Elektronska formula sumpora je nula. Elektroničke konfiguracije atoma kemijskih elemenata - Hipermarket znanja

6.6. Značajke elektroničke strukture atoma kroma, bakra i nekih drugih elemenata

Ako ste pažljivo pogledali Dodatak 4, vjerojatno ste primijetili da je za atome nekih elemenata narušen redoslijed popunjavanja orbitala elektronima. Ponekad se ta kršenja nazivaju "iznimkama", ali to nije tako - nema iznimaka od zakona prirode!

Prvi element s takvim kršenjem je krom. Razmotrimo detaljnije njegovu elektroničku strukturu (sl. 6.16 A). Atom kroma ima 4 s-podnivo nisu dva, kako bi se očekivalo, već samo jedan elektron. Ali za 3 d-podrazina pet elektrona, ali ova podrazina se popunjava nakon 4 s-podrazina (vidi sl. 6.4). Da bismo razumjeli zašto se to događa, pogledajmo što su elektronski oblaci 3 d podnivo ovog atoma.

Svaki od pet 3 d-oblake u ovom slučaju čini jedan elektron. Kao što već znate iz § 4 ovog poglavlja, zajednički elektronski oblak ovih pet elektrona je sferičan ili, kako se kaže, sferno simetričan. Po prirodi distribucije gustoće elektrona u različitim smjerovima, sličan je 1 s-EO. Energija podrazine čiji elektroni tvore takav oblak pokazuje se nižom nego u slučaju manje simetričnog oblaka. U ovom slučaju, energija orbitala 3 d-podrazina je jednaka energiji 4 s-orbitale. Kada se naruši simetrija, npr. kada se pojavi šesti elektron, energija orbitala je 3 d-podrazina ponovno postaje više od energije 4 s-orbitale. Prema tome, atom mangana opet ima drugi elektron za 4 s-AO.
Sferna simetrija ima zajednički oblak bilo koje podrazine ispunjen elektronima i dopola i potpuno. Smanjenje energije u tim je slučajevima opće naravi i ne ovisi o tome je li neka podrazina dopola ili potpuno ispunjena elektronima. A ako je tako, onda sljedeću povredu moramo tražiti u atomu, u čijoj elektronskoj ljusci deveta "dolazi" zadnja d-elektron. Doista, atom bakra ima 3 d-podrazina 10 elektrona i 4 s- postoji samo jedna podrazina (Sl. 6.16 b).
Smanjenje energije orbitala potpuno ili napola popunjene podrazine uzrok je niza važnih kemijskih pojava od kojih ćete se neke upoznati.

U kemiji se svojstva izoliranih atoma u pravilu ne proučavaju, budući da gotovo svi atomi, kao dio različitih tvari, tvore kemijske veze. Kemijske veze nastaju tijekom međudjelovanja elektronskih ljuski atoma. Za sve atome (osim vodika) ne sudjeluju svi elektroni u stvaranju kemijskih veza: za bor tri od pet elektrona, za ugljik četiri od šest i, primjerice, za barij dva od pedeset elektrona. šest. Ti "aktivni" elektroni nazivaju se valentni elektroni.

Ponekad se valentni elektroni brkaju s vanjski elektrona, ali oni nisu ista stvar.

Elektronski oblaci vanjskih elektrona imaju najveći polumjer (i najveću vrijednost glavnog kvantnog broja).

Upravo vanjski elektroni sudjeluju u stvaranju veza prije svega, makar samo zato što kada se atomi približavaju jedan drugome, elektronski oblaci koje tvore ti elektroni prije svega dolaze u kontakt. Ali zajedno s njima, dio elektrona također može sudjelovati u stvaranju veze. predvanjski(pretposljednji) sloj, ali samo ako imaju energiju koja se ne razlikuje mnogo od energije vanjskih elektrona. I ti i drugi elektroni atoma su valentni. (Kod lantanida i aktinoida, čak su i neki od "vanjskih" elektrona valentni)
Energija valentnih elektrona mnogo je veća od energije ostalih elektrona atoma, a valentni elektroni se međusobno mnogo manje razlikuju po energiji.
Vanjski elektroni su uvijek valentni samo ako atom uopće može formirati kemijske veze. Dakle, oba elektrona atoma helija su vanjska, ali se ne mogu nazvati valentnim, budući da atom helija uopće ne tvori nikakve kemijske veze.
Valentni elektroni zauzimaju valentne orbitale, koji pak oblikuju valentne podrazine.

