Rumus elektronik belerang adalah nol. Konfigurasi elektronik atom unsur kimia - Knowledge Hypermarket

6.6. Fitur struktur elektronik atom kromium, tembaga, dan beberapa elemen lainnya

Jika Anda dengan hati-hati melihat Lampiran 4, Anda mungkin memperhatikan bahwa untuk atom dari beberapa unsur, urutan pengisian orbital dengan elektron dilanggar. Kadang-kadang pelanggaran ini disebut "pengecualian", tetapi tidak demikian - tidak ada pengecualian pada hukum Alam!

Elemen pertama dengan pelanggaran seperti itu adalah kromium. Mari kita perhatikan lebih detail struktur elektroniknya (Gbr. 6.16 A). Atom kromium memiliki 4 S-sublevel bukan dua, seperti yang diharapkan, tetapi hanya satu elektron. Tapi untuk 3 D-sublevel lima elektron, tetapi sublevel ini diisi setelah 4 S-sublevel (lihat Gambar 6.4). Untuk memahami mengapa ini terjadi, mari kita lihat apa itu awan elektron 3 D sublevel atom ini.

Masing-masing berlima 3 D-awan dalam hal ini dibentuk oleh satu elektron. Seperti yang sudah Anda ketahui dari § 4 bab ini, awan elektron yang sama dari kelima elektron ini berbentuk bola, atau, seperti yang mereka katakan, simetris bola. Dengan sifat distribusi kerapatan elektron dalam arah yang berbeda, itu mirip dengan 1 S-EO. Energi sublevel yang elektronnya membentuk awan seperti itu ternyata lebih rendah daripada awan yang kurang simetris. Dalam hal ini, energi orbital 3 D-sublevel sama dengan energi 4 S-orbital. Ketika simetri rusak, misalnya ketika elektron keenam muncul, energi orbital adalah 3 D-sublevel lagi menjadi lebih dari energi 4 S-orbital. Oleh karena itu, atom mangan lagi memiliki elektron kedua untuk 4 S-AO.
Simetri bola memiliki awan umum dari setiap sublevel yang diisi dengan elektron baik setengah maupun seluruhnya. Penurunan energi dalam kasus ini bersifat umum dan tidak bergantung pada apakah setiap sublevel diisi setengah atau seluruhnya dengan elektron. Dan jika demikian, maka kita harus mencari pelanggaran berikutnya di atom, di kulit elektron yang terakhir "datang" kesembilan D-elektron. Memang, atom tembaga memiliki 3 D-sublevel 10 elektron, dan 4 S- hanya ada satu sublevel (Gbr. 6.16 B).
Penurunan energi orbital sublevel terisi penuh atau setengah adalah penyebab sejumlah fenomena kimia penting, beberapa di antaranya akan Anda ketahui.

Dalam kimia, sifat-sifat atom yang diisolasi, sebagai suatu peraturan, tidak dipelajari, karena hampir semua atom, sebagai bagian dari berbagai zat, membentuk ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk selama interaksi kulit elektron atom. Untuk semua atom (kecuali hidrogen), tidak semua elektron mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia: untuk boron, tiga dari lima elektron, untuk karbon, empat dari enam, dan, misalnya, untuk barium, dua dari lima puluh- enam. Elektron "aktif" ini disebut elektron valensi.

Terkadang elektron valensi bingung dengan luar elektron, tetapi mereka bukan hal yang sama.

Awan elektron elektron terluar memiliki radius maksimum (dan nilai maksimum bilangan kuantum utama).

Elektron terluarlah yang mengambil bagian dalam pembentukan ikatan sejak awal, jika hanya karena ketika atom saling mendekati, awan elektron yang dibentuk oleh elektron ini bersentuhan terlebih dahulu. Namun seiring dengan itu, sebagian elektron juga dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan. pra-eksternal(kedua dari belakang), tetapi hanya jika mereka memiliki energi yang tidak jauh berbeda dengan energi elektron terluar. Baik itu maupun elektron atom lainnya adalah valensi. (Dalam lantanida dan aktinida, bahkan beberapa elektron "pra-eksternal" adalah valensi)
Energi elektron valensi jauh lebih besar daripada energi elektron atom lainnya, dan elektron valensi berbeda energinya jauh lebih sedikit satu sama lain.
Elektron terluar selalu valensi hanya jika atom dapat membentuk ikatan kimia sama sekali. Jadi, kedua elektron atom helium bersifat eksternal, tetapi tidak dapat disebut valensi, karena atom helium sama sekali tidak membentuk ikatan kimia apa pun.
menempati elektron valensi orbital valensi, yang pada gilirannya membentuk sublevel valensi.

