La formula elettronica dello zolfo è zero. Configurazioni elettroniche di atomi di elementi chimici - Ipermercato della conoscenza

6.6. Caratteristiche della struttura elettronica degli atomi di cromo, rame e altri elementi

Se hai guardato attentamente l'Appendice 4, probabilmente hai notato che per gli atomi di alcuni elementi, la sequenza di riempimento degli orbitali con gli elettroni viene violata. A volte queste violazioni sono chiamate "eccezioni", ma non è così: non ci sono eccezioni alle leggi della natura!

Il primo elemento con tale violazione è il cromo. Consideriamo più in dettaglio la sua struttura elettronica (Fig. 6.16 UN). L'atomo di cromo ne ha 4 S-il sottolivello non è due, come ci si aspetterebbe, ma solo un elettrone. Ma per 3 D-sottolivello cinque elettroni, ma questo sottolivello viene riempito dopo 4 S-sottolivello (vedi Fig. 6.4). Per capire perché questo accade, diamo un'occhiata a cosa sono le nuvole di elettroni 3 D sottolivello di questo atomo.

Ognuno dei cinque 3 D-le nuvole in questo caso sono formate da un elettrone. Come già saprai dal § 4 di questo capitolo, la nuvola elettronica comune di questi cinque elettroni è sferica o, come si dice, sfericamente simmetrica. Per la natura della distribuzione della densità elettronica in diverse direzioni, è simile a 1 S-EO. L'energia del sottolivello i cui elettroni formano una tale nuvola risulta essere inferiore rispetto al caso di una nuvola meno simmetrica. In questo caso, l'energia degli orbitali 3 D-sottolivello è uguale all'energia 4 S-orbitali. Quando la simmetria è rotta, per esempio, quando appare il sesto elettrone, l'energia degli orbitali è 3 D-il sottolivello diventa di nuovo qualcosa di più dell'energia 4 S-orbitali. Pertanto, l'atomo di manganese ha di nuovo un secondo elettrone per 4 S-AO.
La simmetria sferica ha una nuvola comune di qualsiasi sottolivello piena di elettroni sia per metà che completamente. La diminuzione di energia in questi casi è di natura generale e non dipende dal fatto che qualche sottolivello sia riempito per metà o completamente di elettroni. E se è così, allora dobbiamo cercare la prossima violazione nell'atomo, nel guscio elettronico di cui il nono "arriva" per ultimo D-elettrone. In effetti, l'atomo di rame ne ha 3 D-sottolivello 10 elettroni e 4 S- esiste un solo sottolivello (Fig. 6.16 B).
La diminuzione dell'energia degli orbitali di un sottolivello completamente o parzialmente riempito è la causa di una serie di importanti fenomeni chimici, alcuni dei quali vi saranno familiari.

In chimica, le proprietà degli atomi isolati, di regola, non vengono studiate, poiché quasi tutti gli atomi, essendo parte di varie sostanze, formano legami chimici. I legami chimici si formano durante l'interazione dei gusci elettronici degli atomi. Per tutti gli atomi (tranne l'idrogeno), non tutti gli elettroni partecipano alla formazione dei legami chimici: per il boro, tre elettroni su cinque, per il carbonio, quattro su sei e, ad esempio, per il bario, due su cinquanta- sei. Questi elettroni "attivi" sono chiamati elettroni di valenza.

A volte gli elettroni di valenza vengono confusi con esterno elettroni, ma non sono la stessa cosa.

Le nuvole di elettroni degli elettroni esterni hanno il raggio massimo (e il valore massimo del numero quantico principale).

Sono gli elettroni esterni che prendono parte in primo luogo alla formazione dei legami, se non altro perché quando gli atomi si avvicinano, le nuvole di elettroni formate da questi elettroni entrano in contatto per prime. Ma insieme a loro, anche una parte degli elettroni può prendere parte alla formazione di un legame. pre-esterno(penultimo) strato, ma solo se hanno un'energia non molto diversa da quella degli elettroni esterni. Sia quelli che gli altri elettroni dell'atomo sono valenza. (Nei lantanidi e attinidi, anche alcuni elettroni "pre-esterni" sono di valenza)
L'energia degli elettroni di valenza è molto maggiore dell'energia di altri elettroni dell'atomo e gli elettroni di valenza differiscono molto meno l'uno dall'altro in termini di energia.
Gli elettroni esterni sono sempre di valenza solo se l'atomo può formare legami chimici. Quindi, entrambi gli elettroni dell'atomo di elio sono esterni, ma non possono essere chiamati valenza, poiché l'atomo di elio non forma alcun legame chimico.
Gli elettroni di valenza occupano orbitali di valenza, che a sua volta forma sottolivelli di valenza.