Kao primjer, razmotrite atom željeza čija je elektronska konfiguracija prikazana na sl. 6.17. Od elektrona atoma željeza, najveći glavni kvantni broj ( n= 4) imaju samo dva 4 s-elektron. Stoga su oni vanjski elektroni ovog atoma. Vanjske orbitale atoma željeza sve su orbitale sa n= 4, a vanjske podrazine su sve podrazine koje tvore te orbitale, tj. 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU.
Vanjski elektroni su uvijek valentni, dakle, 4 s-elektroni atoma željeza su valentni elektroni. I ako je tako, onda 3 d-elektroni s nešto većom energijom također će biti valentni. Na vanjskoj razini atoma željeza, pored ispunjenog 4 s-AO još ima slobodnih 4 str-, 4d- i 4 f-AO. Sve su vanjske, ali samo 4 su valentne R-AO, budući da je energija preostalih orbitala mnogo veća, a pojava elektrona u tim orbitalama nije korisna za atom željeza.

Dakle, atom željeza
vanjska elektronička razina - četvrta,
vanjske podrazine - 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU,
vanjske orbitale - 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-AO,
vanjski elektroni - dva 4 s-elektron (4 s 2),
vanjski elektronski sloj je četvrti,
vanjski elektronski oblak - 4 s-EO
valentne podrazine - 4 s-, 4str- i 3 d-EPU,
valentne orbitale - 4 s-, 4str- i 3 d-AO,
valentni elektroni - dva 4 s-elektron (4 s 2) i šest 3 d- elektroni (3 d 6).

Valentne podrazine mogu biti djelomično ili potpuno ispunjene elektronima ili mogu uopće ostati slobodne. S povećanjem naboja jezgre, energetske vrijednosti svih podrazina se smanjuju, ali zbog međusobne interakcije elektrona, energija različitih podrazina opada različitom "brzinom". Energija potpuno ispunjena d- I f-podrazine se toliko smanji da prestaju biti valentne.

Kao primjer, razmotrite atome titana i arsena (slika 6.18).

U slučaju atoma titana 3 d-EPU je samo djelomično ispunjen elektronima, a njegova energija je veća od energije 4 s-EPU i 3 d-elektroni su valentni. Na atomu arsena 3 d-EPU je potpuno ispunjen elektronima, a njegova energija je puno manja od energije 4 s-EPU, a samim tim i 3 d-elektroni nisu valentni.
U ovim smo primjerima analizirali valentna elektronička konfiguracija atomi titana i arsena.

Valentna elektronska konfiguracija atoma prikazana je kao valentna elektronička formula, ili u obliku energetski dijagram valentnih podrazina.

VALENTNI ELEKTRONI, VANJSKI ELEKTRONI, VALENTNI EPU, VALENTNI AO, VALENTNI ELEKTRON KONFIGURACIJA ATOMA, FORMULA VALENTNOG ELEKTRONA, DIJAGRAM VALENTNOG PODrazine.

1. Na energetskim dijagramima koje ste sastavili iu punim elektronskim formulama atoma Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar označite vanjske i valentne elektrone. Napravite valenciju elektronske formule ovi atomi. Na energetskim dijagramima označite dijelove koji odgovaraju energetskim dijagramima valentnih podrazina.
2. Što je zajedničko elektroničkim konfiguracijama atoma a) Li i Na, B i Al, O i S, Ne i Ar; b) Zn i Mg, Sc i Al, Cr i S, Ti i Si; c) H i He, Li i O, K i Kr, Sc i Ga. Koje su njihove razlike
3. Koliko valentnih podrazina ima elektronska ljuska atoma svakog od elemenata: a) vodika, helija i litija, b) dušika, natrija i sumpora, c) kalija, kobalta i germanija
4. Koliko je valentnih orbitala potpuno popunjeno na atomu a) bora, b) fluora, c) natrija?
5. Koliko orbitala s nesparenim elektronom ima atom a) bora, b) fluora, c) željeza
6. Koliko slobodnih vanjskih orbitala ima atom mangana? Koliko ima slobodnih valencija?
7. Za sljedeću lekciju pripremite traku papira širine 20 mm, podijelite je na ćelije (20 × 20 mm) i na tu traku nanesite prirodni niz elemenata (od vodika do meitnerija).
8. U svaku ćeliju stavite simbol elementa, njegov redni broj i valentnu elektronsku formulu, kao što je prikazano na sl. 6.19 (koristite dodatak 4).