Sebagai contoh, pertimbangkan sebuah atom besi yang konfigurasi elektronnya ditunjukkan pada Gambar. 6.17. Dari elektron atom besi, bilangan kuantum utama maksimum ( N= 4) hanya memiliki dua 4 S-elektron. Oleh karena itu, mereka adalah elektron terluar dari atom ini. Orbital terluar dari atom besi semuanya adalah orbital dengan N= 4, dan sublevel luar adalah semua sublevel yang dibentuk oleh orbital-orbital ini, yaitu 4 S-, 4P-, 4D- dan 4 F-EPU.
Elektron terluar selalu valensi, oleh karena itu, 4 S-elektron atom besi adalah elektron valensi. Dan jika demikian, maka 3 D-elektron dengan energi yang sedikit lebih tinggi juga akan menjadi valensi. Di tingkat terluar atom besi, selain diisi 4 S-AO masih ada free 4 P-, 4D- dan 4 F-AO. Semuanya eksternal, tetapi hanya 4 yang valensi R-AO, karena energi orbital yang tersisa jauh lebih tinggi, dan kemunculan elektron dalam orbital ini tidak bermanfaat bagi atom besi.

Jadi, atom besi
tingkat elektronik eksternal - keempat,
sublevel luar - 4 S-, 4P-, 4D- dan 4 F-EPU,
orbital luar - 4 S-, 4P-, 4D- dan 4 F-AO,
elektron terluar - dua 4 S-elektron (4 S 2),
lapisan elektron terluar adalah yang keempat,
awan elektron eksternal - 4 S-EO
sublevel valensi - 4 S-, 4P-, dan 3 D-EPU,
orbital valensi - 4 S-, 4P-, dan 3 D-AO,
elektron valensi - dua 4 S-elektron (4 S 2) dan enam 3 D-elektron (3 D 6).

Sublevel valensi dapat diisi sebagian atau seluruhnya dengan elektron, atau tetap bebas sama sekali. Dengan peningkatan muatan inti, nilai energi dari semua sublevel berkurang, tetapi karena interaksi elektron satu sama lain, energi dari sublevel yang berbeda berkurang dengan "kecepatan" yang berbeda. Energi terisi penuh D- Dan F-sublevel berkurang begitu banyak sehingga mereka berhenti menjadi valensi.

Sebagai contoh, perhatikan atom titanium dan arsenik (Gbr. 6.18).

Dalam kasus atom titanium 3 D-EPU hanya diisi sebagian dengan elektron, dan energinya lebih besar dari energi 4 S-EPU, dan 3 D-elektron adalah valensi. Pada atom arsenik3 D-EPU terisi penuh dengan elektron, dan energinya jauh lebih sedikit daripada energi 4 S-EPU, dan karenanya 3 D-elektron bukan valensi.
Dalam contoh-contoh ini, kami menganalisis konfigurasi elektron valensi atom titanium dan arsenik.

Konfigurasi elektron valensi atom digambarkan sebagai rumus elektron valensi, atau dalam bentuk diagram energi sublevel valensi.

ELEKTRON VALENSI, ELEKTRON EKSTERNAL, EPU VALENSI, AO VALENSI, KONFIGURASI ELEKTRON VALENSI ATOM, RUMUS ELEKTRON VALENSI, DIAGRAM SUBLEVEL VALENSI.

1. Pada diagram energi yang telah Anda susun dan dalam rumus elektronik lengkap atom Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, tunjukkan elektron luar dan elektron valensi. Buatlah valensi formula elektronik atom-atom ini. Pada diagram energi, sorot bagian yang sesuai dengan diagram energi dari sublevel valensi.
2. Persamaan konfigurasi elektron atom a) Li dan Na, B dan Al, O dan S, Ne dan Ar; b) Zn dan Mg, Sc dan Al, Cr dan S, Ti dan Si; c) H dan He, Li dan O, K dan Kr, Sc dan Ga. Apa perbedaan mereka
3. Berapa banyak sublevel valensi dalam kulit elektron atom dari masing-masing unsur: a) hidrogen, helium, dan litium, b) nitrogen, natrium, dan belerang, c) kalium, kobalt, dan germanium
4. Berapa banyak orbital valensi yang terisi penuh pada atom a) boron, b) fluor, c) natrium?
5. Berapa banyak orbital dengan elektron tidak berpasangan yang dimiliki atom a) boron, b) fluor, c) besi
6. Berapa banyak orbital luar bebas yang dimiliki atom mangan? Berapa banyak valensi bebas?
7. Untuk pelajaran selanjutnya, siapkan selembar kertas selebar 20 mm, bagi menjadi sel (20 × 20 mm), dan terapkan serangkaian elemen alami ke strip ini (dari hidrogen hingga meitnerium).
8. Di setiap sel, letakkan simbol elemen, nomor serinya, dan rumus elektron valensi, seperti yang ditunjukkan pada gambar. 6.19 (gunakan lampiran 4).