Ad esempio, si consideri un atomo di ferro la cui configurazione elettronica è mostrata in Fig. 6.17. Degli elettroni dell'atomo di ferro, il numero quantico principale massimo ( N= 4) hanno solo due 4 S-elettrone. Pertanto, sono gli elettroni esterni di questo atomo. Gli orbitali esterni dell'atomo di ferro sono tutti orbitali con N= 4, e i sottolivelli esterni sono tutti i sottolivelli formati da questi orbitali, cioè 4 S-, 4P-, 4D- e 4 F-EPU.
Gli elettroni esterni sono sempre valenza, quindi, 4 S-elettroni di un atomo di ferro sono elettroni di valenza. E se è così, allora 3 D-anche gli elettroni con un'energia leggermente superiore saranno di valenza. Al livello esterno dell'atomo di ferro, oltre al pieno 4 S-AO ci sono ancora 4 gratuiti P-, 4D- e 4 F-AO. Sono tutti esterni, ma solo 4 sono di valenza R-AO, poiché l'energia degli orbitali rimanenti è molto più alta e la comparsa di elettroni in questi orbitali non è vantaggiosa per l'atomo di ferro.

Quindi, l'atomo di ferro
livello elettronico esterno - il quarto,
sottolivelli esterni - 4 S-, 4P-, 4D- e 4 F-EPU,
orbitali esterni - 4 S-, 4P-, 4D- e 4 F-AO,
elettroni esterni - due 4 S-elettrone (4 S 2),
lo strato elettronico esterno è il quarto,
nuvola elettronica esterna - 4 S-EO
sottolivelli di valenza - 4 S-, 4P-, e 3 D-EPU,
orbitali di valenza - 4 S-, 4P-, e 3 D-AO,
elettroni di valenza - due 4 S-elettrone (4 S 2) e sei 3 D-elettroni (3 D 6).

I sottolivelli di valenza possono essere parzialmente o completamente riempiti di elettroni, oppure possono rimanere del tutto liberi. Con un aumento della carica del nucleo, i valori energetici di tutti i sottolivelli diminuiscono, ma a causa dell'interazione degli elettroni tra loro, l'energia di diversi sottolivelli diminuisce con diverse "velocità". L'energia del pieno pieno D- E F-i sottolivelli diminuiscono così tanto che cessano di essere valenza.

Ad esempio, considera gli atomi di titanio e arsenico (figura 6.18).

Nel caso dell'atomo di titanio 3 D-EPU è solo parzialmente riempito di elettroni e la sua energia è maggiore dell'energia di 4 S-EPU e 3 D-gli elettroni sono valenza. All'atomo di arsenico 3 D-EPU è completamente pieno di elettroni e la sua energia è molto inferiore all'energia 4 S-EPU, e quindi 3 D-gli elettroni non sono valenza.
In questi esempi, abbiamo analizzato configurazione elettronica di valenza atomi di titanio e arsenico.

La configurazione elettronica di valenza di un atomo è rappresentata come formula elettronica di valenza, o nel modulo diagramma energetico dei sottolivelli di valenza.

ELETTRONI DI VALENZA, ELETTRONI ESTERNI, EPU DI VALENZA, AO DI VALENZA, CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DI VALENZA DELL'ATOMO, FORMULA ELETTRONICA DI VALENZA, DIAGRAMMA DEL SOTTOLIVELLO DI VALENZA.

1. Sui diagrammi energetici che hai compilato e nelle formule elettroniche complete degli atomi Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, indica gli elettroni esterni e di valenza. Componi la valenza formule elettroniche questi atomi. Sui diagrammi energetici, evidenziare le parti corrispondenti ai diagrammi energetici dei sottolivelli di valenza.
2. Ciò che è comune tra le configurazioni elettroniche degli atomi a) Li e Na, B e Al, O e S, Ne e Ar; b) Zn e Mg, Sc e Al, Cr e S, Ti e Si; c) H e He, Li e O, K e Kr, Sc e Ga. Quali sono le loro differenze
3. Quanti sottolivelli di valenza ci sono nel guscio elettronico di un atomo di ciascuno degli elementi: a) idrogeno, elio e litio, b) azoto, sodio e zolfo, c) potassio, cobalto e germanio
4. Quanti orbitali di valenza sono completamente riempiti all'atomo di a) boro, b) fluoro, c) sodio?
5. Quanti orbitali con un elettrone spaiato ha un atomo a) boro, b) fluoro, c) ferro
6. Quanti orbitali esterni liberi ha un atomo di manganese? Quante valenze libere?
7. Per la lezione successiva, prepara una striscia di carta larga 20 mm, dividila in celle (20 × 20 mm) e applica su questa striscia una serie naturale di elementi (dall'idrogeno al meitnerio).
8. In ogni cella inserire il simbolo dell'elemento, il suo numero di serie e la formula elettronica di valenza, come mostrato in fig. 6.19 (utilizzare l'appendice 4).