Sistematizacija kemijskih elemenata temelji se na prirodnom nizu elemenata I princip sličnosti elektronskih ljuski njihovi atomi.
S prirodnom stranom kemijski elementi već ste upoznati. Sada se upoznajmo s principom sličnosti elektronskih ljuski.
Uzimajući u obzir valentne elektronske formule atoma u NRE, lako je otkriti da se za neke atome razlikuju samo u vrijednostima glavnog kvantnog broja. Na primjer, 1 s 1 za vodik, 2 s 1 za litij, 3 s 1 za natrij, itd. Ili 2 s 2 2str 5 za fluor, 3 s 2 3str 5 za klor, 4 s 2 4str 5 za brom, itd. To znači da su vanjska područja oblaka valentnih elektrona takvih atoma vrlo slična po obliku i razlikuju se samo po veličini (i, naravno, po gustoći elektrona). A ako je tako, tada se mogu nazvati elektronski oblaci takvih atoma i njihove odgovarajuće valentne konfiguracije sličan. Za atome različitih elemenata sa sličnim elektroničkim konfiguracijama možemo pisati elektronske formule zajedničke valence: ns 1 u prvom slučaju i ns 2 np 5 u drugom. Krećući se duž prirodnog niza elemenata, mogu se pronaći druge skupine atoma sa sličnim konfiguracijama valencije.
Tako, u prirodnom nizu elemenata redovito se pojavljuju atomi sa sličnim valentnim elektroničkim konfiguracijama. To je princip sličnosti elektronskih ljuski.
Pokušajmo otkriti oblik te pravilnosti. Da bismo to učinili, koristit ćemo prirodne nizove elemenata koje ste napravili.

NRE počinje s vodikom, čija je valentna elektronska formula 1 s 1 . U potrazi za sličnim valentnim konfiguracijama, izrezali smo prirodni niz elemenata ispred elemenata sa zajedničkom valentnom elektroničkom formulom ns 1 (to jest, prije litija, prije natrija itd.). Dobili smo takozvane "periode" elemenata. Zbrojimo dobivene "razdoblja" tako da postanu reci tablice (vidi sliku 6.20). Kao rezultat toga, samo će atomi prva dva stupca tablice imati takve elektroničke konfiguracije.

Pokušajmo postići sličnost valentnih elektroničkih konfiguracija u ostalim stupcima tablice. Da bismo to učinili, izrezali smo elemente s brojevima 58 - 71 i 90 -103 iz 6. i 7. razdoblja (imaju 4 f- i 5 f-podrazine) i stavite ih ispod stola. Simboli preostalih elemenata bit će pomaknuti vodoravno kao što je prikazano na slici. Nakon toga će atomi elemenata u istom stupcu tablice imati slične valentne konfiguracije, koje se mogu izraziti općim valentnim elektronskim formulama: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 i tako dalje sve dok ns 2 np 6. Sva odstupanja od općih formula valencije objašnjavaju se istim razlozima kao u slučaju kroma i bakra (vidi paragraf 6.6).

Kao što vidite, koristeći NRE i primjenom principa sličnosti elektronskih ljuski uspjeli smo sistematizirati kemijske elemente. Takav sustav kemijskih elemenata naziva se prirodni, budući da se temelji isključivo na zakonima prirode. Tablica koju smo dobili (sl. 6.21) jedan je od načina grafičkog prikazivanja prirodnog sustava elemenata i zove se dugoperiodična tablica kemijskih elemenata.

NAČELO SLIČNOSTI ELEKTRONIČKIH LJUSKI, PRIRODNI SUSTAV KEMIJSKIH ELEMENATA ("PERIODNI" SUSTAV), TABLICA KEMIJSKIH ELEMENATA.

Upoznajmo se detaljnije sa strukturom dugoperiodične tablice kemijskih elemenata.
Redovi ove tablice, kao što već znate, nazivaju se "periode" elemenata. Periodi su numerirani arapskim brojevima od 1 do 7. U prvoj periodi postoje samo dva elementa. Druga i treća perioda, koje sadrže po osam elemenata, nazivaju se kratak razdoblja. Četvrta i peta perioda, koje sadrže po 18 elemenata, nazivaju se dugo razdoblja. Nazivaju se šesta i sedma perioda, koje sadrže po 32 elementa ekstra dugo razdoblja.
Stupci ove tablice nazivaju se skupine elementi. Brojevi grupa označeni su rimskim brojevima s latiničnim slovima A ili B.
Elementi nekih skupina imaju svoja zajednička (skupinska) imena: elementi IA skupine (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkalni elementi(ili elementi alkalnih metala); elementi skupine IIA (Ca, Sr, Ba i Ra) - zemnoalkalijski elementi(ili elementi zemnoalkalnih metala)(nazivi "alkalijski metali" i zemnoalkalijski metali" odnose se na jednostavne tvari formirane od odgovarajućih elemenata i ne smiju se koristiti kao nazivi skupina elemenata); elementi skupine VIA (O, S, Se, Te, Po) - halkogeni, elementi VIIA grupe (F, Cl, Br, I, At) – halogeni, elementi skupine VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementi plemenitih plinova.(Tradicionalni naziv "plemeniti plinovi" također se odnosi na jednostavne tvari)
Elementi koji se obično nalaze u donjem dijelu tablice s rednim brojevima 58 - 71 (Ce - Lu) nazivaju se lantanoidi("slijedeći lantan"), te elementi s rednim brojevima 90 - 103 (Th - Lr) - aktinidi("praćenje aktinija"). Postoji varijanta dugoperiodične tablice, u kojoj lantanoidi i aktinidi nisu izrezani iz NRE, već ostaju na svojim mjestima u ekstra dugim periodima. Ova se tablica ponekad naziva ekstra dugo razdoblje.
Tablica dugih perioda podijeljena je na četiri blok(ili odjeljke).
s-blok uključuje elemente IA i IIA skupina sa zajedničkim valentnim elektroničkim formulama ns 1 i ns 2 (s-elementi).
p-blok uključuje elemente od skupine IIIA do VIIIA sa zajedničkim valentnim elektronskim formulama od ns 2 np 1 do ns 2 np 6 (p-elementi).
d-blok uključuje elemente od IIIB do IIB skupine sa zajedničkim valentnim elektroničkim formulama iz ns 2 (n–1)d 1 do ns 2 (n–1)d 10 (d-elementi).
f-blok uključuje lantanoide i aktinoide ( f-elementi).