Sistematisasi unsur kimia didasarkan pada rangkaian unsur alam Dan prinsip kesamaan kulit elektron atom mereka.
Dengan sisi alami unsur kimia Anda sudah akrab. Sekarang mari kita berkenalan dengan prinsip kesamaan kulit elektron.
Mempertimbangkan rumus elektronik valensi atom dalam NRE, mudah untuk menemukan bahwa untuk beberapa atom mereka hanya berbeda dalam nilai bilangan kuantum utama. Misalnya, 1 S 1 untuk hidrogen, 2 S 1 untuk litium, 3 S 1 untuk natrium, dll. Atau 2 S 2 2P 5 untuk fluor, 3 S 2 3P 5 untuk klorin, 4 S 2 4P 5 untuk brom, dll. Ini berarti bahwa daerah terluar awan elektron valensi dari atom-atom tersebut memiliki bentuk yang sangat mirip dan hanya berbeda dalam ukuran (dan, tentu saja, dalam kerapatan elektron). Dan jika demikian, maka awan elektron dari atom tersebut dan konfigurasi valensi yang sesuai dapat disebut serupa. Untuk atom dari unsur yang berbeda dengan konfigurasi elektron yang sama, kita dapat menulis rumus elektronik valensi umum: n 1 dalam kasus pertama dan n 2 np 5 di detik. Bergerak di sepanjang rangkaian alami unsur, seseorang dapat menemukan kelompok atom lain dengan konfigurasi valensi yang serupa.
Dengan demikian, dalam deret alam unsur, atom dengan konfigurasi elektron valensi yang serupa secara teratur muncul. Ini adalah prinsip kesamaan kulit elektron.
Mari kita coba mengungkap bentuk keteraturan ini. Untuk melakukan ini, kami akan menggunakan rangkaian elemen alami yang Anda buat.

NRE dimulai dengan hidrogen, yang rumus elektronik valensinya adalah 1 S 1 . Untuk mencari konfigurasi valensi yang serupa, kami memotong deret alami unsur-unsur di depan unsur-unsur dengan rumus elektron valensi yang sama n 1 (yaitu, sebelum litium, sebelum natrium, dll.). Kami telah menerima apa yang disebut "periode" elemen. Mari tambahkan hasil "titik" sehingga menjadi baris tabel (lihat Gambar 6.20). Akibatnya, hanya atom dari dua kolom pertama tabel yang memiliki konfigurasi elektron seperti itu.

Mari kita coba mencapai kesamaan konfigurasi elektron valensi di kolom tabel lainnya. Untuk melakukan ini, kami memotong elemen dengan angka 58 - 71 dan 90 -103 dari periode ke-6 dan ke-7 (mereka memiliki 4 F- dan 5 F-sublevels) dan letakkan di bawah meja. Simbol elemen yang tersisa akan digeser secara horizontal seperti yang ditunjukkan pada gambar. Setelah itu, atom-atom dari unsur-unsur dalam kolom tabel yang sama akan memiliki konfigurasi valensi yang serupa, yang dapat dinyatakan dalam rumus elektron valensi umum: n 1 , n 2 , n 2 (N–1)D 1 , n 2 (N–1)D 2 dan seterusnya sampai n 2 np 6. Semua penyimpangan dari rumus valensi umum dijelaskan dengan alasan yang sama seperti dalam kasus kromium dan tembaga (lihat paragraf 6.6).

Seperti yang Anda lihat, dengan menggunakan NRE dan menerapkan prinsip kesamaan kulit elektron, kami berhasil mensistematisasikan unsur-unsur kimia. Sistem unsur kimia seperti itu disebut alami, karena hanya didasarkan pada hukum Alam. Tabel yang kami terima (Gbr. 6.21) adalah salah satu cara untuk menggambarkan secara grafis sistem elemen alami dan disebut tabel periode panjang unsur kimia.

PRINSIP KESAMAAN KULIT ELEKTRONIK, SISTEM ALAM ELEMEN KIMIA (SISTEM "PERIODIK"), TABEL UNSUR KIMIA.

Mari berkenalan lebih detail dengan struktur tabel unsur kimia periode panjang.
Baris-baris tabel ini, seperti yang telah Anda ketahui, disebut "periode" dari unsur-unsur tersebut. Periode diberi nomor dengan angka Arab dari 1 sampai 7. Hanya ada dua unsur pada periode pertama. Periode kedua dan ketiga, masing-masing berisi delapan elemen, disebut pendek periode. Periode keempat dan kelima, masing-masing berisi 18 elemen, disebut panjang periode. Periode keenam dan ketujuh, masing-masing berisi 32 elemen, disebut sangat panjang periode.
Kolom tabel ini disebut grup elemen. Nomor grup ditunjukkan dengan angka Romawi dengan huruf Latin A atau B.
Unsur-unsur dari beberapa golongan memiliki nama (golongan) yang sama: unsur-unsur golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - unsur alkali(atau unsur logam alkali); unsur golongan IIA (Ca, Sr, Ba dan Ra) - unsur alkali tanah(atau unsur logam alkali tanah)(nama "logam alkali" dan logam alkali tanah" mengacu pada zat sederhana yang dibentuk oleh masing-masing unsur dan tidak boleh digunakan sebagai nama golongan unsur); unsur golongan VIA (O, S, Se, Te, Po) - chalcogen, unsur golongan VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogen, unsur golongan VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – unsur gas mulia.(Nama tradisional "gas mulia" juga berlaku untuk zat sederhana)
Unsur yang biasanya diletakkan di bagian bawah tabel dengan nomor urut 58 - 71 (Ce - Lu) disebut lantanida("berikut lantanum"), dan unsur dengan nomor seri 90 - 103 (Th - Lr) - aktinida("mengikuti aktinium"). Ada varian tabel periode panjang, di mana lantanida dan aktinida tidak dipotong dari NRE, tetapi tetap di tempatnya dalam periode ekstra panjang. Tabel ini terkadang disebut periode ekstra panjang.
Tabel periode panjang dibagi menjadi empat memblokir(atau bagian).
s-blok termasuk unsur-unsur golongan IA dan IIA dengan rumus elektron valensi umum n 1 dan n 2 (elemen-s).
p-blok termasuk unsur-unsur dari golongan IIIA sampai VIIIA dengan persamaan elektron valensi dari n 2 np 1 sampai n 2 np 6 (elemen-p).
d-blok termasuk unsur-unsur dari golongan IIIB hingga IIB dengan rumus elektron valensi umum dari n 2 (N–1)D 1 sampai n 2 (N–1)D 10 (d-elements).
f-blok termasuk lantanida dan aktinida ( elemen-f).

