Füllung von Valenzunterniveaus mit Elektronen einige zusätzliche Merkmale aufweist.
Wenn man die elektronische Valenzformel kennt, kann man auch die vollständige elektronische Formel des Atoms aufschreiben (siehe unten).
Anstelle umständlicher vollständiger elektronischer Formeln schreiben sie diese oft auf abgekürzte elektronische Formeln Atome. Um sie in der elektronischen Formel zusammenzufassen, werden alle Elektronen des Atoms mit Ausnahme der Valenzelektronen ausgewählt, ihre Symbole werden in eckige Klammern gesetzt und der Teil der elektronischen Formel, der der elektronischen Formel des Atoms des letzten Elements des vorherigen entspricht Der Punkt (das Element, aus dem das Edelgas besteht) wird durch das Symbol dieses Atoms ersetzt.

Beispiele für elektronische Formeln unterschiedlicher Art sind in Tabelle 14 aufgeführt.

Tabelle 14 Beispiele für elektronische Formeln von Atomen

	Elektronische Formeln
		abgekürzt	Wertigkeit
	1S 2 2S 2 2P 3	2S 2 2P 3	2S 2 2P 3
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 5	3S 2 3P 5	3S 2 3P 5
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 5	4S 2 3D 5	4S 2 3D 5
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3	4S 2 4P 3	4S 2 4P 3
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6	4S 2 4P 6	4S 2 4P 6

Algorithmus zur Erstellung elektronischer Formeln von Atomen (am Beispiel eines Jodatoms)

№ Operationen	Betrieb	Ergebnis
	Bestimmen Sie die Koordinaten des Atoms in der Elementtabelle.	Periode 5, Gruppe VIIA
	Schreiben Sie die Valenzelektronenformel.	5S 2 5P 5
	Fügen Sie die Symbole der inneren Elektronen in der Reihenfolge hinzu, in der sie die Unterebenen füllen.	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 5S 2 4D 10 5P 5
	Unter Berücksichtigung der Abnahme der Energie bei vollständiger Füllung D- Und F- Unterebenen, notieren Sie die vollständige elektronische Formel.
	Beschriften Sie die Valenzelektronen.	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6 4D 10 5S 2 5P 5
	Wählen Sie die elektronische Konfiguration des vorhergehenden Edelgasatoms aus.
	Schreiben Sie die abgekürzte elektronische Formel auf und kombinieren Sie alle in eckigen Klammern nicht-valent Elektronen.	5S 2 5P 5

Anmerkungen
1. Für Elemente der 2. und 3. Periode führt die dritte Operation (ohne die vierte) sofort zu einer vollständigen elektronischen Formel.
2. (N – 1)D 10 - Elektronen bleiben an den Atomen der Elemente der IB-Gruppe valenzfähig.

VOLLSTÄNDIGE ELEKTRONISCHE FORMEL, VALENCE ELEKTRONISCHE FORMEL, abgekürzt ELEKTRONISCHE FORMEL, ALGORITHMUS ZUM ZUSAMMENSTELLEN DER ELEKTRONISCHEN FORMEL VON ATOMEN.
1. Stellen Sie die elektronische Valenzformel des Atoms des Elements a) der zweiten Periode der dritten A-Gruppe, b) der dritten Periode der zweiten A-Gruppe, c) der vierten Periode der vierten A-Gruppe zusammen.
2. Erstellen Sie abgekürzte elektronische Formeln für Magnesium-, Phosphor-, Kalium-, Eisen-, Brom- und Argonatome.

6.11. Kurzperiodentabelle der chemischen Elemente

Im Laufe der mehr als 100 Jahre, die seit der Entdeckung des natürlichen Elementsystems vergangen sind, wurden mehrere hundert der unterschiedlichsten Tabellen vorgeschlagen, die dieses System grafisch widerspiegeln. Von diesen wird neben der Langperiodentabelle die sogenannte Kurzperiodentabelle der Elemente von D. I. Mendelejew am häufigsten verwendet. Eine Tabelle mit kurzen Perioden entsteht aus einer Tabelle mit langen Perioden, wenn die 4., 5., 6. und 7. Periode vor den Elementen der IB-Gruppe ausgeschnitten, auseinandergeschoben und die resultierenden Zeilen auf die gleiche Weise hinzugefügt werden, wie wir sie hinzugefügt haben die Perioden davor. Das Ergebnis ist in Abbildung 6.24 dargestellt.

Auch die Lanthaniden und Aktiniden sind hier unter der Haupttabelle untergebracht.

