Formule elettroniche complete di elementi chimici. Catalogo di file di chimica

Quando si scrivono formule elettroniche di atomi di elementi, vengono indicati i livelli di energia (valori del numero quantico principale N sotto forma di numeri - 1, 2, 3, ecc.), sottolivelli energetici (valori del numero quantico orbitale l sotto forma di lettere S, P, D, F) e il numero in alto indica il numero di elettroni in un dato sottolivello.

Il primo elemento del D.I. Mendeleev è idrogeno, quindi, la carica del nucleo di un atomo H uguale a 1, l'atomo ha un solo elettrone per S sottolivello del primo livello. Pertanto, la formula elettronica dell'atomo di idrogeno è:

Il secondo elemento è l'elio, ci sono due elettroni nel suo atomo, quindi la formula elettronica dell'atomo di elio è 2 Non 1S 2. Il primo periodo comprende solo due elementi, poiché il primo livello energetico è pieno di elettroni, che possono essere occupati solo da 2 elettroni.

Il terzo elemento in ordine - il litio - è già nel secondo periodo, quindi il suo secondo livello energetico inizia a riempirsi di elettroni (ne abbiamo parlato sopra). Inizia il riempimento del secondo livello con gli elettroni S-sottolivello, quindi la formula elettronica dell'atomo di litio è 3 Li 1S 2 2S 1 . Nell'atomo di berillio, il riempimento di elettroni è completato S- sottolivelli: 4 Ve 1S 2 2S 2 .

Per gli elementi successivi del 2° periodo, il secondo livello di energia continua ad essere riempito di elettroni, solo ora è pieno di elettroni R- sottolivello: 5 IN 1S 2 2S 2 2R 1 ; 6 CON 1S 2 2S 2 2R 2 … 10 Ne 1S 2 2S 2 2R 6 .

L'atomo al neon completa il riempimento con gli elettroni R-sottolivello, questo elemento termina il secondo periodo, ha otto elettroni, da allora S- E R-i sottolivelli possono contenere solo otto elettroni.

Gli elementi del 3° periodo hanno una sequenza simile di riempimento dei sottolivelli energetici del terzo livello con gli elettroni. Le formule elettroniche degli atomi di alcuni elementi di questo periodo sono:

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

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

Il terzo periodo, come il secondo, termina con un elemento (argon), che completa il suo riempimento di elettroni R–sottolivello, sebbene il terzo livello includa tre sottolivelli ( S, R, D). Secondo l'ordine sopra riportato di riempire i sottolivelli energetici secondo le regole di Klechkovsky, l'energia del sottolivello 3 D più energia di livello 4 inferiore S, quindi, l'atomo di potassio che segue l'argon e l'atomo di calcio che lo segue è pieno di elettroni 3 S- sottolivello del quarto livello:

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

A partire dal 21° elemento - scandio, negli atomi degli elementi, il sottolivello 3 inizia a riempirsi di elettroni D. Le formule elettroniche degli atomi di questi elementi sono:

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

Negli atomi del 24° elemento (cromo) e del 29° elemento (rame) si osserva un fenomeno chiamato “breakthrough” o “fallimento” di un elettrone: un elettrone da un 4 esterno S-sottolivello "fallisce" di 3 D– sottolivello, completando il suo riempimento per metà (per il cromo) o completamente (per il rame), che contribuisce a una maggiore stabilità dell'atomo:

24 Cr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 5 (invece di ...4 S 2 3D 4) e

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

A partire dal 31° elemento - il gallio, il riempimento del 4° livello con gli elettroni continua, ora - R– sottolivello:

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

Questo elemento chiude il quarto periodo, che comprende già 18 elementi.

Un ordine simile di riempimento dei sottolivelli energetici con gli elettroni avviene negli atomi degli elementi del 5° periodo. I primi due (rubidio e stronzio) sono pieni S- sottolivello del 5° livello, vengono riempiti i successivi dieci elementi (dall'ittrio al cadmio) D– sottolivello del 4° livello; sei elementi completano il periodo (dall'indio allo xeno), nei cui atomi sono riempiti gli elettroni R-sottolivello dell'esterno, quinto livello. Ci sono anche 18 elementi in un periodo.