Elemen S- Dan P-blok membentuk grup-A, dan elemen D-block - B-group dari sistem unsur kimia. Semua F-elemen secara formal termasuk dalam kelompok IIIB.
Unsur-unsur periode pertama - hidrogen dan helium - adalah S-elemen dan dapat ditempatkan di grup IA dan IIA. Tetapi helium lebih sering ditempatkan dalam golongan VIIIA sebagai unsur yang mengakhiri periode, yang sepenuhnya konsisten dengan sifat-sifatnya (helium, seperti unsur lainnya zat sederhana dibentuk oleh unsur-unsur golongan ini adalah gas mulia). Hidrogen sering ditempatkan dalam kelompok VIIA, karena sifat-sifatnya lebih dekat dengan halogen daripada unsur basa.
Setiap periode sistem dimulai dengan unsur yang memiliki konfigurasi valensi atom n 1 , karena dari atom-atom inilah pembentukan lapisan elektron berikutnya dimulai, dan diakhiri dengan elemen dengan konfigurasi valensi atom n 2 np 6 (kecuali untuk periode pertama). Hal ini memudahkan untuk mengidentifikasi kelompok sublevel dalam diagram energi yang terisi elektron pada atom pada setiap periode (Gbr. 6.22). Lakukan pekerjaan ini dengan semua sublevel yang ditunjukkan pada salinan yang Anda buat dari Gambar 6.4. Subtingkat yang disorot pada Gambar 6.22 (kecuali untuk terisi penuh D- Dan F-sublevels) adalah valensi untuk atom-atom dari semua unsur pada periode tertentu.
Penampilan dalam periode S-, P-, D- atau F-elemen sepenuhnya konsisten dengan urutan pengisian S-, P-, D- atau F- sublevel elektron. Ciri sistem unsur ini memungkinkan, mengetahui periode dan golongan, yang mencakup unsur tertentu, untuk segera menuliskan rumus elektron valensinya.

TABEL UNSUR KIMIA, BLOK, PERIODE, GRUP, UNSUR ALKALIN, UNSUR ALKALIN TANAH, KALKOGEN, HALOGEN, ELEMEN GAS MULIA, LANTHANOIDES, ACTINOIDES.
Tuliskan rumus umum elektron valensi atom unsur a) golongan IVA dan IVB, b) golongan IIIA dan VIIB?
2. Apa kesamaan konfigurasi elektron atom unsur A dan golongan B? Bagaimana mereka berbeda?
3. Berapa banyak kelompok unsur yang termasuk dalam a) S-blok B) R-blok, c) D-memblokir?
4. Lanjutkan Gambar 30 ke arah peningkatan energi sublevel dan pilih grup sublevel yang terisi elektron pada periode ke-4, ke-5, dan ke-6.
5. Sebutkan sublevel valensi atom a) kalsium, b) fosfor, c) titanium, d) klorin, e) natrium. 6. Rumuskan bagaimana elemen s-, p- dan d berbeda satu sama lain.
7. Jelaskan mengapa sebuah atom milik suatu unsur ditentukan oleh jumlah proton dalam nukleus, dan bukan oleh massa atom ini.
8. Untuk atom litium, aluminium, strontium, selenium, besi dan timbal, buatlah rumus elektronik valensi, lengkapi dan singkat, dan gambar diagram energi dari sublevel valensi. 9. Atom-atom yang unsur-unsurnya sesuai dengan rumus elektron valensi berikut: 3 S 1 , 4S 1 3D 1 , 2s 2 2 P 6 , 5S 2 5P 2 , 5S 2 4D 2 ?

Untuk tujuan yang berbeda, kita perlu mengetahui konfigurasi atom penuh atau valensi. Masing-masing konfigurasi elektron ini dapat direpresentasikan dengan rumus dan diagram energi. Itu adalah, konfigurasi elektron lengkap suatu atom menyatakan rumus elektron lengkap atom, atau diagram energi penuh atom. Pada gilirannya, konfigurasi elektron valensi suatu atom menyatakan valensi(atau, seperti yang sering disebut, " pendek ") rumus elektron atom, atau diagram sublevel valensi atom(Gbr. 6.23).