IN Gruppen Diese Tabelle enthält Elemente, deren Atome haben die gleiche Anzahl an Valenzelektronen Egal in welchen Orbitalen sich diese Elektronen befinden. Also die Elemente Chlor (ein typisches Element, das ein Nichtmetall bildet; 3 S 2 3P 5) und Mangan (metallbildendes Element; 4 S 2 3D 5), die nicht die Ähnlichkeit von Elektronenschalen besitzen, fallen hier in dieselbe siebte Gruppe. Die Notwendigkeit, zwischen solchen Elementen zu unterscheiden, macht es notwendig, sie in Gruppen herauszuheben Untergruppen: hauptsächlich- Analoga der A-Gruppen des Langzeitperiodensystems und Nebenwirkungen sind Analoga von B-Gruppen. In Abbildung 34 sind die Symbole der Elemente der Hauptuntergruppen nach links und die Symbole der Elemente der Nebenuntergruppen nach rechts verschoben.
Zwar hat eine solche Anordnung der Elemente in der Tabelle auch ihre Vorteile, denn die Anzahl der Valenzelektronen bestimmt in erster Linie die Valenzfähigkeit eines Atoms.
Das Langzeitperiodensystem spiegelt die Muster der elektronischen Struktur von Atomen, die Ähnlichkeit und Muster von Eigenschaftsänderungen wider einfache Substanzen und Verbindungen nach Elementgruppen, eine regelmäßige Änderung einer Reihe physikalischer Größen, die Atome, einfache Stoffe und Verbindungen im gesamten Elementsystem charakterisieren, und vieles mehr. Das kurze Periodensystem ist in dieser Hinsicht weniger praktisch.

KURZZEITTABELLE, HAUPTUNTERGRUPPEN, NEBENUNTERGRUPPEN.
1. Konvertieren Sie die Tabelle mit langen Perioden, die Sie aus der natürlichen Reihe von Elementen erstellt haben, in eine Tabelle mit kurzen Perioden. Führen Sie die Rücktransformation durch.
2. Ist es möglich, eine allgemeine Valenzelektronenformel für Atome von Elementen einer Gruppe eines kurzen Periodensystems aufzustellen? Warum?

6.12. Atomgrößen. Umlaufradien

.

Das Atom hat keine klaren Grenzen. Was ist die Größe eines isolierten Atoms? Der Atomkern ist von einer Elektronenhülle umgeben, und die Hülle besteht aus Elektronenwolken. Die Größe des EO wird durch einen Radius charakterisiert R ooh. Alle Wolken in der äußeren Schicht haben ungefähr den gleichen Radius. Daher kann die Größe eines Atoms durch diesen Radius charakterisiert werden. Es wird genannt Umlaufradius eines Atoms(R 0).

Die Werte der Umlaufradien von Atomen sind in Anhang 5 angegeben.
Der Radius des EO hängt von der Ladung des Kerns ab und davon, auf welcher Umlaufbahn sich das Elektron befindet, das diese Wolke bildet. Folglich hängt auch der Umlaufradius eines Atoms von denselben Eigenschaften ab.
Betrachten Sie die Elektronenhüllen von Wasserstoff- und Heliumatomen. Sowohl im Wasserstoffatom als auch im Heliumatom befinden sich Elektronen auf 1 S-AO, und ihre Wolken hätten die gleiche Größe, wenn die Ladungen der Kerne dieser Atome gleich wären. Aber die Ladung des Kerns eines Heliumatoms ist doppelt so groß wie die Ladung des Kerns eines Wasserstoffatoms. Nach dem Coulombschen Gesetz ist die Anziehungskraft, die auf jedes Elektron eines Heliumatoms wirkt, doppelt so groß wie die Anziehungskraft eines Elektrons auf den Kern eines Wasserstoffatoms. Daher muss der Radius eines Heliumatoms viel kleiner sein als der Radius eines Wasserstoffatoms. So ist das: R 0 (Er) / R 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Das Lithiumatom hat ein Außenelektron bei 2 S-AO, das heißt, bildet eine Wolke der zweiten Schicht. Natürlich sollte sein Radius größer sein. Wirklich: R 0 (Li) = 1,586 E.
Die Atome der übrigen Elemente der zweiten Periode haben Außenelektronen (und 2 S, und 2 P) werden in derselben zweiten Elektronenschicht platziert, und die Ladung des Kerns dieser Atome nimmt mit zunehmender Seriennummer zu. Elektronen werden stärker vom Kern angezogen und natürlich verringern sich die Radien der Atome. Wir könnten diese Argumente für die Atome der Elemente anderer Perioden wiederholen, allerdings mit einer Klarstellung: Der Umlaufradius nimmt monoton nur dann ab, wenn jede der Unterebenen gefüllt ist.
Wenn wir jedoch die Einzelheiten außer Acht lassen, ist die allgemeine Natur der Größenänderung von Atomen in einem Elementsystem wie folgt: Mit zunehmender Seriennummer in einer Periode nehmen die Umlaufradien der Atome und in einer Gruppe ab sie nehmen zu. Das größte Atom ist ein Cäsiumatom und das kleinste ein Heliumatom, aber von den Atomen der Elemente, die chemische Verbindungen bilden (Helium und Neon bilden sie nicht), ist das kleinste ein Fluoratom.
Die meisten Atome der Elemente, die in der natürlichen Reihe nach den Lanthaniden stehen, haben Umlaufradien, die etwas kleiner sind, als man aufgrund allgemeiner Gesetze erwarten würde. Dies liegt daran, dass sich im System der Elemente 14 Lanthanoide zwischen Lanthan und Hafnium befinden und die Kernladung des Hafniumatoms folglich 14 beträgt e mehr als Lanthan. Daher werden die äußeren Elektronen dieser Atome stärker vom Kern angezogen, als sie ohne Lanthanoide angezogen würden (dieser Effekt wird oft als „Lanthanoidkontraktion“ bezeichnet).
Bitte beachten Sie, dass beim Übergang von Atomen von Elementen der Gruppe VIIIA zu Atomen von Elementen der Gruppe IA der Umlaufradius abrupt zunimmt. Folglich erwies sich unsere Wahl der ersten Elemente jeder Periode (siehe § 7) als richtig.