Per gli elementi del sesto periodo, questo ordine di riempimento è violato. All'inizio del periodo, come al solito, ci sono due elementi, nei cui atomi è pieno di elettroni S-sottolivello del livello esterno, sesto. All'elemento successivo, il lantanio, inizia a riempirsi di elettroni D–sottolivello del livello precedente, cioè 5 D. Su questo riempimento di elettroni 5 D-il sottolivello si ferma e i successivi 14 elementi - dal cerio al lutezio - iniziano a riempirsi F- sottolivello del 4° livello. Questi elementi sono tutti inclusi in una cella della tabella, e sotto c'è una serie espansa di questi elementi, chiamati lantanidi.

A partire dal 72° elemento - afnio - fino all'80° elemento - mercurio, il riempimento di elettroni continua 5 D- sottolivello, e il periodo termina, come al solito, con sei elementi (dal tallio al radon), nei cui atomi è pieno di elettroni R-sottolivello del livello esterno, sesto. Questo è il periodo più grande, inclusi 32 elementi.

Negli atomi degli elementi del settimo periodo, incompleto, si vede lo stesso ordine di riempimento dei sottolivelli, come sopra descritto. Consentiamo agli studenti di scrivere formule elettroniche di atomi di elementi del 5° - 7° periodo, tenendo conto di quanto detto sopra.

Nota:In qualche aiuti per l'insegnamentoè consentito un diverso ordine di scrittura delle formule elettroniche degli atomi degli elementi: non nell'ordine in cui sono riempite, ma secondo il numero di elettroni indicato nella tabella ad ogni livello energetico. Ad esempio, la formula elettronica di un atomo di arsenico può assomigliare a: As 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3 .

Configurazione elettronica un atomo è una rappresentazione numerica dei suoi orbitali elettronici. Gli orbitali elettronici sono aree varie forme, situato attorno al nucleo atomico, in cui l'elettrone è matematicamente probabile. La configurazione elettronica aiuta a dire rapidamente e facilmente al lettore quanti orbitali di elettroni ha un atomo, oltre a determinare il numero di elettroni in ciascun orbitale. Dopo aver letto questo articolo, padroneggerai il metodo di compilazione delle configurazioni elettroniche.

Passi

Distribuzione degli elettroni utilizzando il sistema periodico di D. I. Mendeleev

Trova il numero atomico del tuo atomo. Ad ogni atomo è associato un certo numero di elettroni. Trova il simbolo del tuo atomo nella tavola periodica. Un numero atomico è un numero intero numero positivo, partendo da 1 (per l'idrogeno) e aumentando di uno per ogni atomo successivo. Il numero atomico è il numero di protoni in un atomo, e quindi è anche il numero di elettroni in un atomo con carica zero.

Determina la carica di un atomo. Gli atomi neutri avranno lo stesso numero di elettroni mostrato nella tavola periodica. Tuttavia, gli atomi carichi avranno più o meno elettroni, a seconda dell'entità della loro carica. Se stai lavorando con un atomo carico, aggiungi o sottrai elettroni come segue: aggiungi un elettrone per ogni carica negativa e sottrai uno per ogni carica positiva.

• Ad esempio, un atomo di sodio con una carica di -1 avrà un elettrone in più Inoltre al suo numero atomico base di 11. In altre parole, un atomo avrà 12 elettroni in totale.
• Se noi stiamo parlando circa un atomo di sodio con una carica di +1, un elettrone deve essere sottratto dal numero atomico di base 11. Quindi l'atomo avrà 10 elettroni.

1. Memorizza l'elenco di base degli orbitali. Man mano che il numero di elettroni aumenta in un atomo, essi riempiono i vari sottolivelli del guscio elettronico dell'atomo secondo una certa sequenza. Ogni sottolivello del guscio elettronico, una volta riempito, contiene un numero pari di elettroni. Sono presenti i seguenti sottolivelli:

   Comprendi il record configurazione elettronica. Le configurazioni elettroniche sono scritte per riflettere chiaramente il numero di elettroni in ciascun orbitale. Gli orbitali sono scritti in sequenza, con il numero di atomi in ciascun orbitale scritto come apice a destra del nome dell'orbitale. La configurazione elettronica completata ha la forma di una sequenza di designazioni di sottolivello e apici.