Sebelumnya, kami membuat rumus elektronik atom menggunakan nomor ordinal unsur. Pada saat yang sama, kami menentukan urutan pengisian sublevel dengan elektron sesuai dengan diagram energi: 1 S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S dan seterusnya. Dan hanya dengan menuliskan rumus elektronik lengkapnya, kita juga bisa menuliskan rumus valensi.
Lebih mudah untuk menulis rumus elektronik valensi atom, yang paling sering digunakan, berdasarkan posisi unsur dalam sistem unsur kimia, menurut koordinat periode-kelompok.
Mari pertimbangkan secara detail bagaimana ini dilakukan untuk elemen S-, P- Dan D-blok.
Untuk elemen S-Blok rumus elektron valensi atom terdiri dari tiga karakter. Secara umum dapat ditulis seperti ini:

Di tempat pertama (di tempat sel besar) adalah nomor periode (sama dengan nomor kuantum utama ini S-elektron), dan yang ketiga (dalam superskrip) - jumlah golongan (sama dengan jumlah elektron valensi). Mengambil contoh atom magnesium (periode ke-3, grup IIA), kita mendapatkan:

Untuk elemen P-blok rumus elektron valensi atom terdiri dari enam karakter:

Di sini, sebagai pengganti sel-sel besar, nomor periode juga ditempatkan (sama dengan nomor kuantum utama sel-sel tersebut S- Dan P-elektron), dan nomor golongan (sama dengan jumlah elektron valensi) ternyata sama dengan jumlah superskrip. Untuk atom oksigen (periode ke-2, grup VIA) kita dapatkan:

2S 2 2P 4 .

Rumus elektronik valensi dari sebagian besar unsur D blok dapat ditulis seperti ini:

Seperti dalam kasus sebelumnya, di sini alih-alih sel pertama, nomor periode diletakkan (sama dengan nomor kuantum utama ini S-elektron). Angka di sel kedua ternyata kurang satu, karena bilangan kuantum utama ini D-elektron. Nomor grup di sini juga sama dengan jumlah indeks. Contohnya adalah rumus elektronik valensi titanium (periode ke-4, kelompok IVB): 4 S 2 3D 2 .

Nomor grup sama dengan jumlah indeks dan untuk elemen grup VIB, tetapi, seperti yang Anda ingat, pada valensi S-sublevel hanya memiliki satu elektron, dan rumus elektronik valensi umum n 1 (N–1)D 5 . Oleh karena itu, rumus elektronik valensi, misalnya molibdenum (periode ke-5) adalah 5 S 1 4D 5 .
Juga mudah untuk membuat rumus elektronik valensi dari setiap unsur golongan IB, misalnya emas (periode ke-6)>–>6 S 1 5D 10 , tetapi dalam hal ini Anda perlu mengingatnya D- elektron-elektron atom unsur-unsur golongan ini masih bervalensi, dan beberapa di antaranya dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia.
Rumus umum elektron valensi atom unsur golongan IIB adalah - n 2 (N – 1)D 10 . Oleh karena itu, rumus elektron valensi, misalnya, atom seng adalah 4 S 2 3D 10 .
Aturan umum rumus elektron valensi dari unsur-unsur triad pertama (Fe, Co dan Ni) juga berlaku. Besi, suatu unsur golongan VIIIB, memiliki rumus elektron valensi 4 S 2 3D 6. Atom kobalt memiliki satu D-elektron lebih banyak (4 S 2 3D 7), sedangkan atom nikel memiliki dua (4 S 2 3D 8).
Hanya dengan menggunakan aturan ini untuk menulis rumus elektronik valensi, tidak mungkin menyusun rumus elektronik beberapa atom D-elemen (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), karena di dalamnya, karena kecenderungan kulit elektron yang sangat simetris, pengisian sublevel valensi dengan elektron memiliki beberapa fitur tambahan.
Mengetahui rumus elektronik valensi, Anda juga dapat menuliskan rumus lengkap elektron atom (lihat di bawah).
Seringkali, alih-alih rumus elektronik lengkap yang rumit, mereka menuliskannya disingkat rumus elektronik atom. Untuk menyusunnya dalam rumus elektronik, semua elektron atom kecuali elektron valensi dipilih, simbolnya ditempatkan dalam tanda kurung siku dan bagian rumus elektronik yang sesuai dengan rumus elektronik atom unsur terakhir dari unsur sebelumnya. periode (unsur pembentuk gas mulia) diganti dengan lambang atom ini.

Contoh rumus elektronik dari berbagai jenis ditunjukkan pada Tabel 14.

Tabel 14 Contoh rumus elektron atom

Algoritma untuk menyusun rumus elektronik atom (pada contoh atom yodium)

Catatan
1. Untuk elemen periode ke-2 dan ke-3, operasi ketiga (tanpa yang keempat) langsung menghasilkan rumus elektronik lengkap.
2. (N – 1)D 10 - Elektron tetap bervalensi pada atom unsur-unsur golongan IB.

LENGKAP ELECTRONIC FORMULA, VALENCE ELECTRONIC FORMULA, disingkat ELECTRONIC FORMULA, ALGORITMA PENYUSUN ELECTRONIC FORMULA ATOM.
1. Susunlah rumus elektron valensi atom unsur a) periode kedua golongan A ketiga, b) periode ketiga golongan A kedua, c) periode keempat kelompok A keempat.
2. Buatlah rumus elektronik singkat dari atom magnesium, fosfor, kalium, besi, brom, dan argon.