Umlaufradius des Atoms, seine Veränderung im System der Elemente.
1. Zeichnen Sie gemäß den in Anhang 5 angegebenen Daten auf Millimeterpapier die Abhängigkeit des Umlaufradius des Atoms von der Seriennummer des Elements für Elemente mit auf Z von 1 bis 40. Die Länge der horizontalen Achse beträgt 200 mm, die Länge der vertikalen Achse beträgt 100 mm.
2. Wie lässt sich das Aussehen der resultierenden gestrichelten Linie charakterisieren?

6.13. Ionisierungsenergie eines Atoms

Wenn Sie einem Elektron in einem Atom zusätzliche Energie geben (wie das geht, erfahren Sie in einem Physikkurs), dann kann das Elektron zu einem anderen AO gelangen, das heißt, das Atom landet darin aufgeregter Zustand. Dieser Zustand ist instabil und das Elektron kehrt fast sofort in seinen ursprünglichen Zustand zurück und überschüssige Energie wird freigesetzt. Wenn aber die auf das Elektron übertragene Energie groß genug ist, kann sich das Elektron vollständig vom Atom lösen, während das Atom ionisiert, das heißt, es verwandelt sich in ein positiv geladenes Ion ( Kation). Die dafür benötigte Energie nennt man Ionisierungsenergie eines Atoms(E Und).

Es ist ziemlich schwierig, ein Elektron von einem einzelnen Atom abzureißen und die dafür benötigte Energie zu messen, daher wird sie praktisch bestimmt und verwendet molare Ionisierungsenergie(E und m).

Die molare Ionisierungsenergie gibt die kleinste Energie an, die erforderlich ist, um 1 Mol Elektronen von 1 Mol Atomen (ein Elektron von jedem Atom) abzulösen. Dieser Wert wird üblicherweise in Kilojoule pro Mol gemessen. Die Werte der molaren Ionisierungsenergie des ersten Elektrons für die meisten Elemente sind in Anhang 6 angegeben.
Wie hängt die Ionisierungsenergie eines Atoms von der Stellung des Elements im Elementsystem ab, also wie verändert sie sich in der Gruppe und Periode?
Physikalisch gesehen ist die Ionisierungsenergie gleich der Arbeit, die aufgewendet werden muss, um die Anziehungskraft eines Elektrons auf ein Atom zu überwinden, wenn ein Elektron von einem Atom in eine unendliche Entfernung von diesem bewegt wird.

Wo Q ist die Ladung eines Elektrons, Q ist die Ladung des Kations, die nach der Entfernung eines Elektrons verbleibt, und R o ist der Umlaufradius des Atoms.