   • Ecco, ad esempio, la configurazione elettronica più semplice: 1s 2 2s 2 2p 6 . Questa configurazione mostra che ci sono due elettroni nel sottolivello 1s, due elettroni nel sottolivello 2s e sei elettroni nel sottolivello 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elettroni in totale. Questa è la configurazione elettronica dell'atomo neutro del neon (il numero atomico del neon è 10).

2. Ricorda l'ordine degli orbitali. Tieni presente che gli orbitali degli elettroni sono numerati in ordine crescente di numero di guscio di elettroni, ma disposti in ordine crescente di energia. Ad esempio, un orbitale 4s 2 pieno ha meno energia (o meno mobilità) di un 3d 10 parzialmente pieno o pieno, quindi l'orbitale 4s viene scritto per primo. Una volta che conosci l'ordine degli orbitali, puoi facilmente riempirli in base al numero di elettroni nell'atomo. L'ordine di riempimento degli orbitali è il seguente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • La configurazione elettronica di un atomo in cui sono riempiti tutti gli orbitali avrà la seguente forma: 10 7p 6
   • Si noti che la notazione precedente, quando tutte le orbite sono piene, è la configurazione elettronica dell'elemento Uuo (ununoctium) 118, l'atomo con il numero più alto nella tavola periodica. Pertanto, questa configurazione elettronica contiene tutti i sottolivelli elettronici attualmente conosciuti di un atomo con carica neutra.

3. Compila gli orbitali in base al numero di elettroni nel tuo atomo. Ad esempio, se vogliamo scrivere la configurazione elettronica di un atomo di calcio neutro, dobbiamo iniziare cercando il suo numero atomico nella tavola periodica. Il suo numero atomico è 20, quindi scriveremo la configurazione di un atomo con 20 elettroni secondo l'ordine sopra.

   • Compila gli orbitali nell'ordine precedente fino a raggiungere il ventesimo elettrone. Il primo orbitale 1s avrà due elettroni, anche l'orbitale 2s ne avrà due, l'orbitale 2p ne avrà sei, l'orbitale 3s ne avrà due, l'orbitale 3p ne avrà 6 e l'orbitale 4s ne avrà 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) In altre parole, la configurazione elettronica del calcio ha la forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Si noti che gli orbitali sono in ordine crescente di energia. Ad esempio, quando sei pronto per passare al 4° livello di energia, scrivi prima l'orbitale 4s e Poi 3d. Dopo il quarto livello di energia, si passa al quinto, dove si ripete lo stesso ordine. Questo accade solo dopo il terzo livello di energia.

4. Usa la tavola periodica come spunto visivo. Probabilmente avrai già notato che la forma della tavola periodica corrisponde all'ordine dei sottolivelli elettronici nelle configurazioni elettroniche. Ad esempio, gli atomi nella seconda colonna da sinistra terminano sempre con "s 2 ", mentre gli atomi sul bordo destro della sottile sezione centrale terminano sempre con "d 10 ", e così via. Usa la tavola periodica come guida visiva per scrivere le configurazioni, poiché l'ordine in cui aggiungi gli orbitali corrisponde alla tua posizione nella tabella. Vedi sotto:

   • In particolare, le due colonne più a sinistra contengono atomi le cui configurazioni elettroniche terminano in orbitali s, il blocco di destra della tabella contiene atomi le cui configurazioni terminano in orbitali p, e in basso gli atomi terminano in orbitali f.
   • Ad esempio, quando annoti la configurazione elettronica del cloro, pensa così: "Questo atomo si trova nella terza riga (o "periodo") della tavola periodica. Si trova anche nel quinto gruppo del blocco orbitale p della tavola periodica. Pertanto, la sua configurazione elettronica terminerà con...3p 5
   • Si noti che gli elementi nelle regioni orbitali d e f della tabella hanno livelli di energia che non corrispondono al periodo in cui si trovano. Ad esempio, la prima riga di un blocco di elementi con orbitali d corrisponde a orbitali 3d, sebbene si trovi nel 4° periodo, e la prima riga di elementi con orbitali f corrisponde all'orbitale 4f, nonostante sia si trova nel 6° periodo.