La sistematizzazione degli elementi chimici si basa sulla serie naturale degli elementi E principio di somiglianza dei gusci elettronici i loro atomi.
Con un lato naturale elementi chimici sei già familiare. Ora conosciamo il principio di somiglianza dei gusci di elettroni.
Considerando le formule elettroniche di valenza degli atomi nel NRE, è facile scoprire che per alcuni atomi differiscono solo nei valori del numero quantico principale. Ad esempio, 1 S 1 per l'idrogeno, 2 S 1 per il litio, 3 S 1 per sodio, ecc. Oppure 2 S 2 2P 5 per fluoro, 3 S 2 3P 5 per il cloro, 4 S 2 4P 5 per il bromo, ecc. Ciò significa che le regioni esterne delle nuvole di elettroni di valenza di tali atomi hanno una forma molto simile e differiscono solo per le dimensioni (e, ovviamente, per la densità elettronica). E se è così, allora si possono chiamare le nuvole di elettroni di tali atomi e le loro corrispondenti configurazioni di valenza simile. Per atomi di elementi diversi con configurazioni elettroniche simili, possiamo scrivere formule elettroniche di valenza comune: n.s 1 nel primo caso e n.s 2 np 5 nel secondo. Spostandosi lungo la serie naturale degli elementi, si possono trovare altri gruppi di atomi con configurazioni di valenza simili.
Così, nella serie naturale degli elementi si trovano regolarmente atomi con configurazioni elettroniche di valenza simili. Questo è il principio di somiglianza dei gusci elettronici.
Proviamo a svelare la forma di questa regolarità. Per fare ciò, utilizzeremo la serie naturale di elementi che hai creato.

NRE inizia con l'idrogeno, la cui formula elettronica di valenza è 1 S 1 . Alla ricerca di configurazioni di valenza simili, tagliamo la serie naturale di elementi davanti agli elementi con una formula elettronica di valenza comune n.s 1 (cioè prima del litio, prima del sodio, ecc.). Abbiamo ricevuto i cosiddetti "periodi" di elementi. Aggiungiamo i "periodi" risultanti in modo che diventino righe della tabella (vedi Figura 6.20). Di conseguenza, solo gli atomi delle prime due colonne della tabella avranno tali configurazioni elettroniche.

Proviamo a raggiungere la somiglianza delle configurazioni elettroniche di valenza in altre colonne della tabella. Per fare ciò, ritagliamo elementi con i numeri 58 - 71 e 90 -103 dal 6° e 7° periodo (hanno 4 F- e 5 F-sottolivelli) e posizionarli sotto il tavolo. I simboli degli elementi rimanenti verranno spostati orizzontalmente come mostrato in figura. Successivamente, gli atomi degli elementi nella stessa colonna della tabella avranno configurazioni di valenza simili, che possono essere espresse in formule elettroniche di valenza generale: n.s 1 , n.s 2 , n.s 2 (N–1)D 1 , n.s 2 (N–1)D 2 e così via fino a n.s 2 np 6. Tutte le deviazioni dalle formule di valenza generale sono spiegate dagli stessi motivi del caso del cromo e del rame (vedi paragrafo 6.6).

Come puoi vedere, utilizzando l'NRE e applicando il principio di somiglianza dei gusci elettronici, siamo riusciti a sistematizzare gli elementi chimici. Viene chiamato un tale sistema di elementi chimici naturale, poiché si basa esclusivamente sulle leggi della natura. La tabella che abbiamo ricevuto (Fig. 6.21) è uno dei modi per rappresentare graficamente un sistema naturale di elementi e si chiama tavola a lungo periodo degli elementi chimici.

PRINCIPIO DI SIMILARIETA' DEI GUSCI ELETTRONICI, SISTEMA NATURALE DEGLI ELEMENTI CHIMICI (SISTEMA "PERIODICO"), TABELLA DEGLI ELEMENTI CHIMICI.

Conosciamo più in dettaglio la struttura della tavola a lungo periodo degli elementi chimici.
Le righe di questa tabella, come già sai, sono chiamate "periodi" degli elementi. I periodi sono numerati con numeri arabi da 1 a 7. Ci sono solo due elementi nel primo periodo. Il secondo e il terzo periodo, contenenti ciascuno otto elementi, sono chiamati corto periodi. Vengono chiamati il ​​quarto e il quinto periodo, contenenti ciascuno 18 elementi lungo periodi. Vengono chiamati il ​​sesto e il settimo periodo, contenenti ciascuno 32 elementi extra lungo periodi.
Le colonne di questa tabella sono chiamate gruppi elementi. I numeri di gruppo sono indicati da numeri romani con lettere latine A o B.
Gli elementi di alcuni gruppi hanno i loro nomi comuni (di gruppo): elementi del gruppo IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - elementi alcalini(O elementi di metalli alcalini); elementi del gruppo IIA (Ca, Sr, Ba e Ra) - elementi alcalino terrosi(O elementi di metalli alcalino terrosi)(i nomi "metalli alcalini" e metalli alcalino terrosi" si riferiscono a sostanze semplici formate dai rispettivi elementi e non devono essere usati come nomi di gruppi di elementi); elementi del gruppo VIA (O, S, Se, Te, Po) - calcogeni, elementi del gruppo VIIA (F, Cl, Br, I, At) – alogeni, elementi del gruppo VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementi di gas nobili.(Il nome tradizionale "gas nobili" si applica anche alle sostanze semplici)
Gli elementi solitamente posti nella parte inferiore della tavola con i numeri di serie 58 - 71 (Ce - Lu) sono chiamati lantanidi("dopo il lantanio"), ed elementi con numeri di serie 90 - 103 (Th - Lr) - attinidi("dopo l'attinio"). Esiste una variante della tabella di lungo periodo, in cui i lantanidi e gli attinidi non vengono tagliati fuori dal NRE, ma rimangono al loro posto in periodi extra lunghi. Questa tabella è talvolta chiamata periodo extra lungo.
La tavola a lungo periodo è divisa in quattro bloccare(o sezioni).
blocco s include elementi dei gruppi IA e IIA con formule elettroniche di valenza comune n.s 1 e n.s 2 (elementi s).
blocco p include elementi dal gruppo IIIA a VIIIA con formule elettroniche di valenza comune da n.s 2 np 1 a n.s 2 np 6 (elementi p).
blocco d include elementi dal gruppo IIIB al gruppo IIB con formule elettroniche di valenza comune da n.s 2 (N–1)D 1 a n.s 2 (N–1)D 10 (elementi d).
blocco f include lantanidi e attinidi ( elementi f).