Selama lebih dari 100 tahun yang telah berlalu sejak ditemukannya sistem unsur alami, beberapa ratus tabel paling beragam telah diusulkan yang secara grafis mencerminkan sistem ini. Dari jumlah tersebut, selain tabel periode panjang, yang paling banyak digunakan adalah tabel elemen periode pendek D. I. Mendeleev. Tabel periode pendek diperoleh dari tabel periode panjang, jika periode 4, 5, 6 dan 7 dipotong di depan elemen grup IB, dipindahkan terpisah dan baris yang dihasilkan ditambahkan dengan cara yang sama seperti kita menambahkan periode sebelumnya. Hasilnya ditunjukkan pada gambar 6.24.

Lantanida dan aktinida juga ditempatkan di bawah meja utama di sini.

DI DALAM grup tabel ini berisi unsur-unsur yang memiliki atom jumlah elektron valensi yang sama tidak peduli di orbital mana elektron-elektron ini berada. Jadi, unsur klorin (unsur khas yang membentuk nonlogam; 3 S 2 3P 5) dan mangan (unsur pembentuk logam; 4 S 2 3D 5), tidak memiliki kesamaan kulit elektron, termasuk dalam kelompok ketujuh yang sama. Kebutuhan untuk membedakan antara elemen-elemen tersebut membuatnya perlu untuk dipilih dalam kelompok subkelompok: utama- analog dari grup-A dari tabel periode panjang dan efek samping adalah analog dari kelompok-B. Pada Gambar 34, lambang unsur-unsur subkelompok utama digeser ke kiri, dan lambang unsur-unsur subkelompok sekunder digeser ke kanan.
Benar, susunan unsur-unsur dalam tabel seperti itu juga memiliki kelebihan, karena jumlah elektron valensilah yang terutama menentukan kemampuan valensi suatu atom.
Tabel periode panjang mencerminkan hukum struktur elektronik atom, kesamaan dan pola perubahan sifat zat dan senyawa sederhana oleh kelompok unsur, perubahan reguler dalam sejumlah besaran fisik yang menjadi ciri atom, zat dan senyawa sederhana di seluruh sistem elemen, dan banyak lagi. Tabel periode pendek kurang nyaman dalam hal ini.

TABEL PERIODE PENDEK, SUB-GRUP UTAMA, SUB-GRUP SEKUNDER.
1. Ubah tabel periode panjang yang Anda buat dari deret alami elemen menjadi tabel periode pendek. Lakukan transformasi terbalik.
2. Apakah mungkin membuat rumus umum elektron valensi atom-atom unsur-unsur satu golongan dalam tabel periode pendek? Mengapa?

Atom tidak memiliki batas yang jelas. Apa yang dianggap ukuran atom terisolasi? Inti atom dikelilingi oleh kulit elektron, dan kulitnya terdiri dari awan elektron. Ukuran EO dicirikan oleh radius R oo. Semua awan di lapisan luar memiliki radius yang kira-kira sama. Oleh karena itu, ukuran atom dapat dicirikan oleh jari-jari ini. Itu disebut jari-jari orbit atom(R 0).

Nilai jari-jari orbital atom diberikan dalam Lampiran 5.
Jari-jari EO bergantung pada muatan inti dan di orbit mana elektron yang membentuk awan ini berada. Akibatnya, jari-jari orbit atom juga bergantung pada karakteristik yang sama ini.
Pertimbangkan kulit elektron atom hidrogen dan helium. Baik di atom hidrogen maupun di atom helium, elektron terletak pada 1 S-AO, dan awan mereka akan memiliki ukuran yang sama jika muatan inti atom-atom ini sama. Tetapi muatan inti atom helium dua kali lipat dari muatan inti atom hidrogen. Menurut hukum Coulomb, gaya tarik-menarik yang bekerja pada setiap elektron atom helium adalah dua kali gaya tarik-menarik elektron ke inti atom hidrogen. Oleh karena itu, jari-jari atom helium harus jauh lebih kecil daripada jari-jari atom hidrogen. Ini benar: R 0 (Dia) / R 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litium memiliki elektron terluar pada 2 S-AO, yaitu membentuk awan lapisan kedua. Secara alami, radiusnya harus lebih besar. Benar-benar: R 0 (Li) = 1,586 E.
Atom-atom dari unsur-unsur yang tersisa dari periode kedua memiliki elektron eksternal (dan 2 S, dan 2 P) ditempatkan pada lapisan elektron kedua yang sama, dan muatan inti atom-atom ini meningkat dengan bertambahnya nomor seri. Elektron tertarik lebih kuat ke inti, dan, secara alami, jari-jari atom berkurang. Kita dapat mengulangi argumen ini untuk atom unsur-unsur periode lain, tetapi dengan satu klarifikasi: jari-jari orbit berkurang secara monoton hanya jika setiap sublevel terisi.
Tetapi jika kita mengabaikan detailnya, maka sifat umum dari perubahan ukuran atom dalam suatu sistem unsur adalah sebagai berikut: dengan bertambahnya nomor urut dalam satu periode, jari-jari atom berkurang, dan dalam satu golongan mereka meningkat. Atom terbesar adalah atom cesium, dan yang terkecil adalah atom helium, tetapi dari atom unsur-unsur yang membentuk senyawa kimia (helium dan neon tidak membentuknya), yang terkecil adalah atom fluor.
Sebagian besar atom unsur, yang berada dalam deret alam setelah lantanida, memiliki jari-jari orbit agak lebih kecil daripada yang diperkirakan, berdasarkan hukum umum. Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa 14 lantanida terletak di antara lantanum dan hafnium dalam sistem unsur, dan akibatnya, muatan inti atom hafnium adalah 14 e lebih dari lantanum. Oleh karena itu, elektron terluar dari atom-atom ini tertarik ke inti lebih kuat daripada jika tidak ada lantanida (efek ini sering disebut "kontraksi lantanida").
Harap dicatat bahwa ketika berpindah dari atom unsur golongan VIIIA ke atom unsur golongan IA, jari-jari orbit meningkat secara tiba-tiba. Akibatnya, pilihan kami atas elemen pertama dari setiap periode (lihat § 7) ternyata benar.