5. Impara le abbreviazioni per scrivere lunghe configurazioni elettroniche. Vengono chiamati gli atomi sul lato destro della tavola periodica gas nobili. Questi elementi sono chimicamente molto stabili. Per abbreviare il processo di scrittura di lunghe configurazioni elettroniche, scrivi semplicemente tra parentesi quadre il simbolo chimico del gas nobile più vicino con meno elettroni del tuo atomo, e poi continua a scrivere la configurazione elettronica dei successivi livelli orbitali. Vedi sotto:

   • Per comprendere questo concetto, sarà utile scrivere una configurazione di esempio. Scriviamo la configurazione dello zinco (numero atomico 30) usando l'abbreviazione del gas nobile. La configurazione completa dello zinco è la seguente: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Tuttavia, vediamo che 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 è la configurazione elettronica dell'argon, un gas nobile. Basta sostituire la parte di configurazione elettronica dello zinco con il simbolo chimico dell'argon tra parentesi quadre (.)
   • Quindi, la configurazione elettronica dello zinco, scritta in forma abbreviata, è: 4s 2 3d 10 .
   • Nota che se stai scrivendo la configurazione elettronica di un gas nobile, diciamo argon, non puoi scrivere! Bisogna usare l'abbreviazione del gas nobile davanti a questo elemento; per argon sarà neon ().

   Utilizzo della tavola periodica ADOMAH

   1. Padroneggia la tavola periodica ADOMAH. Questo metodo i record della configurazione elettronica non richiedono la memorizzazione, tuttavia richiedono la presenza di una tavola periodica convertita, poiché in tavolo tradizionale Mendeleev, a partire da quarto periodo, il numero del periodo non corrisponde al guscio elettronico. Trova la tavola periodica ADOMAH, un tipo speciale di tavola periodica ideata dallo scienziato Valery Zimmerman. È facile da trovare con una breve ricerca su Internet.

      • Nella tavola periodica ADOMAH, le righe orizzontali rappresentano gruppi di elementi come alogeni, gas nobili, metalli alcalini, metalli alcalino terrosi, ecc. Le colonne verticali corrispondono ai livelli elettronici e alle cosiddette "cascate" (linee diagonali che collegano blocchi s,p,d e f) corrispondono a periodi.
      • L'elio viene spostato nell'idrogeno, poiché entrambi questi elementi sono caratterizzati da un orbitale 1s. I blocchi di periodo (s,p,d e f) sono mostrati sul lato destro ei numeri di livello sono riportati in basso. Gli elementi sono rappresentati in caselle numerate da 1 a 120. Questi numeri sono i soliti numeri atomici che rappresentano totale elettroni in un atomo neutro.

   2. Trova il tuo atomo nella tabella ADOMAH. Per scrivere la configurazione elettronica di un elemento, trova il suo simbolo nella tavola periodica ADOMAH e cancella tutti gli elementi con un numero atomico più alto. Ad esempio, se devi annotare la configurazione elettronica dell'erbio (68), cancella tutti gli elementi da 69 a 120.

      • Presta attenzione ai numeri da 1 a 8 alla base del tavolo. Questi sono i numeri di livello elettronico, o numeri di colonna. Ignora le colonne che contengono solo elementi barrati. Per l'erbio rimangono le colonne con i numeri 1,2,3,4,5 e 6.

   3. Conta i sottolivelli orbitali fino al tuo elemento. Osservando i simboli dei blocchi mostrati a destra della tabella (s, p, d e f) e i numeri delle colonne mostrati in basso, ignorare le linee diagonali tra i blocchi e suddividere le colonne in colonne-blocchi, elencandole in ordine dal basso verso l'alto. E ancora, ignora i blocchi in cui sono cancellati tutti gli elementi. Scrivi i blocchi di colonna partendo dal numero di colonna seguito dal simbolo del blocco, quindi: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (per l'erbio).

      • Nota: la suddetta configurazione elettronica Er è scritta in ordine crescente del numero di sottolivello elettronico. Può anche essere scritto nell'ordine in cui sono riempiti gli orbitali. Per fare ciò, segui le cascate dal basso verso l'alto, non le colonne, quando scrivi blocchi di colonne: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Contare gli elettroni per ogni sottolivello elettronico. Conta gli elementi in ogni blocco di colonna che non sono stati barrati attaccando un elettrone da ciascun elemento e scrivi il loro numero accanto al simbolo del blocco per ogni blocco di colonna come segue: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Nel nostro esempio, questa è la configurazione elettronica dell'erbio.