Elementi S- E P-blocchi formano A-gruppi ed elementi D-blocco - gruppo B di un sistema di elementi chimici. Tutto F-gli elementi sono formalmente inclusi nel gruppo IIIB.
Gli elementi del primo periodo - idrogeno ed elio - lo sono S-elementi e possono essere inseriti nei gruppi IA e IIA. Ma l'elio è più spesso inserito nel gruppo VIIIA come elemento con cui termina il periodo, che è pienamente coerente con le sue proprietà (l'elio, come tutti gli altri sostanze semplici formato dagli elementi di questo gruppo è un gas nobile). L'idrogeno è spesso inserito nel gruppo VIIA, poiché le sue proprietà sono molto più vicine agli alogeni che agli elementi alcalini.
Ciascuno dei periodi del sistema inizia con un elemento che ha una configurazione di valenza di atomi n.s 1 , poiché è da questi atomi che inizia la formazione del successivo strato di elettroni, e termina con un elemento con la configurazione di valenza degli atomi n.s 2 np 6 (ad eccezione del primo periodo). Ciò facilita l'identificazione di gruppi di sottolivelli nel diagramma energetico che sono pieni di elettroni negli atomi di ciascuno dei periodi (figura 6.22). Fate questo lavoro con tutti i sottolivelli mostrati nella copia che avete fatto della Figura 6.4. I sottolivelli evidenziati nella Figura 6.22 (ad eccezione di fully filled D- E F-sottolivelli) sono valenze per gli atomi di tutti gli elementi di un dato periodo.
Aspetto in periodi S-, P-, D- O F-gli elementi sono pienamente coerenti con la sequenza di riempimento S-, P-, D- O F- sottolivelli di elettroni. Questa caratteristica del sistema di elementi consente, conoscendo il periodo e il gruppo, che include un dato elemento, di scrivere immediatamente la sua formula elettronica di valenza.

TABELLA A LUNGO PERIODO DEGLI ELEMENTI CHIMICI, BLOCCHI, PERIODI, GRUPPI, ELEMENTI ALCALINI, ELEMENTI ALCALINO-TERROSI, CALCOGENI, ALOGENI, ELEMENTI DI GAS NOBILI, LANTANOIDI, ACTINOIDI.
Scrivere le formule elettroniche di valenza generale degli atomi degli elementi a) gruppi IVA e IVB, b) gruppi IIIA e VIIB?
2. Cosa è comune tra le configurazioni elettroniche degli atomi dei gruppi di elementi A e B? In cosa differiscono?
3. Quanti gruppi di elementi sono inclusi in a) S-blocco B) R-blocco, c) D-bloccare?
4. Continuare la Figura 30 nella direzione dell'aumento dell'energia dei sottolivelli e selezionare i gruppi di sottolivelli che sono pieni di elettroni nel 4°, 5° e 6° periodo.
5. Elencare i sottolivelli di valenza degli atomi a) calcio, b) fosforo, c) titanio, d) cloro, e) sodio. 6. Formula in che modo gli elementi s, p e d differiscono l'uno dall'altro.
7. Spiega perché un atomo appartiene a qualsiasi elemento è determinato dal numero di protoni nel nucleo e non dalla massa di questo atomo.
8. Per gli atomi di litio, alluminio, stronzio, selenio, ferro e piombo, creare valenze, formule elettroniche complete e abbreviate e tracciare diagrammi energetici dei sottolivelli di valenza. 9. Gli atomi di cui gli elementi corrispondono alle seguenti formule elettroniche di valenza: 3 S 1 , 4S 1 3D 1, 2s 2 2 P 6 , 5S 2 5P 2 , 5S 2 4D 2 ?

Per scopi diversi, abbiamo bisogno di conoscere la configurazione completa o di valenza di un atomo. Ognuna di queste configurazioni elettroniche può essere rappresentata sia da una formula che da un diagramma energetico. Questo è, configurazione elettronica completa di un atomo espresso la formula elettronica completa dell'atomo, O diagramma di piena energia di un atomo. Nel suo turno, configurazione elettronica di valenza di un atomo espresso valenza(o, come viene spesso chiamato, " corto ") la formula elettronica dell'atomo, O diagramma dei sottolivelli di valenza di un atomo(figura 6.23).