Elementi s- I str-blokovi tvore A-skupine, a elementi d-blok - B-skupina sustava kemijskih elemenata. svi f-elementi su formalno uključeni u grupu IIIB.
Elementi prve periode – vodik i helij – su s-elementi i mogu se smjestiti u IA i IIA skupine. Ali helij se češće stavlja u skupinu VIIIA kao element s kojim razdoblje završava, što je u potpunosti u skladu s njegovim svojstvima (helij, kao i svi drugi jednostavne tvari formiran od elemenata ove skupine je plemeniti plin). Vodik se često svrstava u skupinu VIIA, budući da je po svojstvima mnogo bliži halogenima nego alkalnim elementima.
Svaka od perioda sustava počinje elementom koji ima valentnu konfiguraciju atoma ns 1, budući da od tih atoma počinje formiranje sljedećeg elektronskog sloja, a završava elementom s valentnom konfiguracijom atoma ns 2 np 6 (osim prve trećine). To olakšava identifikaciju skupina podrazina u energetskom dijagramu koje su ispunjene elektronima na atomima svake od perioda (slika 6.22). Učinite ovaj posao sa svim podrazinama prikazanim u kopiji koju ste napravili od slike 6.4. Podrazine istaknute na slici 6.22 (osim za potpuno ispunjene d- I f-podrazine) su valencija za atome svih elemenata dane periode.
Pojava u periodima s-, str-, d- ili f-elementi su u potpunosti u skladu s redoslijedom punjenja s-, str-, d- ili f- podrazine elektrona. Ova značajka sustava elemenata omogućuje da se, znajući razdoblje i grupu koja uključuje određeni element, odmah zapiše njegova valentna elektronička formula.

DUGOPERIODNA TABLICA KEMIJSKIH ELEMENATA, BLOKOVA, PERIODA, SKUPINA, ALKALNI ELEMENTI, ZEMNOALKALNI ELEMENTI, KALKOGENI, HALOGENI, PLEMENITI PLINOVI, LANTANOIDI, AKTINOIDI.
Napiši opće valentne elektronske formule atoma elemenata a) IVA i IVB skupine, b) IIIA i VIIB skupine?
2. Što je zajedničko elektroničkim konfiguracijama atoma elemenata A i B skupine? Kako se razlikuju?
3. Koliko je skupina elemenata uključeno u a) s-blok, b) R-blok, c) d-blok?
4. Nastavite sliku 30 u smjeru povećanja energije podrazina i odaberite skupine podrazina koje su ispunjene elektronima u 4., 5. i 6. periodi.
5. Nabrojite valentne podrazine atoma a) kalcija, b) fosfora, c) titana, d) klora, e) natrija. 6. Formulirajte po čemu se s-, p- i d-elementi međusobno razlikuju.
7. Objasnite zašto je pripadnost atoma bilo kojem elementu određena brojem protona u jezgri, a ne masom tog atoma.
8. Za atome litija, aluminija, stroncija, selena, željeza i olova izraditi valentne, potpune i skraćene elektronske formule te nacrtati energetske dijagrame valentnih podrazina. 9. Atomi kojih elemenata odgovaraju sljedećim formulama valentne elektronike: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 str 6 , 5s 2 5str 2 , 5s 2 4d 2 ?

Za različite namjene moramo znati ili punu ili valentnu konfiguraciju atoma. Svaka od ovih elektroničkih konfiguracija može se prikazati i formulom i energetskim dijagramom. To je, potpuna elektronička konfiguracija atoma izrazio punu elektronsku formulu atoma, ili puni energetski dijagram atoma. Sa svoje strane, konfiguracija valentnog elektrona atoma izrazio valencija(ili, kako se često naziva, " kratko") elektronska formula atoma, ili dijagram valentnih podrazina atoma(Slika 6.23).