   5. Prestare attenzione alle configurazioni elettroniche errate. Esistono diciotto eccezioni tipiche relative alle configurazioni elettroniche degli atomi nello stato energetico più basso, chiamato anche stato energetico fondamentale. Non obbediscono alla regola generale solo nelle ultime due o tre posizioni occupate dagli elettroni. In questo caso, la configurazione elettronica attuale presuppone che gli elettroni si trovino in uno stato di energia inferiore rispetto alla configurazione standard dell'atomo. Gli atomi di eccezione includono:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); N.B(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Do(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Gi(..., 6d2, 7s2); papà(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) e cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Per trovare il numero atomico di un atomo quando è scritto in forma elettronica, basta sommare tutti i numeri che seguono le lettere (s, p, d ed f). Funziona solo per atomi neutri, se hai a che fare con uno ione non funzionerà: dovrai aggiungere o sottrarre il numero di elettroni extra o persi.
   • Il numero che segue la lettera è un apice, non commettere errori nel controllo.
   • Il sottolivello "stabilità di un mezzo pieno" non esiste. Questa è una semplificazione. Qualsiasi stabilità relativa ai sottolivelli "mezzi pieni" è dovuta al fatto che ogni orbitale è occupato da un elettrone, quindi la repulsione tra gli elettroni è ridotta al minimo.
   • Ogni atomo tende a uno stato stabile e le configurazioni più stabili hanno riempito i sottolivelli s e p (s2 e p6). I gas nobili hanno questa configurazione, quindi reagiscono raramente e si trovano a destra nella tavola periodica. Pertanto, se una configurazione termina in 3p 4 , allora ha bisogno di due elettroni per raggiungere uno stato stabile (ci vuole più energia per perderne sei, compresi gli elettroni di livello s, quindi quattro è più facile da perdere). E se la configurazione termina in 4d 3 , allora deve perdere tre elettroni per raggiungere uno stato stabile. Inoltre, i sottolivelli riempiti a metà (s1, p3, d5..) sono più stabili rispetto, ad esempio, a p4 o p2; tuttavia, s2 e p6 saranno ancora più stabili.
   • Quando hai a che fare con uno ione, significa che il numero di protoni non è uguale al numero di elettroni. La carica dell'atomo in questo caso verrà mostrata in alto a destra (solitamente) del simbolo chimico. Pertanto, un atomo di antimonio con una carica di +2 ha la configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Nota che 5p 3 è cambiato in 5p 1 . Fai attenzione quando la configurazione di un atomo neutro termina a sottolivelli diversi da s e p. Quando prendi gli elettroni, puoi prenderli solo dagli orbitali di valenza (orbitali s e p). Pertanto, se la configurazione termina con 4s 2 3d 7 e l'atomo riceve +2 di carica, allora la configurazione terminerà con 4s 0 3d 7 . Si prega di notare che 3d 7 Non cambia, invece gli elettroni dell'orbitale s vengono persi.
   • Ci sono condizioni in cui un elettrone è costretto a "passare a un livello di energia superiore". Quando a un sottolivello manca un elettrone per essere mezzo o pieno, prendi un elettrone dal sottolivello s o p più vicino e spostalo nel sottolivello che necessita di un elettrone.
   • Ci sono due opzioni per scrivere una configurazione elettronica. Possono essere scritti in ordine crescente dei numeri dei livelli di energia o nell'ordine in cui sono riempiti gli orbitali degli elettroni, come è stato mostrato sopra per l'erbio.
   • Puoi anche scrivere la configurazione elettronica di un elemento scrivendo solo la configurazione di valenza, che è l'ultimo sottolivello s e p. Pertanto, la configurazione di valenza dell'antimonio sarà 5s 2 5p 3 .
   • Gli ioni non sono la stessa cosa. È molto più difficile con loro. Salta due livelli e segui lo stesso schema a seconda di dove hai iniziato e quanto è alto il numero di elettroni.