RADIUS ORBITAL ATOM, PERUBAHANNYA DALAM SISTEM UNSUR.
1. Menurut data yang diberikan pada Lampiran 5, gambarkan pada kertas grafik ketergantungan jari-jari orbit atom pada nomor urut unsur untuk unsur dengan Z dari 1 sampai 40. Panjang sumbu horizontal 200 mm, panjang sumbu vertikal 100 mm.
2. Bagaimana Anda bisa mencirikan munculnya garis putus-putus yang dihasilkan?

Jika Anda memberi elektron dalam atom energi tambahan (Anda akan belajar bagaimana melakukan ini dari kursus fisika), maka elektron dapat pergi ke AO lain, yaitu atom akan berakhir di keadaan tereksitasi. Keadaan ini tidak stabil, dan elektron akan segera kembali ke keadaan semula, dan kelebihan energi akan dilepaskan. Tetapi jika energi yang diberikan kepada elektron cukup besar, elektron dapat sepenuhnya melepaskan diri dari atom, sedangkan atom terionisasi, yaitu berubah menjadi ion bermuatan positif ( kation). Energi yang diperlukan untuk melakukan ini disebut energi ionisasi suatu atom(e Dan).

Cukup sulit untuk merobek elektron dari satu atom dan mengukur energi yang dibutuhkan untuk ini, oleh karena itu, secara praktis ditentukan dan digunakan energi ionisasi molar(E dan m).

Energi ionisasi molar menunjukkan berapa energi terkecil yang dibutuhkan untuk melepaskan 1 mol elektron dari 1 mol atom (satu elektron dari setiap atom). Nilai ini biasanya diukur dalam kilojoule per mol. Nilai energi ionisasi molar elektron pertama untuk sebagian besar unsur diberikan dalam Lampiran 6.
Bagaimana energi ionisasi suatu atom bergantung pada posisi suatu unsur dalam sistem unsur, yaitu bagaimana perubahannya dalam golongan dan periode?
Dalam istilah fisik, energi ionisasi sama dengan usaha yang harus dikeluarkan untuk mengatasi gaya tarik elektron ke atom ketika memindahkan elektron dari atom ke jarak tak terbatas darinya.

Di mana Q adalah muatan elektron, Q adalah muatan kation yang tersisa setelah pelepasan elektron, dan R o adalah jari-jari orbit atom.

DAN Q, Dan Q adalah nilai konstanta, dan dapat disimpulkan bahwa, pekerjaan melepaskan elektron A, dan dengan itu energi ionisasi e dan, berbanding terbalik dengan jari-jari orbit atom.
Setelah menganalisis nilai jari-jari orbital atom dari berbagai unsur dan nilai energi ionisasi yang sesuai yang diberikan dalam Lampiran 5 dan 6, Anda dapat melihat bahwa hubungan antara nilai-nilai ini mendekati proporsional, tetapi agak berbeda dari itu. Alasan mengapa kesimpulan kami tidak sesuai dengan data eksperimen adalah karena kami menggunakan model yang sangat kasar yang tidak memperhitungkan banyak faktor penting. Tetapi bahkan model kasar ini memungkinkan kita untuk menarik kesimpulan yang benar bahwa dengan peningkatan jari-jari orbital, energi ionisasi atom berkurang dan, sebaliknya, dengan penurunan jari-jari, ia meningkat.
Karena jari-jari atom berkurang dalam satu periode dengan kenaikan nomor seri, energi ionisasi meningkat. Dalam suatu golongan, dengan bertambahnya nomor atom, jari-jari orbit atom biasanya bertambah, dan energi ionisasi berkurang. Energi ionisasi molar tertinggi terdapat pada atom terkecil, atom helium (2372 kJ/mol), dan atom yang mampu membentuk ikatan kimia, pada atom fluor (1681 kJ/mol). Yang terkecil adalah untuk atom terbesar, atom cesium (376 kJ/mol). Dalam suatu sistem unsur, arah peningkatan energi ionisasi dapat ditunjukkan secara skematis sebagai berikut:

Dalam kimia, penting bahwa energi ionisasi mencirikan kecenderungan atom untuk menyumbangkan elektron "nya": semakin besar energi ionisasi, semakin kecil kecenderungan atom untuk menyumbangkan elektron, dan sebaliknya.