In precedenza, abbiamo creato formule elettroniche di atomi utilizzando i numeri ordinali degli elementi. Allo stesso tempo, abbiamo determinato la sequenza di riempimento dei sottolivelli con gli elettroni secondo il diagramma energetico: 1 S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S e così via. E solo scrivendo la formula elettronica completa, potremmo anche scrivere la formula di valenza.
È più conveniente scrivere la formula elettronica di valenza dell'atomo, che viene utilizzata più spesso, in base alla posizione dell'elemento nel sistema di elementi chimici, secondo le coordinate del gruppo periodo.
Consideriamo in dettaglio come questo viene fatto per gli elementi S-, P- E D-blocchi.
Per elementi S La formula elettronica di valenza a blocchi di un atomo è composta da tre simboli. In generale si può scrivere così:

In primo luogo (al posto di una cella grande) c'è il numero del periodo (uguale al numero quantico principale di questi S-elettroni), e sul terzo (in apice) - il numero del gruppo (uguale al numero di elettroni di valenza). Prendendo come esempio un atomo di magnesio (3° periodo, gruppo IIA), si ottiene:

Per elementi P La formula elettronica di valenza a blocchi di un atomo è composta da sei simboli:

Qui, al posto delle celle grandi, viene messo anche il numero del periodo (pari al numero quantico principale di queste S- E P-elettroni), e il numero di gruppo (uguale al numero di elettroni di valenza) risulta essere uguale alla somma degli apici. Per l'atomo di ossigeno (2° periodo, gruppo VIA) otteniamo:

2S 2 2P 4 .

Formula elettronica di valenza della maggior parte degli elementi D blocco può essere scritto così:

Come nei casi precedenti, qui al posto della prima cella viene messo il numero del periodo (pari al numero quantico principale di questi S-elettroni). Il numero nella seconda cella risulta essere uno in meno, essendo il numero quantico principale di questi D-elettroni. Anche qui il numero del gruppo è uguale alla somma degli indici. Un esempio è la formula elettronica di valenza del titanio (4° periodo, gruppo IVB): 4 S 2 3D 2 .

Il numero del gruppo è uguale alla somma degli indici e per gli elementi del gruppo VIB, ma loro, come ricordi, sulla valenza S-il sottolivello ha un solo elettrone e la formula elettronica di valenza generale n.s 1 (N–1)D 5 . Pertanto, la formula elettronica di valenza, ad esempio, del molibdeno (5° periodo) è 5 S 1 4D 5 .
È anche facile creare una formula elettronica di valenza di qualsiasi elemento del gruppo IB, ad esempio oro (6° periodo)>–>6 S 1 5D 10 , ma in questo caso è necessario ricordarlo D- gli elettroni degli atomi degli elementi di questo gruppo rimangono ancora valenza e alcuni di essi possono partecipare alla formazione di legami chimici.
La formula elettronica di valenza generale degli atomi degli elementi del gruppo IIB è - n.s 2 (N – 1)D 10 . Pertanto, la formula elettronica di valenza, ad esempio, di un atomo di zinco è 4 S 2 3D 10 .
Regole generali obbediscono anche le formule elettroniche di valenza degli elementi della prima triade (Fe, Co e Ni). Il ferro, un elemento del gruppo VIIIB, ha una formula elettronica di valenza di 4 S 2 3D 6. L'atomo di cobalto ne ha uno D-elettrone in più (4 S 2 3D 7), mentre l'atomo di nichel ne ha due (4 S 2 3D 8).
Usando solo queste regole per scrivere formule elettroniche di valenza, è impossibile comporre le formule elettroniche di atomi di alcuni D-elementi (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), poiché in essi, a causa della tendenza a gusci di elettroni altamente simmetrici, il riempimento di sottolivelli di valenza con elettroni ha alcune caratteristiche aggiuntive.
Conoscendo la formula elettronica di valenza, si può anche scrivere la formula elettronica completa dell'atomo (vedi sotto).
Spesso, invece di ingombranti formule elettroniche complete, scrivono formule elettroniche abbreviate atomi. Per compilarli nella formula elettronica si selezionano tutti gli elettroni dell'atomo tranne quelli di valenza, si mettono i loro simboli tra parentesi quadre e la parte della formula elettronica corrispondente alla formula elettronica dell'atomo dell'ultimo elemento del precedente il punto (l'elemento che forma il gas nobile) è sostituito dal simbolo di questo atomo.

Esempi di formule elettroniche di diverso tipo sono riportati nella Tabella 14.

Tabella 14 Esempi di formule elettroniche di atomi

Algoritmo per la compilazione di formule elettroniche di atomi (sull'esempio di un atomo di iodio)

Appunti
1. Per gli elementi del 2° e 3° periodo, la terza operazione (senza la quarta) porta immediatamente alla formula elettronica completa.
2. (N – 1)D 10 - Gli elettroni rimangono valenza agli atomi degli elementi del gruppo IB.

FORMULA ELETTRONICA COMPLETA, FORMULA ELETTRONICA DI VALENZA, FORMULA ELETTRONICA abbreviata, ALGORITMO PER LA COMPOSIZIONE DI FORMULE ELETTRONICHE DI ATOMI.
1. Comporre la formula elettronica di valenza dell'atomo dell'elemento a) il secondo periodo del terzo gruppo A, b) il terzo periodo del secondo gruppo A, c) quarto periodo quarto girone A.
2. Fare formule elettroniche abbreviate di atomi di magnesio, fosforo, potassio, ferro, bromo e argon.