La struttura dei gusci elettronici degli atomi degli elementi dei primi quattro periodi: $s-$, $p-$ e $d-$elementi. La configurazione elettronica dell'atomo. Stati fondamentali ed eccitati degli atomi

Il concetto di atomo sorse nel mondo antico per designare le particelle della materia. In greco atomo significa "indivisibile".

Elettroni

Il fisico irlandese Stoney, sulla base di esperimenti, è giunto alla conclusione che l'elettricità è trasportata dalle particelle più piccole che esistono negli atomi di tutti elementi chimici. In $ 1891 $, Stoney ha proposto di chiamare queste particelle elettroni, che in greco significa "ambra".

Pochi anni dopo che l'elettrone ha preso il nome, il fisico inglese Joseph Thomson e il fisico francese Jean Perrin hanno dimostrato che gli elettroni hanno una carica negativa. Questa è la più piccola carica negativa, che in chimica è presa come unità $(–1)$. Thomson è persino riuscito a determinare la velocità dell'elettrone (è uguale alla velocità della luce - $ 300.000 $ km/s) e la massa dell'elettrone (è $ 1836 $ volte inferiore alla massa dell'atomo di idrogeno).

Thomson e Perrin hanno collegato i poli di una sorgente di corrente con due piastre metalliche: un catodo e un anodo, saldate in un tubo di vetro, da cui è stata evacuata l'aria. Quando una tensione di circa 10 mila volt è stata applicata alle piastre degli elettrodi, una scarica luminosa è balenata nel tubo e le particelle sono volate dal catodo (polo negativo) all'anodo (polo positivo), che gli scienziati hanno inizialmente chiamato raggi catodici, e poi ha scoperto che si trattava di un flusso di elettroni. Gli elettroni, colpendo sostanze speciali applicate, ad esempio, a uno schermo televisivo, provocano un bagliore.

La conclusione è stata fatta: gli elettroni sfuggono agli atomi del materiale di cui è costituito il catodo.

Gli elettroni liberi o il loro flusso possono essere ottenuti anche in altri modi, ad esempio riscaldando un filo metallico o facendo cadere la luce su metalli formati da elementi del sottogruppo principale del gruppo I della tavola periodica (ad esempio il cesio).

Lo stato degli elettroni in un atomo

Lo stato di un elettrone in un atomo è inteso come un insieme di informazioni su energia elettrone specifico in spazio in cui si trova. Sappiamo già che un elettrone in un atomo non ha una traiettoria di movimento, cioè può solo parlare probabilità trovandolo nello spazio attorno al nucleo. Può trovarsi in qualsiasi parte di questo spazio che circonda il nucleo e la totalità delle sue varie posizioni è considerata come una nuvola di elettroni con una certa densità di carica negativa. In senso figurato, questo può essere immaginato come segue: se fosse possibile fotografare la posizione di un elettrone in un atomo in centesimi o milionesimi di secondo, come in un fotofinish, allora l'elettrone in tali fotografie sarebbe rappresentato come un punto. La sovrapposizione di innumerevoli fotografie di questo tipo risulterebbe in un'immagine di una nuvola di elettroni con la densità più alta dove si trova la maggior parte di questi punti.

La figura mostra un "taglio" di tale densità elettronica in un atomo di idrogeno che passa attraverso il nucleo, e una sfera è delimitata da una linea tratteggiata, all'interno della quale la probabilità di trovare un elettrone è $90%$. Il contorno più vicino al nucleo copre la regione dello spazio in cui la probabilità di trovare un elettrone è $10%$, la probabilità di trovare un elettrone all'interno del secondo contorno dal nucleo è $20%$, all'interno del terzo - $≈30 %$, ecc. C'è qualche incertezza nello stato dell'elettrone. Per caratterizzare questo stato speciale, il fisico tedesco W. Heisenberg ha introdotto il concetto di principio di indeterminazione, cioè. ha dimostrato che è impossibile determinare contemporaneamente ed esattamente l'energia e la posizione dell'elettrone. Quanto più accuratamente viene determinata l'energia di un elettrone, tanto più incerta è la sua posizione, e viceversa, avendo determinato la posizione, è impossibile determinare l'energia dell'elettrone. La regione di probabilità di rilevamento degli elettroni non ha confini chiari. Tuttavia, è possibile individuare lo spazio in cui la probabilità di trovare un elettrone è massima.