Prethodno smo radili elektronske formule atoma pomoću rednih brojeva elemenata. Ujedno smo odredili slijed popunjavanja podrazina elektronima prema energetskom dijagramu: 1 s, 2s, 2str, 3s, 3str, 4s, 3d, 4str, 5s, 4d, 5str, 6s, 4f, 5d, 6str, 7s i tako dalje. I samo zapisivanjem pune elektroničke formule, mogli bismo zapisati i formulu valencije.
Valentnu elektroničku formulu atoma, koja se najčešće koristi, zgodnije je napisati na temelju položaja elementa u sustavu kemijskih elemenata, prema koordinatama periodne skupine.
Razmotrimo detaljno kako se to radi za elemente s-, str- I d-blokovi.
Za elemente s-blok valentna elektronska formula atoma sastoji se od tri znaka. Općenito, može se napisati ovako:

Na prvom mjestu (na mjestu velike ćelije) je broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s-elektroni), a na trećem (u superskriptu) - broj skupine (jednak broju valentnih elektrona). Uzimajući kao primjer atom magnezija (3. period, skupina IIA), dobivamo:

Za elemente str-blok valentna elektronska formula atoma sastoji se od šest znakova:

Ovdje se umjesto velikih ćelija također stavlja broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s- I str-elektroni), a broj grupe (jednak broju valentnih elektrona) ispada da je jednak zbroju gornjih indeksa. Za atom kisika (2. period, VIA skupina) dobivamo:

2s 2 2str 4 .

Elektronska formula valencije većine elemenata d blok se može napisati ovako:

Kao iu prethodnim slučajevima, ovdje se umjesto prve ćelije stavlja broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s-elektroni). Ispada da je broj u drugoj ćeliji jedan manji od glavnog kvantnog broja ovih d-elektroni. Broj grupe ovdje je također jednak zbroju indeksa. Primjer je valentna elektronska formula titana (4. period, IVB skupina): 4 s 2 3d 2 .

Broj grupe jednak je zbroju indeksa i za elemente VIB grupe, ali oni, kao što se sjećate, na valenciji s-podrazina ima samo jedan elektron, a opća valentna elektronska formula ns 1 (n–1)d 5 . Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, molibdena (5. period) 5 s 1 4d 5 .
Također je lako sastaviti valentnu elektronsku formulu bilo kojeg elementa IB skupine, na primjer, zlata (6. period)>–>6 s 1 5d 10 , ali u ovom slučaju morate to zapamtiti d- elektroni atoma elemenata ove skupine i dalje ostaju valentni, a neki od njih mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza.
Opća valentna elektronska formula atoma elemenata skupine IIB je - ns 2 (n – 1)d 10. Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, atoma cinka 4 s 2 3d 10 .
Opća pravila također se pokoravaju i valentne elektronske formule elemenata prve trijade (Fe, Co i Ni). Željezo, element skupine VIIIB, ima valentnu elektronsku formulu 4 s 2 3d 6. Atom kobalta ima jedan d-više elektrona (4 s 2 3d 7), dok atom nikla ima dva (4 s 2 3d 8).
Koristeći samo ova pravila za pisanje valentnih elektroničkih formula, nemoguće je sastaviti elektroničke formule atoma nekih d-elementi (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), budući da kod njih, zbog sklonosti visokosimetričnim elektronskim ljuskama, popunjavanje valentnih podrazina elektronima ima neke dodatne značajke.
Poznavajući valentnu elektronsku formulu, može se zapisati i potpuna elektronska formula atoma (vidi dolje).
Često, umjesto glomaznih potpunih elektroničkih formula, oni zapisuju skraćene elektronske formule atomi. Da bi ih sastavili u elektroničku formulu, odabiru se svi elektroni atoma osim valentnih, njihovi se simboli stavljaju u uglate zagrade i dio elektroničke formule koji odgovara elektroničkoj formuli atoma posljednjeg elementa prethodnog period (element koji tvori plemeniti plin) zamijenjen je simbolom ovog atoma.

Primjeri elektroničkih formula različitih vrsta prikazani su u tablici 14.

Tablica 14 Primjeri elektroničkih formula atoma

Algoritam za sastavljanje elektroničkih formula atoma (na primjeru atoma joda)

Bilješke
1. Za elemente 2. i 3. perioda, treća operacija (bez četvrte) odmah dovodi do potpune elektronske formule.
2. (n – 1)d 10 - Elektroni ostaju valentni na atomima elemenata IB skupine.

POTPUNA ELEKTRONIČKA FORMULA, VALENTNA ELEKTRONIČKA FORMULA, skraćeno ELEKTRONIČKA FORMULA, ALGORITAM ZA SASTAVLJANJE ELEKTRONIČKE FORMULE ATOMA.
1. Sastavite valentnu elektronsku formulu atoma elementa a) druge periode treće A skupine, b) treće periode druge A skupine, c) četvrto razdoblječetvrta A skupina.
2. Napravite skraćene elektronske formule atoma magnezija, fosfora, kalija, željeza, broma i argona.