UND Q, Und Q sind konstante Werte, und daraus kann geschlossen werden, dass die Arbeit der Ablösung eines Elektrons A und damit die Ionisierungsenergie E und sind umgekehrt proportional zum Umlaufradius des Atoms.
Nachdem Sie die Werte der Umlaufradien von Atomen verschiedener Elemente und die entsprechenden Werte der Ionisierungsenergie in den Anhängen 5 und 6 analysiert haben, können Sie sehen, dass die Beziehung zwischen diesen Werten nahezu proportional, aber einigermaßen ist anders als es. Der Grund dafür, dass unsere Schlussfolgerung nicht gut mit den experimentellen Daten übereinstimmt, liegt darin, dass wir ein sehr grobes Modell verwendet haben, das viele wichtige Faktoren nicht berücksichtigt. Aber selbst dieses grobe Modell ließ uns den richtigen Schluss ziehen, dass mit zunehmendem Bahnradius die Ionisierungsenergie eines Atoms abnimmt und umgekehrt mit abnehmendem Radius zunimmt.
Da der Umlaufradius von Atomen mit zunehmender Seriennummer in einem Zeitraum abnimmt, nimmt die Ionisierungsenergie zu. In einer Gruppe nimmt mit zunehmender Ordnungszahl in der Regel der Umlaufradius der Atome zu und die Ionisierungsenergie ab. Die höchste molare Ionisierungsenergie liegt bei den kleinsten Atomen, den Heliumatomen (2372 kJ/mol), und bei den Atomen, die chemische Bindungen eingehen können, bei den Fluoratomen (1681 kJ/mol). Das kleinste gilt für die größten Atome, Cäsiumatome (376 kJ/mol). In einem System von Elementen lässt sich die Richtung zunehmender Ionisierungsenergie schematisch wie folgt darstellen:

In der Chemie ist es wichtig, dass die Ionisierungsenergie die Neigung eines Atoms charakterisiert, „seine“ Elektronen abzugeben: Je größer die Ionisierungsenergie, desto weniger geneigt ist das Atom, Elektronen abzugeben, und umgekehrt.

Angeregter Zustand, Ionisierung, Kation, Ionisierungsenergie, molare Ionisierungsenergie, Änderung der Ionisierungsenergie in einem System von Elementen.
1. Bestimmen Sie anhand der in Anhang 6 angegebenen Daten, wie viel Energie Sie aufwenden müssen, um ein Elektron von allen Natriumatomen mit einer Gesamtmasse von 1 g abzureißen.
2. Bestimmen Sie anhand der in Anhang 6 angegebenen Daten, wie oft mehr Energie aufgewendet werden muss, um ein Elektron von allen Natriumatomen mit einer Masse von 3 g abzulösen, als von allen Kaliumatomen derselben Masse. Warum unterscheidet sich dieses Verhältnis vom Verhältnis der molaren Ionisierungsenergien derselben Atome?
3. Zeichnen Sie gemäß den in Anhang 6 angegebenen Daten die Abhängigkeit der molaren Ionisierungsenergie von der Seriennummer für Elemente mit auf Z von 1 bis 40. Die Abmessungen des Diagramms sind die gleichen wie in der Aufgabe für den vorherigen Absatz. Sehen Sie, ob dieser Graph mit der Wahl der „Perioden“ des Elementsystems übereinstimmt.

6.14. Elektronenaffinitätsenergie

.

Das zweitwichtigste Energiemerkmal eines Atoms ist Elektronenaffinitätsenergie(E Mit).

In der Praxis wird wie bei der Ionisierungsenergie üblicherweise die entsprechende molare Menge verwendet - molare Elektronenaffinitätsenergie().