Negli oltre 100 anni trascorsi dalla scoperta del sistema naturale degli elementi, sono state proposte diverse centinaia delle tavole più diverse che riflettono graficamente questo sistema. Di questi, oltre alla tavola a lungo periodo, la cosiddetta tavola degli elementi a breve periodo di D. I. Mendeleev è la più utilizzata. Una tabella di breve periodo si ottiene da una di lungo periodo, se il 4°, 5°, 6° e 7° periodo vengono tagliati davanti agli elementi del gruppo IB, allontanati e le righe risultanti vengono aggiunte nello stesso modo in cui aggiunto i periodi prima. Il risultato è mostrato nella figura 6.24.

Anche i lantanidi e gli attinidi sono posti qui sotto il tavolo principale.

IN gruppi questa tabella contiene elementi i cui atomi hanno lo stesso numero di elettroni di valenza indipendentemente dagli orbitali in cui si trovano questi elettroni. Quindi, gli elementi cloro (un elemento tipico che forma un non metallo; 3 S 2 3P 5) e manganese (elemento che forma i metalli; 4 S 2 3D 5), non possedendo la somiglianza dei gusci elettronici, rientrano qui nello stesso settimo gruppo. La necessità di distinguere tra tali elementi rende necessario individuare in gruppi sottogruppi: principale- analoghi dei gruppi A della tavola a lungo termine e effetti collaterali sono analoghi dei gruppi B. Nella Figura 34, i simboli degli elementi dei sottogruppi principali sono spostati a sinistra, mentre i simboli degli elementi dei sottogruppi secondari sono spostati a destra.
È vero, anche una tale disposizione di elementi nella tabella ha i suoi vantaggi, perché è il numero di elettroni di valenza che determina principalmente le capacità di valenza di un atomo.
La tabella di lungo periodo riflette le leggi della struttura elettronica degli atomi, la somiglianza e i modelli di cambiamenti nelle proprietà di sostanze e composti semplici da parte di gruppi di elementi, il cambiamento regolare in un numero di quantità fisiche che caratterizzano atomi, sostanze semplici e composti in tutto il sistema di elementi e molto altro ancora. La tavola di breve periodo è meno conveniente a questo riguardo.

TABELLA DI BREVE PERIODO, SOTTOGRUPPI PRINCIPALI, SOTTOGRUPPI SECONDARI.
1. Convertire la tabella a periodi lunghi creata dalla serie naturale di elementi in una tabella a periodi brevi. Esegui la trasformazione inversa.
2. È possibile creare una formula elettronica di valenza generale di atomi di elementi di un gruppo di una tavola di breve periodo? Perché?

L'atomo non ha confini chiari. Qual è considerata la dimensione di un atomo isolato? Il nucleo di un atomo è circondato da un guscio di elettroni e il guscio è costituito da nuvole di elettroni. La dimensione dell'EO è caratterizzata da un raggio R oh. Tutte le nuvole nello strato esterno hanno approssimativamente lo stesso raggio. Pertanto, la dimensione di un atomo può essere caratterizzata da questo raggio. È chiamato raggio orbitale di un atomo(R 0).

I valori dei raggi orbitali degli atomi sono riportati nell'Appendice 5.
Il raggio dell'EO dipende dalla carica del nucleo e su quale orbitale si trova l'elettrone che forma questa nuvola. Di conseguenza, anche il raggio orbitale di un atomo dipende da queste stesse caratteristiche.
Considera i gusci elettronici degli atomi di idrogeno ed elio. Sia nell'atomo di idrogeno che nell'atomo di elio, gli elettroni si trovano su 1 S-AO, e le loro nuvole avrebbero le stesse dimensioni se le cariche dei nuclei di questi atomi fossero le stesse. Ma la carica del nucleo di un atomo di elio è doppia rispetto a quella del nucleo di un atomo di idrogeno. Secondo la legge di Coulomb, la forza di attrazione che agisce su ciascuno degli elettroni di un atomo di elio è il doppio della forza di attrazione di un elettrone verso il nucleo di un atomo di idrogeno. Pertanto, il raggio di un atomo di elio deve essere molto più piccolo del raggio di un atomo di idrogeno. Questo è vero: R 0 (Lui) / R 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
L'atomo di litio ha un elettrone esterno in 2 S-AO, cioè, forma una nuvola del secondo strato. Naturalmente, il suo raggio dovrebbe essere maggiore. Veramente: R 0 (Li) = 1,586 E.
Gli atomi dei restanti elementi del secondo periodo hanno elettroni esterni (e 2 S, e 2 P) sono posti nello stesso secondo strato di elettroni e la carica del nucleo di questi atomi aumenta con l'aumentare del numero di serie. Gli elettroni sono più fortemente attratti dal nucleo e, naturalmente, i raggi degli atomi diminuiscono. Potremmo ripetere questi argomenti per gli atomi degli elementi di altri periodi, ma con una precisazione: il raggio orbitale diminuisce monotonicamente solo quando ciascuno dei sottolivelli è riempito.
Ma se ignoriamo i particolari, allora la natura generale del cambiamento nella dimensione degli atomi in un sistema di elementi è la seguente: con un aumento del numero seriale in un periodo, i raggi orbitali degli atomi diminuiscono e in un gruppo aumentano. L'atomo più grande è un atomo di cesio e il più piccolo è un atomo di elio, ma degli atomi degli elementi che formano composti chimici (elio e neon non li formano), il più piccolo è un atomo di fluoro.
La maggior parte degli atomi degli elementi, che si trovano nella serie naturale dopo i lantanidi, hanno raggi orbitali un po' più piccoli di quanto ci si aspetterebbe, sulla base di leggi generali. Ciò è dovuto al fatto che 14 lantanidi si trovano tra il lantanio e l'afnio nel sistema degli elementi e, di conseguenza, la carica nucleare dell'atomo di afnio è 14 e più del lantanio. Pertanto, gli elettroni esterni di questi atomi sono attratti dal nucleo più fortemente di quanto sarebbero attratti in assenza di lantanidi (questo effetto è spesso chiamato "contrazione dei lantanidi").
Si noti che passando da atomi di elementi del gruppo VIIIA ad atomi di elementi del gruppo IA, il raggio orbitale aumenta bruscamente. Di conseguenza, la nostra scelta dei primi elementi di ciascun periodo (cfr. § 7) si è rivelata corretta.