Lo spazio attorno al nucleo atomico, in cui è più probabile che si trovi l'elettrone, è chiamato orbitale.

Contiene circa il 90%$ della nuvola di elettroni, il che significa che circa il 90%$ del tempo in cui l'elettrone si trova in questa parte dello spazio. Secondo la forma, si distinguono $4$ di tipi di orbitali attualmente conosciuti, che sono indicati dalle lettere latine $s, p, d$ e $f$. Immagine grafica alcune forme di orbitali elettronici sono mostrate in figura.

La caratteristica più importante del moto di un elettrone in una certa orbita è l'energia della sua connessione con il nucleo. Elettroni con valori energetici simili formano un singolo strato elettronico, O livello di energia. I livelli energetici sono numerati a partire dal nucleo: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ e $7$.

Un numero intero $n$ che denota il numero del livello di energia è chiamato numero quantico principale.

Caratterizza l'energia degli elettroni che occupano un dato livello di energia. Gli elettroni del primo livello energetico, più vicini al nucleo, hanno l'energia più bassa. Rispetto agli elettroni del primo livello, gli elettroni dei livelli successivi sono caratterizzati da una grande quantità di energia. Di conseguenza, gli elettroni del livello esterno sono i meno fortemente legati al nucleo dell'atomo.

Il numero di livelli di energia (strati elettronici) in un atomo è uguale al numero del periodo nel sistema di D. I. Mendeleev, a cui appartiene l'elemento chimico: gli atomi degli elementi del primo periodo hanno un livello di energia; il secondo periodo - due; settimo periodo - sette.

Il maggior numero di elettroni nel livello di energia è determinato dalla formula:

dove $N$ è il numero massimo di elettroni; $n$ è il numero di livello, o il numero quantico principale. Di conseguenza: il primo livello energetico più vicino al nucleo non può contenere più di due elettroni; sul secondo - non più di $8$; sul terzo - non più di $ 18 $; il quarto - non più di $ 32 $. E come, a loro volta, sono disposti i livelli energetici (strati elettronici)?

A partire dal secondo livello energetico $(n = 2)$, ciascuno dei livelli è suddiviso in sottolivelli (sottostrati), leggermente diversi tra loro per l'energia di legame con il nucleo.

Il numero di sottolivelli è uguale al valore del numero quantico principale: il primo livello di energia ha un sottolivello; il secondo - due; terzo - tre; il quarto è quattro. I sottolivelli, a loro volta, sono formati da orbitali.

Ogni valore di $n$ corrisponde al numero di orbitali pari a $n^2$. Secondo i dati presentati nella tabella, è possibile tracciare la relazione tra il numero quantico principale $n$ e il numero di sottolivelli, il tipo e il numero di orbitali e il numero massimo di elettroni per sottolivello e livello.

Numero quantico principale, tipi e numero di orbitali, numero massimo di elettroni a sottolivelli e livelli.

Livello di energia $(n)$	Numero di sottolivelli pari a $n$	Tipo orbitale	Numero di orbitali		Numero massimo di elettroni
			nel sottolivello	in livello pari a $n^2$	nel sottolivello	ad un livello pari a $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$ 2$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$ 2p $	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$ 3 $	$1$	$9$	$2$	$18$
		$ 3p $	$3$		$6$
		$ 3d $	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$ 4$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$ 4p $	$3$		$6$
		$ 4d $	$5$		$10$
		$ 4 f $	$7$		$14$

È consuetudine designare i sottolivelli in lettere latine, così come la forma degli orbitali di cui sono costituiti: $s, p, d, f$. COSÌ:

• $s$-sottolivello - il primo sottolivello di ogni livello energetico più vicino al nucleo atomico, è costituito da un $s$-orbitale;
• $p$-sottolivello - il secondo sottolivello di ciascuno, ad eccezione del primo, livello energetico, consiste di tre $p$-orbitali;
• $d$-sottolivello - il terzo sottolivello di ciascuno, a partire dal terzo livello di energia, è costituito da cinque $d$-orbitali;
• Il sottolivello $f$ di ciascuno, a partire dal quarto livello energetico, consiste di sette orbitali $f$.

nucleo dell'atomo

Ma non solo gli elettroni fanno parte degli atomi. Il fisico Henri Becquerel ha scoperto che anche un minerale naturale contenente sale di uranio emette radiazioni sconosciute, illuminando pellicole fotografiche chiuse alla luce. Questo fenomeno è stato chiamato radioattività.