Die molare Elektronenaffinitätsenergie gibt an, welche Energie freigesetzt wird, wenn ein Mol Elektronen zu einem Mol neutraler Atome hinzugefügt wird (ein Elektron zu jedem Atom). Diese Größe wird ebenso wie die molare Ionisierungsenergie in Kilojoule pro Mol gemessen.
Auf den ersten Blick mag es scheinen, dass in diesem Fall keine Energie freigesetzt werden sollte, da ein Atom ein neutrales Teilchen ist und es keine elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen einem neutralen Atom und einem negativ geladenen Elektron gibt. Im Gegenteil, wenn sich das Elektron dem Atom nähert, sollte es anscheinend von denselben negativ geladenen Elektronen abgestoßen werden, die die Elektronenhülle bilden. Eigentlich stimmt das nicht. Denken Sie daran, wenn Sie jemals mit atomarem Chlor zu tun hatten. Natürlich nicht. Schließlich existiert es nur bei sehr hohen Temperaturen. Noch stabileres molekulares Chlor kommt in der Natur praktisch nicht vor – es muss notfalls durch chemische Reaktionen gewonnen werden. Und man muss ständig mit Natriumchlorid (Kochsalz) umgehen. Schließlich nimmt der Mensch Speisesalz täglich mit der Nahrung zu sich. Und es kommt in der Natur recht häufig vor. Doch schließlich enthält Speisesalz Chloridionen, also Chloratome, die jeweils ein „zusätzliches“ Elektron angehängt haben. Einer der Gründe für diese Verbreitung von Chloridionen ist, dass Chloratome dazu neigen, Elektronen anzulagern, d. h. wenn Chloridionen aus Chloratomen und Elektronen gebildet werden, wird Energie freigesetzt.
Einer der Gründe für die Energiefreisetzung ist Ihnen bereits bekannt – sie hängt mit einer Zunahme der Symmetrie der Elektronenhülle des Chloratoms beim Übergang in ein einfach geladenes Atom zusammen Anion. Gleichzeitig ist, wie Sie sich erinnern, Energie 3 P- Unterniveau nimmt ab. Es gibt andere, komplexere Gründe.
Aufgrund der Tatsache, dass mehrere Faktoren den Wert der Elektronenaffinitätsenergie beeinflussen, ist die Art der Änderung dieses Wertes in einem Elementsystem viel komplexer als die Art der Änderung der Ionisierungsenergie. Davon können Sie sich durch Analyse der Tabelle in Anhang 7 überzeugen. Da der Wert dieser Größe jedoch zunächst durch die gleiche elektrostatische Wechselwirkung wie die Werte der Ionisierungsenergie bestimmt wird, dann durch ihre Änderung im System der Elemente (zumindest in A-Gruppen) in allgemein gesagtÄhnlich einer Änderung der Ionisierungsenergie, d. h. die Energie der Elektronenaffinität in der Gruppe nimmt ab und im Laufe der Zeit zu. Sie ist an den Atomen Fluor (328 kJ/mol) und Chlor (349 kJ/mol) am höchsten. Die Art der Änderung der Elektronenaffinitätsenergie im Elementsystem ähnelt der Art der Änderung der Ionisierungsenergie, d. h. die Richtung des Anstiegs der Elektronenaffinitätsenergie lässt sich schematisch wie folgt darstellen:

2. Zeichnen Sie auf der gleichen Skala entlang der horizontalen Achse wie in den vorherigen Aufgaben die Abhängigkeit der molaren Energie der Elektronenaffinität von der Seriennummer für Atome von Elementen mit auf Z von 1 bis 40 mit App 7.
3.Was physikalische Bedeutung haben negative Elektronenaffinitätsenergien?
4. Warum haben von allen Atomen der Elemente der 2. Periode nur Beryllium, Stickstoff und Neon negative Werte der molaren Energie der Elektronenaffinität?

6.15. Die Tendenz von Atomen, Elektronen abzugeben und aufzunehmen

Sie wissen bereits, dass die Neigung eines Atoms, eigene Elektronen abzugeben und fremde Elektronen aufzunehmen, von seinen Energieeigenschaften (Ionisierungsenergie und Elektronenaffinitätsenergie) abhängt. Welche Atome sind eher geneigt, ihre Elektronen abzugeben, und welche eher dazu, Fremde aufzunehmen?
Um diese Frage zu beantworten, fassen wir in Tabelle 15 alles zusammen, was wir über die Änderung dieser Neigungen im System der Elemente wissen.

Tabelle 15

Überlegen Sie nun, wie viele Elektronen ein Atom abgeben kann.
Erster chemische Reaktionen Ein Atom kann nur Valenzelektronen abgeben, da es energetisch äußerst ungünstig ist, den Rest abzugeben. Zweitens gibt das Atom „leicht“ (bei Neigung) nur das erste Elektron ab, das zweite Elektron gibt es viel schwieriger (2-3 Mal) und das dritte sogar noch schwieriger (4-5 Mal). Auf diese Weise, Ein Atom kann ein, zwei und viel seltener drei Elektronen abgeben.
Wie viele Elektronen kann ein Atom aufnehmen?
Erstens kann ein Atom bei chemischen Reaktionen Elektronen nur auf den Valenzebenen aufnehmen. Zweitens erfolgt die Energiefreisetzung nur, wenn das erste Elektron angehängt wird (und das ist bei weitem nicht immer der Fall). Die Zugabe eines zweiten Elektrons ist immer energetisch ungünstig, für ein drittes noch mehr. Dennoch, Ein Atom kann ein, zwei und (sehr selten) drei Elektronen hinzufügen, in der Regel so viel, wie es fehlt, um seine Valenzunterebenen zu füllen.
Der Energieaufwand für die Ionisierung von Atomen und die Anlagerung eines zweiten oder dritten Elektrons an sie wird durch die Energie ausgeglichen, die bei der Bildung chemischer Bindungen freigesetzt wird. 4. Wie verändert sich die Elektronenhülle von Kalium-, Calcium- und Scandiumatomen, wenn sie ihre Elektronen abgeben? Geben Sie die Gleichungen für den Rückstoß von Elektronen durch Atome und die abgekürzten elektronischen Formeln von Atomen und Ionen an.
5. Wie verändert sich die Elektronenhülle von Chlor-, Schwefel- und Phosphoratomen, wenn sie fremde Elektronen anlagern? Geben Sie die Gleichungen der Elektronenaddition und abgekürzte elektronische Formeln von Atomen und Ionen an.
6. Bestimmen Sie anhand von Anhang 7, welche Energie freigesetzt wird, wenn Elektronen an alle Natriumatome mit einer Gesamtmasse von 1 g gebunden werden.
7. Bestimmen Sie anhand von Anhang 7, welche Energie aufgewendet werden muss, um „zusätzliche“ Elektronen von 0,1 Mol Br–-Ionen abzulösen?