RAGGIO ORBITALE DELL'ATOMO, SUO CAMBIAMENTO NEL SISTEMA DEGLI ELEMENTI.
1. Secondo i dati forniti nell'Appendice 5, tracciare su carta millimetrata la dipendenza del raggio orbitale dell'atomo dal numero di serie dell'elemento per gli elementi con z da 1 a 40. La lunghezza dell'asse orizzontale è di 200 mm, la lunghezza dell'asse verticale è di 100 mm.
2. Come puoi caratterizzare l'aspetto della linea spezzata risultante?

Se dai a un elettrone in un atomo energia aggiuntiva (imparerai come farlo da un corso di fisica), allora l'elettrone può andare in un altro AO, cioè l'atomo finirà in stato eccitato. Questo stato è instabile e l'elettrone tornerà quasi immediatamente al suo stato originale e l'energia in eccesso verrà rilasciata. Ma se l'energia impartita all'elettrone è abbastanza grande, l'elettrone può staccarsi completamente dall'atomo, mentre l'atomo ionizzato, cioè si trasforma in uno ione caricato positivamente ( catione). L'energia necessaria per fare questo si chiama energia di ionizzazione di un atomo(E E).

È abbastanza difficile strappare un elettrone da un singolo atomo e misurare l'energia richiesta per questo, quindi è praticamente determinata e utilizzata energia di ionizzazione molare(E e m).

L'energia di ionizzazione molare mostra qual è l'energia minima richiesta per staccare 1 mole di elettroni da 1 mole di atomi (un elettrone per ogni atomo). Questo valore è solitamente misurato in kilojoule per mole. I valori dell'energia di ionizzazione molare del primo elettrone per la maggior parte degli elementi sono riportati nell'Appendice 6.
In che modo l'energia di ionizzazione di un atomo dipende dalla posizione dell'elemento nel sistema di elementi, cioè come cambia nel gruppo e nel periodo?
In termini fisici, l'energia di ionizzazione è uguale al lavoro che deve essere speso per vincere la forza di attrazione di un elettrone su un atomo quando si sposta un elettrone da un atomo a una distanza infinita da esso.

Dove Qè la carica di un elettrone, Qè la carica del catione rimanente dopo la rimozione di un elettrone, e R o è il raggio orbitale dell'atomo.

E Q, E Q sono valori costanti, e si può concludere che, il lavoro di distacco di un elettrone UN, e con essa l'energia di ionizzazione E e, sono inversamente proporzionali al raggio orbitale dell'atomo.
Dopo aver analizzato i valori dei raggi orbitali degli atomi di vari elementi e i corrispondenti valori dell'energia di ionizzazione riportati nelle Appendici 5 e 6, puoi vedere che la relazione tra questi valori è vicina al proporzionale, ma in qualche modo diverso da esso. La ragione per cui la nostra conclusione non concorda bene con i dati sperimentali è che abbiamo utilizzato un modello molto approssimativo che non tiene conto di molti fattori significativi. Ma anche questo modello approssimativo ci ha permesso di trarre la conclusione corretta che con un aumento del raggio orbitale l'energia di ionizzazione di un atomo diminuisce e, al contrario, con una diminuzione del raggio, aumenta.
Poiché il raggio orbitale degli atomi diminuisce in un periodo con un aumento del numero seriale, l'energia di ionizzazione aumenta. In un gruppo, all'aumentare del numero atomico, il raggio orbitale degli atomi, di regola, aumenta e l'energia di ionizzazione diminuisce. La più alta energia di ionizzazione molare è negli atomi più piccoli, atomi di elio (2372 kJ/mol), e degli atomi in grado di formare legami chimici, in atomi di fluoro (1681 kJ/mol). Il più piccolo è per gli atomi più grandi, gli atomi di cesio (376 kJ/mol). In un sistema di elementi, la direzione dell'aumento dell'energia di ionizzazione può essere schematicamente rappresentata come segue:

In chimica è importante che l'energia di ionizzazione caratterizzi la propensione di un atomo a donare i "suoi" elettroni: maggiore è l'energia di ionizzazione, meno l'atomo è incline a donare elettroni, e viceversa.