Tijekom više od 100 godina, koliko je prošlo od otkrića prirodnog sustava elemenata, predloženo je nekoliko stotina najrazličitijih tablica koje grafički odražavaju ovaj sustav. Od njih, osim dugoperiodične tablice, najviše se koristi tzv. kratkoperiodična tablica elemenata D. I. Mendeljejeva. Kratkoperiodična tablica se dobije iz dugoperiodične ako se ispred elemenata IB grupe izrežu 4., 5., 6. i 7. periode, razmaknu i dobiveni redovi dodaju na isti način kao što smo dodali. razdoblja prije. Rezultat je prikazan na slici 6.24.

Lantanidi i aktinoidi su ovdje također smješteni ispod glavne tablice.

U skupine ova tablica sadrži elemente čiji atomi imaju isti broj valentnih elektrona bez obzira na kojoj su orbitali ti elektroni. Dakle, elementi klor (tipičan element koji tvori nemetal; 3 s 2 3str 5) i mangan (element koji tvori metal; 4 s 2 3d 5), koji nemaju sličnosti s elektronskim ljuskama, ovdje spadaju u istu sedmu skupinu. Potreba za razlikovanjem takvih elemenata čini nužnim izdvajanje u skupine podskupine: glavni- analozi A-skupina dugoperiodične tablice i nuspojave su analozi B-skupina. Na slici 34. simboli elemenata glavnih podskupina pomaknuti su ulijevo, a simboli elemenata sporednih podskupina pomaknuti su udesno.
Istina, takav raspored elemenata u tablici ima i svojih prednosti, jer upravo broj valentnih elektrona prvenstveno određuje valentne sposobnosti atoma.
Dugoperiodična tablica odražava zakone elektroničke strukture atoma, sličnost i obrasce promjena svojstava jednostavnih tvari i spojeva po skupinama elemenata, redovitu promjenu niza fizičkih veličina koje karakteriziraju atome, jednostavne tvari i spojeve u cijelom sustavu elemenata, i mnogo više. Tablica kratkih perioda manje je prikladna u tom pogledu.

KRATKOPERIODNA TABLICA, GLAVNE PODSKUPINE, SEKUNDARNE PODSKUPINE.
1. Pretvorite dugoperiodični sustav koji ste izgradili od prirodnog niza elemenata u kratkoperiodični sustav. Provedite obrnutu transformaciju.
2. Je li moguće napraviti opću valentnu elektroničku formulu atoma elemenata jedne skupine kratkog periodnog sustava? Zašto?

Atom nema jasnih granica. Što se smatra veličinom izoliranog atoma? Jezgra atoma okružena je elektronskom ljuskom, a ljuska se sastoji od elektronskih oblaka. Veličinu EO karakterizira polumjer r oo. Svi oblaci u vanjskom sloju imaju približno isti radijus. Stoga se veličina atoma može karakterizirati ovim radijusom. To se zove orbitalni radijus atoma(r 0).

Vrijednosti orbitalnih polumjera atoma dane su u Dodatku 5.
Polumjer EO ovisi o naboju jezgre i o tome na kojoj orbiti se nalazi elektron koji tvori ovaj oblak. Posljedično, orbitalni radijus atoma također ovisi o istim karakteristikama.
Razmotrite elektronske ljuske atoma vodika i helija. I u atomu vodika i u atomu helija elektroni se nalaze na 1 s-AO, a njihovi bi oblaci imali jednaku veličinu da su naboji jezgri tih atoma jednaki. Ali naboj jezgre atoma helija dvostruko je veći od naboja jezgre atoma vodika. Prema Coulombovom zakonu, sila privlačenja koja djeluje na svaki od elektrona atoma helija dvostruko je veća od sile privlačenja elektrona prema jezgri atoma vodika. Stoga polumjer atoma helija mora biti mnogo manji od polumjera atoma vodika. To je istina: r 0 (on) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litija ima vanjski elektron na 2 s-AO, odnosno tvori oblak drugog sloja. Naravno, njegov radijus bi trebao biti veći. Stvarno: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomi preostalih elemenata druge periode imaju vanjske elektrone (i 2 s i 2 str) nalaze se u istom drugom sloju elektrona, a naboj jezgre tih atoma raste s povećanjem rednog broja. Elektroni se jače privlače prema jezgri i, naravno, polumjeri atoma se smanjuju. Mogli bismo ponoviti ove argumente za atome elemenata drugih razdoblja, ali uz jedno pojašnjenje: orbitalni radijus monotono opada samo kada je svaka od podrazina popunjena.
Ali ako zanemarimo pojedinosti, onda je opća priroda promjene veličine atoma u sustavu elemenata sljedeća: s povećanjem rednog broja u razdoblju smanjuju se orbitalni radijusi atoma, au skupini povećavaju se. Najveći atom je atom cezija, a najmanji je atom helija, no od atoma elemenata koji tvore kemijske spojeve (helij i neon ih ne tvore) najmanji je atom fluora.
Većina atoma elemenata, koji u prirodnom nizu stoje iza lantanoida, ima orbitalne radijuse nešto manje nego što bi se očekivalo, na temelju općih zakona. To je zbog činjenice da se između lantana i hafnija u sustavu elemenata nalazi 14 lantanoida, pa je, prema tome, nuklearni naboj atoma hafnija 14 e više od lantana. Stoga se vanjski elektroni ovih atoma privlače prema jezgri jače nego što bi bili privučeni u odsutnosti lantanida (ovaj učinak se često naziva "kontrakcija lantanida").
Imajte na umu da se pri prelasku s atoma elemenata skupine VIIIA na atome elemenata skupine IA orbitalni radijus naglo povećava. Posljedično, naš izbor prvih elemenata svakog razdoblja (vidi § 7) pokazao se točnim.