Die Zusammensetzung des Atoms.

Ein Atom besteht aus Atomkern Und Elektronenhülle.

Der Atomkern besteht aus Protonen ( p+) und Neutronen ( N 0). Die meisten Wasserstoffatome haben einen einzelnen Protonenkern.

Anzahl der Protonen N(p+) ist gleich der Kernladung ( Z) und die Ordnungszahl des Elements in der natürlichen Reihe der Elemente (und im Periodensystem der Elemente).

N(P +) = Z

Die Summe der Anzahl der Neutronen N(N 0), einfach durch den Buchstaben gekennzeichnet N und die Anzahl der Protonen Z angerufen Massenzahl und ist mit dem Buchstaben gekennzeichnet A.

A = Z + N

Die Elektronenhülle eines Atoms besteht aus Elektronen, die sich um den Kern bewegen ( e -).

Anzahl der Elektronen N(e-) in der Elektronenhülle eines neutralen Atoms ist gleich der Anzahl der Protonen Z im Kern.

Die Masse eines Protons ist ungefähr gleich der Masse eines Neutrons und 1840-mal so groß wie die Masse eines Elektrons, sodass die Masse eines Atoms praktisch gleich der Masse des Kerns ist.

Die Form eines Atoms ist kugelförmig. Der Radius des Kerns ist etwa 100.000 Mal kleiner als der Radius des Atoms.

Chemisches Element- Atomart (Atommenge) mit gleicher Kernladung (mit gleicher Protonenzahl im Kern).

Isotop- eine Gruppe von Atomen eines Elements mit der gleichen Anzahl von Neutronen im Kern (oder eine Art von Atomen mit der gleichen Anzahl von Protonen und der gleichen Anzahl von Neutronen im Kern).

Verschiedene Isotope unterscheiden sich voneinander durch die Anzahl der Neutronen in den Kernen ihrer Atome.

Bezeichnung eines einzelnen Atoms oder Isotops: (E - Elementsymbol), zum Beispiel: .

Die Struktur der Elektronenhülle des Atoms

Atomorbital ist der Zustand eines Elektrons in einem Atom. Orbitalsymbol - . Jedes Orbital entspricht einer Elektronenwolke.

Es gibt vier Arten von Orbitalen realer Atome im Grundzustand (unerregt): S, P, D Und F.

elektronische Cloud- der Teil des Raumes, in dem sich ein Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 90 (oder mehr) Prozent befindet.

Notiz: Manchmal werden die Konzepte „Atomorbital“ und „Elektronenwolke“ nicht unterschieden und beide als „Atomorbital“ bezeichnet.

Die Elektronenhülle eines Atoms ist geschichtet. Elektronische Schicht gebildet aus Elektronenwolken gleicher Größe. Es bilden sich Orbitale einer Schicht elektronische ("Energie") Ebene, ihre Energien sind für das Wasserstoffatom gleich, für andere Atome jedoch unterschiedlich.

Orbitale derselben Ebene werden gruppiert elektronisch (Energie) Unterebenen:
S- Unterebene (besteht aus einer S-Orbitale), Symbol - .
P Unterebene (besteht aus drei P
D Unterebene (besteht aus fünf D-Orbitale), Symbol - .
F Unterebene (besteht aus sieben F-Orbitale), Symbol - .

Die Energien der Orbitale derselben Unterebene sind gleich.

Bei der Bezeichnung von Unterebenen wird dem Unterebenensymbol die Nummer der Ebene (elektronische Ebene) hinzugefügt, zum Beispiel: 2 S, 3P, 5D bedeutet S- Unterebene der zweiten Ebene, P- Unterebene der dritten Ebene, D- Unterebene der fünften Ebene.