Stato eccitato, ionizzazione, catione, energia di ionizzazione, energia di ionizzazione molare, variazione dell'energia di ionizzazione in un sistema di elementi.
1. Utilizzando i dati forniti nell'Appendice 6, determinare quanta energia è necessaria per strappare un elettrone da tutti gli atomi di sodio con una massa totale di 1 g.
2. Utilizzando i dati forniti nell'Appendice 6, determinare quante volte più energia è necessaria per staccare un elettrone da tutti gli atomi di sodio con una massa di 3 g che da tutti gli atomi di potassio della stessa massa. Perché questo rapporto differisce dal rapporto delle energie di ionizzazione molari degli stessi atomi?
3. Secondo i dati forniti nell'Appendice 6, tracciare la dipendenza dell'energia di ionizzazione molare dal numero di serie per gli elementi con z da 1 a 40. Le dimensioni del grafico sono le stesse del compito del paragrafo precedente. Verifica se questo grafico corrisponde alla scelta dei "periodi" del sistema di elementi.

La seconda caratteristica energetica più importante di un atomo è energia di affinità elettronica(E Con).

In pratica, come nel caso dell'energia di ionizzazione, viene solitamente utilizzata la quantità molare corrispondente - Energia di affinità elettronica molare().

L'energia di affinità elettronica molare mostra qual è l'energia rilasciata quando una mole di elettroni viene aggiunta a una mole di atomi neutri (un elettrone per ogni atomo). Come l'energia di ionizzazione molare, anche questa quantità è misurata in kilojoule per mole.
A prima vista, può sembrare che in questo caso l'energia non debba essere rilasciata, perché un atomo è una particella neutra e non ci sono forze elettrostatiche di attrazione tra un atomo neutro e un elettrone caricato negativamente. Al contrario, avvicinandosi all'atomo, l'elettrone, a quanto pare, dovrebbe essere respinto dagli stessi elettroni caricati negativamente che formano il guscio elettronico. In realtà, questo non è vero. Ricorda se hai mai avuto a che fare con il cloro atomico. Ovviamente no. Dopotutto, esiste solo a temperature molto elevate. Il cloro molecolare ancora più stabile non si trova praticamente in natura - se necessario, deve essere ottenuto mediante reazioni chimiche. E hai sempre a che fare con il cloruro di sodio (sale comune). Dopotutto, il sale da cucina viene consumato da una persona con il cibo ogni giorno. Ed è abbastanza comune in natura. Ma dopotutto, il sale da cucina contiene ioni cloruro, cioè atomi di cloro che hanno attaccato un elettrone "in più" ciascuno. Uno dei motivi di questa prevalenza di ioni cloruro è che gli atomi di cloro hanno la tendenza ad attaccare gli elettroni, cioè, quando gli ioni cloruro si formano da atomi di cloro ed elettroni, viene rilasciata energia.
Uno dei motivi del rilascio di energia ti è già noto: è associato ad un aumento della simmetria del guscio elettronico dell'atomo di cloro durante il passaggio a una carica singola anione. Allo stesso tempo, come ricordi, energia 3 P- il sottolivello diminuisce. Ci sono altri motivi più complessi.
A causa del fatto che diversi fattori influenzano il valore dell'energia di affinità elettronica, la natura della variazione di questo valore in un sistema di elementi è molto più complessa della natura della variazione dell'energia di ionizzazione. Puoi esserne convinto analizzando la tabella fornita nell'Appendice 7. Ma poiché il valore di questa quantità è determinato, prima di tutto, dalla stessa interazione elettrostatica dei valori dell'energia di ionizzazione, quindi il suo cambiamento nel sistema di elementi (almeno nei gruppi A) in in termini generali simile a un cambiamento nell'energia di ionizzazione, cioè l'energia dell'affinità elettronica nel gruppo diminuisce e nel periodo aumenta. È massimo agli atomi di fluoro (328 kJ/mol) e cloro (349 kJ/mol). La natura del cambiamento nell'energia di affinità elettronica nel sistema di elementi assomiglia alla natura del cambiamento nell'energia di ionizzazione, cioè la direzione dell'aumento dell'energia di affinità elettronica può essere schematicamente mostrata come segue:

2. Sulla stessa scala lungo l'asse orizzontale delle attività precedenti, tracciare la dipendenza dell'energia molare dell'affinità elettronica dal numero di serie per atomi di elementi con z da 1 a 40 utilizzando l'app 7.
3.Cosa significato fisico hanno energie di affinità elettronica negative?
4. Perché, di tutti gli atomi degli elementi del 2° periodo, solo il berillio, l'azoto e il neon hanno valori negativi dell'energia molare dell'affinità elettronica?

Sapete già che la propensione di un atomo a donare i propri e ad accettare elettroni estranei dipende dalle sue caratteristiche energetiche (energia di ionizzazione ed energia di affinità elettronica). Quali atomi sono più inclini a donare i loro elettroni e quali sono più inclini ad accettare estranei?
Per rispondere a questa domanda, riassumiamo nella Tabella 15 tutto ciò che sappiamo sul cambiamento di queste inclinazioni nel sistema degli elementi.

Tabella 15