ORBITALNI RADIJUS ATOMA, NJEGOVA PROMJENA U SUSTAVU ELEMENATA.
1. Prema podacima iz Dodatka 5, nacrtajte na milimetarskom papiru ovisnost polumjera orbite atoma o rednom broju elementa za elemente s Z od 1 do 40. Duljina vodoravne osi je 200 mm, duljina okomite osi je 100 mm.
2. Kako možete okarakterizirati izgled nastale isprekidane linije?

Ako elektronu u atomu date dodatnu energiju (naučit ćete kako to učiniti iz tečaja fizike), tada elektron može otići u drugi AO, odnosno atom će završiti u uzbuđeno stanje. Ovo stanje je nestabilno, te će se elektron gotovo odmah vratiti u prvobitno stanje, a višak energije će se osloboditi. Ali ako je energija dodijeljena elektronu dovoljno velika, elektron se može potpuno odvojiti od atoma, dok atom ionizirani, odnosno pretvara se u pozitivno nabijeni ion ( kation). Energija potrebna za to naziva se energija ionizacije atoma(E I).

Prilično je teško otkinuti elektron od jednog atoma i izmjeriti energiju potrebnu za to, stoga se praktično utvrđuje i koristi molarna energija ionizacije(E i m).

Molarna energija ionizacije pokazuje najmanju energiju potrebnu za odvajanje 1 mola elektrona od 1 mola atoma (jedan elektron od svakog atoma). Ova se vrijednost obično mjeri u kilodžulima po molu. Vrijednosti molarne energije ionizacije prvog elektrona za većinu elemenata dane su u Dodatku 6.
Kako energija ionizacije atoma ovisi o položaju elementa u sustavu elemenata, odnosno kako se mijenja u skupini i periodi?
U fizikalnom smislu, energija ionizacije jednaka je radu koji se mora utrošiti da se savlada sila privlačenja elektrona prema atomu kada se elektron pomiče iz atoma na beskonačnu udaljenost od njega.

Gdje q je naboj elektrona, Q je naboj kationa koji ostaje nakon uklanjanja elektrona, i r o je orbitalni radijus atoma.

I q, I Q su konstantne vrijednosti, te se može zaključiti da, rad odvajanja elektrona A, a s njime i energija ionizacije E i obrnuto su proporcionalni orbitalnom polumjeru atoma.
Nakon analize vrijednosti orbitalnih polumjera atoma različitih elemenata i odgovarajućih vrijednosti energije ionizacije danih u Dodacima 5 i 6, možete vidjeti da je odnos između ovih vrijednosti blizak proporcionalnom, ali donekle različito od toga. Razlog zašto se naš zaključak ne slaže dobro s eksperimentalnim podacima je taj što smo koristili vrlo grubi model koji ne uzima u obzir mnoge značajne čimbenike. Ali čak i ovaj grubi model omogućio nam je da izvučemo ispravan zaključak da se s povećanjem orbitalnog radijusa energija ionizacije atoma smanjuje i, obrnuto, sa smanjenjem radijusa raste.
Budući da se orbitalni radijus atoma smanjuje u periodu s porastom rednog broja, energija ionizacije raste. U skupini, s povećanjem atomskog broja, orbitalni radijus atoma, u pravilu, raste, a energija ionizacije opada. Najveću molarnu energiju ionizacije imaju najmanji atomi, atomi helija (2372 kJ/mol), a od atoma sposobnih za stvaranje kemijskih veza atomi fluora (1681 kJ/mol). Najmanji je za najveće atome, atome cezija (376 kJ/mol). U sustavu elemenata smjer povećanja energije ionizacije može se shematski prikazati na sljedeći način:

U kemiji je važno da energija ionizacije karakterizira sklonost atoma da donira "svoje" elektrone: što je veća energija ionizacije, to je atom manje sklon da donira elektrone, i obrnuto.