Die Gesamtzahl der Unterebenen in einer Ebene entspricht der Ebenennummer N. Die Gesamtzahl der Orbitale in einer Ebene beträgt N 2. Entsprechend, Gesamtzahl Wolken in einer Schicht sind ebenfalls vorhanden N 2 .

Bezeichnungen: - freies Orbital (ohne Elektronen), - Orbital mit einem ungepaarten Elektron, - Orbital mit einem Elektronenpaar (mit zwei Elektronen).

Die Reihenfolge, in der Elektronen die Orbitale eines Atoms füllen, wird durch drei Naturgesetze bestimmt (die Formulierungen sind vereinfacht):

1. Das Prinzip der geringsten Energie – Elektronen füllen die Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie der Orbitale.

2. Paulis Prinzip – in einem Orbital können sich nicht mehr als zwei Elektronen befinden.

3. Hundsche Regel – innerhalb der Unterebene füllen Elektronen zunächst freie Orbitale (eines nach dem anderen) und bilden erst danach Elektronenpaare.

Die Gesamtzahl der Elektronen in der elektronischen Ebene (oder in der elektronischen Schicht) beträgt 2 N 2 .

Als nächstes wird die Verteilung der Unterebenen nach Energie ausgedrückt (in der Reihenfolge zunehmender Energie):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Visuell wird dieser Ablauf durch das Energiediagramm ausgedrückt:

Die Verteilung der Elektronen eines Atoms nach Ebenen, Unterebenen und Orbitalen (die elektronische Konfiguration eines Atoms) kann als elektronische Formel, als Energiediagramm oder einfacher als Diagramm elektronischer Schichten („elektronisches Diagramm“) dargestellt werden. .

Beispiele für die elektronische Struktur von Atomen:

Valenzelektronen- Elektronen eines Atoms, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein können. Für jedes Atom sind dies alle Außenelektronen plus jene voräußeren Elektronen, deren Energie größer ist als die der äußeren. Beispiel: Das Ca-Atom hat 4 Außenelektronen S 2, sie sind auch Valenz; Das Fe-Atom hat externe Elektronen - 4 S 2, aber er hat 3 D 6, daher hat das Eisenatom 8 Valenzelektronen. Die elektronische Valenzformel des Calciumatoms ist 4 S 2 und Eisenatome - 4 S 2 3D 6 .

Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev
(natürliches System chemischer Elemente)

Periodisches Gesetz der chemischen Elemente(moderne Formulierung): Eigenschaften chemischer Elemente sowie einfacher und komplexe Substanzen, die von ihnen gebildet werden, stehen in einer periodischen Abhängigkeit von der Größe der Ladung der Atomkerne.

Periodensystem- grafischer Ausdruck des periodischen Gesetzes.

Natürliches Spektrum chemischer Elemente- eine Anzahl chemischer Elemente, geordnet nach der Zunahme der Protonenzahl in den Kernen ihrer Atome oder, was dasselbe ist, nach der Zunahme der Ladungen der Kerne dieser Atome. Die Seriennummer eines Elements in dieser Reihe entspricht der Anzahl der Protonen im Kern eines beliebigen Atoms dieses Elements.

Die Tabelle der chemischen Elemente wird durch „Zerschneiden“ der natürlichen Reihe chemischer Elemente erstellt Perioden(horizontale Zeilen der Tabelle) und Gruppierungen (vertikale Spalten der Tabelle) von Elementen mit einer ähnlichen elektronischen Struktur wie Atome.

Je nachdem, wie Elemente zu Gruppen zusammengefasst werden, kann eine Tabelle entstehen lange Zeit(Elemente mit gleicher Anzahl und Art von Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst) und kurzfristig(Elemente mit der gleichen Anzahl an Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst).

Die Gruppen der Kurzperiodentabelle sind in Untergruppen unterteilt ( hauptsächlich Und Nebenwirkungen), die mit den Gruppen der Tabelle der langen Perioden zusammenfallen.

Alle Atome von Elementen derselben Periode haben die gleiche Anzahl an Elektronenschichten, die der Anzahl der Periode entspricht.

Die Anzahl der Elemente in den Perioden: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Die meisten Elemente der achten Periode wurden künstlich gewonnen, die letzten Elemente dieser Periode wurden noch nicht synthetisiert. Alle Perioden außer der ersten beginnen mit einem alkalimetallbildenden Element (Li, Na, K usw.) und enden mit einem edelgasbildenden Element (He, Ne, Ar, Kr usw.).