Keadaan tereksitasi, ionisasi, kation, energi ionisasi, energi ionisasi molar, perubahan energi ionisasi dalam suatu sistem unsur.
1. Dengan menggunakan data yang diberikan pada Lampiran 6, tentukan berapa banyak energi yang Anda perlukan untuk melepaskan satu elektron dari semua atom natrium dengan massa total 1 g.
2. Dengan menggunakan data yang diberikan pada Lampiran 6, tentukan berapa kali lebih banyak energi yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari semua atom natrium dengan massa 3 g daripada dari semua atom kalium dengan massa yang sama. Mengapa rasio ini berbeda dengan rasio energi ionisasi molar dari atom yang sama?
3. Menurut data yang diberikan pada Lampiran 6, gambarkan ketergantungan energi ionisasi molar pada nomor urut unsur-unsur dengan Z dari 1 sampai 40. Dimensi grafik sama dengan tugas pada paragraf sebelumnya. Lihat apakah grafik ini cocok dengan pilihan "periode" dari sistem unsur.

Karakteristik energi terpenting kedua dari sebuah atom adalah energi afinitas elektron(e Dengan).

Dalam praktiknya, seperti dalam kasus energi ionisasi, besaran molar yang sesuai biasanya digunakan - energi afinitas elektron molar().

Energi afinitas elektron molar menunjukkan berapa energi yang dilepaskan ketika satu mol elektron ditambahkan ke satu mol atom netral (satu elektron ke setiap atom). Seperti energi ionisasi molar, besaran ini juga diukur dalam kilojoule per mol.
Sekilas, tampaknya energi tidak boleh dilepaskan dalam kasus ini, karena atom adalah partikel netral, dan tidak ada gaya tarik-menarik elektrostatik antara atom netral dan elektron bermuatan negatif. Sebaliknya, mendekati atom, elektron, tampaknya, harus ditolak oleh elektron bermuatan negatif yang sama yang membentuk kulit elektron. Sebenarnya, hal ini tidak benar. Ingat jika Anda pernah berurusan dengan atom klorin. Tentu saja tidak. Bagaimanapun, itu hanya ada pada suhu yang sangat tinggi. Molekul klorin yang lebih stabil secara praktis tidak ditemukan di alam - jika perlu, klorin harus diperoleh dengan menggunakan reaksi kimia. Dan Anda harus berurusan dengan natrium klorida (garam biasa) sepanjang waktu. Toh, garam meja dikonsumsi seseorang dengan makanan setiap hari. Dan itu cukup umum di alam. Tapi bagaimanapun juga, garam meja mengandung ion klorida, yaitu atom klorin yang masing-masing telah melekatkan satu elektron "ekstra". Salah satu alasan prevalensi ion klorida ini adalah karena atom klor memiliki kecenderungan untuk mengikat elektron, yaitu ketika ion klorida terbentuk dari atom dan elektron klor, energi dilepaskan.
Salah satu alasan pelepasan energi sudah Anda ketahui - ini terkait dengan peningkatan kesimetrisan kulit elektron atom klorin selama transisi ke muatan tunggal anion. Pada saat yang sama, seperti yang Anda ingat, energi 3 P- sublevel menurun. Ada alasan lain yang lebih kompleks.
Karena fakta bahwa beberapa faktor mempengaruhi nilai energi afinitas elektron, sifat perubahan nilai ini dalam sistem unsur jauh lebih kompleks daripada sifat perubahan energi ionisasi. Anda dapat diyakinkan tentang hal ini dengan menganalisis tabel yang diberikan dalam Lampiran 7. Tetapi karena nilai besaran ini ditentukan, pertama-tama, oleh interaksi elektrostatik yang sama dengan nilai energi ionisasi, maka perubahannya dalam sistem elemen (setidaknya dalam kelompok-A) di secara umum mirip dengan perubahan energi ionisasi, yaitu energi afinitas elektron dalam golongan berkurang, dan dalam periode itu meningkat. Ini maksimum pada atom fluor (328 kJ/mol) dan klorin (349 kJ/mol). Sifat perubahan energi afinitas elektron dalam sistem unsur menyerupai sifat perubahan energi ionisasi, yaitu arah peningkatan energi afinitas elektron secara skematis dapat ditunjukkan sebagai berikut:

2. Pada skala yang sama sepanjang sumbu horizontal seperti pada tugas sebelumnya, plot ketergantungan energi molar afinitas elektron pada nomor seri atom unsur dengan Z dari 1 hingga 40 menggunakan aplikasi 7.
3. Apa arti fisik memiliki energi afinitas elektron negatif?
4. Mengapa, dari semua atom unsur periode ke-2, hanya berilium, nitrogen, dan neon yang memiliki nilai energi molar afinitas elektron negatif?

Anda telah mengetahui bahwa kecenderungan suatu atom untuk menyumbangkan elektronnya sendiri dan menerima elektron asing bergantung pada karakteristik energinya (energi ionisasi dan energi afinitas elektron). Atom apa yang lebih cenderung menyumbangkan elektronnya, dan atom mana yang lebih cenderung menerima orang asing?
Untuk menjawab pertanyaan ini, mari kita rangkum di Tabel 15 semua yang kita ketahui tentang perubahan kecenderungan ini dalam sistem elemen.

Tabel 15