Pobuđeno stanje, ionizacija, kation, energija ionizacije, molarna energija ionizacije, promjena energije ionizacije u sustavu elemenata.
1. Pomoću podataka iz Priloga 6. odredite koliko je energije potrebno utrošiti da se od svih atoma natrija ukupne mase 1 g otkine jedan elektron.
2. Pomoću podataka iz Priloga 6. odredite koliko je puta više energije potrebno utrošiti da se odvoji jedan elektron od svih atoma natrija mase 3 g nego od svih atoma kalija iste mase. Zašto se taj omjer razlikuje od omjera molarnih energija ionizacije istih atoma?
3. Prema podacima iz Priloga 6. nacrtajte ovisnost molarne energije ionizacije o rednom broju za elemente s Z od 1 do 40. Dimenzije grafa su iste kao u zadatku za prethodni odlomak. Pogledajte odgovara li ovaj graf izboru "perioda" sustava elemenata.

Druga najvažnija energetska karakteristika atoma je energija afiniteta prema elektronu(E S).

U praksi, kao iu slučaju energije ionizacije, obično se koristi odgovarajuća molarna količina - molarna energija afiniteta prema elektronu().

Molarna energija afiniteta prema elektronu pokazuje kolika je energija oslobođena kada se jedan mol elektrona doda jednom molu neutralnih atoma (jedan elektron svakom atomu). Kao i molarna energija ionizacije, ova se količina također mjeri u kilodžulima po molu.
Na prvi pogled može se činiti da se energija u ovom slučaju ne bi trebala oslobađati, jer je atom neutralna čestica, a između neutralnog atoma i negativno nabijenog elektrona ne postoje elektrostatske sile privlačenja. Naprotiv, približavajući se atomu, elektron bi, čini se, trebao biti odbijen od istih negativno nabijenih elektrona koji tvore elektronsku ljusku. Zapravo to nije istina. Sjetite se jeste li ikada imali posla s atomskim klorom. Naravno da ne. Uostalom, postoji samo na vrlo visokim temperaturama. Još stabilniji molekularni klor praktički se ne nalazi u prirodi - ako je potrebno, mora se dobiti kemijskim reakcijama. I cijelo vrijeme morate imati posla s natrijevim kloridom (obična sol). Uostalom, kuhinjsku sol konzumira osoba s hranom svaki dan. I dosta je čest u prirodi. No, na kraju krajeva, kuhinjska sol sadrži kloridne ione, odnosno atome klora koji su pričvrstili po jedan "dodatni" elektron. Jedan od razloga za ovu prevalenciju kloridnih iona je taj što atomi klora imaju tendenciju vezati elektrone, odnosno, kada se kloridni ioni formiraju iz atoma klora i elektrona, oslobađa se energija.
Jedan od razloga za oslobađanje energije već vam je poznat - povezan je s povećanjem simetrije elektronske ljuske atoma klora tijekom prijelaza u jednostruko nabijeni anion. U isto vrijeme, kao što se sjećate, energija 3 str- podrazina se smanjuje. Postoje i drugi složeniji razlozi.
Zbog činjenice da više čimbenika utječe na vrijednost energije afiniteta prema elektronu, priroda promjene te vrijednosti u sustavu elemenata mnogo je složenija od prirode promjene energije ionizacije. U to se možete uvjeriti analizom tablice dane u Dodatku 7. Ali budući da je vrijednost ove količine određena, prije svega, istom elektrostatskom interakcijom kao i vrijednosti ionizacijske energije, tada je njezina promjena u sustavu elemenata (barem u A- skupinama) u u općim crtama slično promjeni energije ionizacije, odnosno energija afiniteta elektrona u skupini opada, a u periodi raste. Najveća je kod atoma fluora (328 kJ/mol) i klora (349 kJ/mol). Priroda promjene energije afiniteta prema elektronu u sustavu elemenata je slična prirodi promjene energije ionizacije, odnosno smjer povećanja energije afiniteta prema elektronu može se shematski prikazati na sljedeći način:

2. U istom mjerilu po vodoravnoj osi kao u prethodnim zadacima nacrtati ovisnost molarne energije afiniteta elektrona o rednom broju za atome elemenata s Z od 1 do 40 pomoću aplikacije 7.
3. Što fizičko značenje imaju negativnu energiju afiniteta prema elektronu?
4. Zašto od svih atoma elemenata 2. perioda samo berilij, dušik i neon imaju negativne vrijednosti molarne energije afiniteta elektrona?

Već znate da sklonost atoma da predaje svoje i prihvati strane elektrone ovisi o njegovim energetskim karakteristikama (energija ionizacije i energija afiniteta prema elektronu). Koji atomi su skloniji donirati svoje elektrone, a koji su skloniji prihvatiti tuđe?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, sažmimo u tablicu 15 sve što znamo o promjeni ovih nagiba u sustavu elemenata.

Tablica 15