In der Tabelle mit kurzen Perioden - acht Gruppen, von denen jede in zwei Untergruppen (Haupt- und Nebengruppen) unterteilt ist, in der Tabelle mit langen Perioden - sechzehn Gruppen, die in römischen Ziffern mit den Buchstaben A oder B nummeriert sind, zum Beispiel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Gruppe IA des Langperiodensystems entspricht der Hauptuntergruppe der ersten Gruppe des Kurzperiodensystems; Gruppe VIIB – sekundäre Untergruppe der siebten Gruppe: der Rest – ähnlich.

Die Eigenschaften chemischer Elemente ändern sich natürlicherweise in Gruppen und Perioden.

In Perioden (mit steigender Seriennummer)

• die Kernladung steigt
• die Zahl der Außenelektronen nimmt zu,
• der Radius der Atome nimmt ab,
• die Bindungsstärke der Elektronen zum Kern nimmt zu (Ionisierungsenergie),
• Die Elektronegativität nimmt zu.
• die oxidierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden verstärkt („Nichtmetallizität“),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe („Metallizität“) werden schwächer,
• schwächt den basischen Charakter von Hydroxiden und den entsprechenden Oxiden,
• der saure Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden nimmt zu.

In Gruppen (mit steigender Seriennummer)

• die Kernladung steigt
• der Radius der Atome nimmt zu (nur in A-Gruppen),
• die Stärke der Bindung zwischen Elektronen und Kern nimmt ab (Ionisierungsenergie; nur in A-Gruppen),
• die Elektronegativität nimmt ab (nur in A-Gruppen),
• schwächen die oxidierenden Eigenschaften einfacher Stoffe („Nichtmetallizität“; nur in A-Gruppen),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden verstärkt („Metallizität“; nur in A-Gruppen),
• der basische Charakter von Hydroxiden und den entsprechenden Oxiden nimmt zu (nur in A-Gruppen),
• der saure Charakter von Hydroxiden und den entsprechenden Oxiden wird schwächer (nur in A-Gruppen),
• die Stabilität von Wasserstoffverbindungen nimmt ab (ihre reduzierende Aktivität nimmt zu; nur in A-Gruppen).

Aufgaben und Tests zum Thema „Thema 9. „Der Aufbau des Atoms. Periodengesetz und Periodensystem chemischer Elemente von D. I. Mendeleev (PSCE)“.

• Periodisches Gesetz - Periodisches Gesetz und Struktur der Atome Klasse 8–9
  Sie sollten wissen: die Gesetze der Orbitalfüllung mit Elektronen (Prinzip der geringsten Energie, Pauli-Prinzip, Hundsche Regel), die Struktur des Periodensystems der Elemente.

  Sie sollten in der Lage sein: die Zusammensetzung eines Atoms anhand der Position eines Elements im Periodensystem zu bestimmen und umgekehrt ein Element im Periodensystem zu finden, indem Sie dessen Zusammensetzung kennen; das Strukturdiagramm und die elektronische Konfiguration eines Atoms oder Ions darstellen und umgekehrt die Position eines chemischen Elements im PSCE anhand des Diagramms und der elektronischen Konfiguration bestimmen; das Element und die von ihm gebildeten Stoffe entsprechend seiner Stellung im PSCE charakterisieren; Bestimmen Sie Änderungen des Atomradius, der Eigenschaften chemischer Elemente und der von ihnen gebildeten Stoffe innerhalb einer Periode und einer Hauptuntergruppe des Periodensystems.

  Beispiel 1 Bestimmen Sie die Anzahl der Orbitale in der dritten elektronischen Ebene. Was sind diese Orbitale?
  Um die Anzahl der Orbitale zu bestimmen, verwenden wir die Formel N Orbitale = N 2 , wo N- Levelnummer. N Orbitale = 3 2 = 9. Eins 3 S-, drei 3 P- und fünf 3 D-Orbitale.

  Beispiel 2 Bestimmen Sie das Atom, dessen Element die elektronische Formel 1 hat S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Um zu bestimmen, um welches Element es sich handelt, müssen Sie seine Seriennummer ermitteln, die der Gesamtzahl der Elektronen im Atom entspricht. In diesem Fall: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Das ist Aluminium.

  Nachdem Sie sichergestellt haben, dass Sie alles gelernt haben, was Sie brauchen, fahren Sie mit den Aufgaben fort. Wir wünschen Ihnen viel Erfolg.

  
  Empfohlene Literatur:
  • O. S. Gabrielyan und andere. Chemie, 11. Klasse. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemie 11 Zellen. M., Bildung, 2001.