Esistono tre tipi di raggi radioattivi:

1. $α$-raggi, che consistono in $α$-particelle aventi una carica $2$ volte maggiore della carica di un elettrone, ma con segno positivo, e una massa $4$ volte maggiore della massa di un atomo di idrogeno;
2. I raggi $β$ sono un flusso di elettroni;
3. I raggi $γ$ sono onde elettromagnetiche con una massa trascurabile che non portano carica elettrica.

Di conseguenza, l'atomo ha una struttura complessa: consiste in un nucleo ed elettroni caricati positivamente.

Come è organizzato l'atomo?

Nel 1910 a Cambridge, vicino a Londra, Ernest Rutherford con i suoi studenti e colleghi studiò la dispersione di particelle $α$ che passavano attraverso una sottile lamina d'oro e cadevano su uno schermo. Le particelle alfa di solito deviavano dalla direzione originale di un solo grado, confermando, sembrerebbe, l'uniformità e l'uniformità delle proprietà degli atomi d'oro. E improvvisamente i ricercatori hanno notato che alcune particelle $α$ hanno cambiato bruscamente la direzione del loro percorso, come se incontrassero una sorta di ostacolo.

Posizionando lo schermo davanti al foglio, Rutherford è stato in grado di rilevare anche quei rari casi in cui le particelle $α$, riflesse dagli atomi d'oro, volavano nella direzione opposta.

I calcoli hanno mostrato che i fenomeni osservati potrebbero verificarsi se l'intera massa dell'atomo e tutto il suo Carica positiva erano concentrati in un minuscolo nucleo centrale. Il raggio del nucleo, come si è scoperto, è 100.000 volte più piccolo del raggio dell'intero atomo, quella zona in cui ci sono gli elettroni che hanno una carica negativa. Se applichiamo un confronto figurativo, l'intero volume dell'atomo può essere paragonato allo stadio Luzhniki e il nucleo può essere paragonato a un pallone da calcio situato al centro del campo.

Un atomo di qualsiasi elemento chimico è paragonabile a un minuscolo sistema solare. Pertanto, un tale modello dell'atomo, proposto da Rutherford, è chiamato planetario.

Protoni e neutroni

Si scopre che il minuscolo nucleo atomico, in cui è concentrata l'intera massa dell'atomo, è costituito da particelle di due tipi: protoni e neutroni.

Protoni avere una carica uguale alla carica degli elettroni, ma di segno opposto $(+1)$, e una massa uguale alla massa di un atomo di idrogeno (è accettata in chimica come unità). I protoni sono indicati con $↙(1)↖(1)p$ (o $þ+$). Neutroni non portano carica, sono neutri e hanno una massa pari alla massa di un protone, cioè $1$. I neutroni sono indicati con $↙(0)↖(1)n$ (o $n^0$).

Protoni e neutroni sono chiamati collettivamente nucleoni(dal lat. nucleo- nucleo).

Viene chiamata la somma del numero di protoni e neutroni in un atomo numero di Massa. Ad esempio, il numero di massa di un atomo di alluminio:

Poiché la massa dell'elettrone, che è trascurabile, può essere trascurata, è ovvio che tutta la massa dell'atomo è concentrata nel nucleo. Gli elettroni sono indicati come segue: $e↖(-)$.

Poiché l'atomo è elettricamente neutro, è anche ovvio che che il numero di protoni ed elettroni in un atomo è lo stesso. È uguale al numero atomico dell'elemento chimico assegnatogli nella tavola periodica. Ad esempio, il nucleo di un atomo di ferro contiene $ 26 $ di protoni e $ 26 $ di elettroni ruotano attorno al nucleo. E come determinare il numero di neutroni?

Come sai, la massa di un atomo è la somma della massa di protoni e neutroni. Conoscendo il numero ordinale dell'elemento $(Z)$, cioè il numero di protoni e il numero di massa $(A)$, pari alla somma dei numeri di protoni e neutroni, puoi trovare il numero di neutroni $(N)$ usando la formula:

Ad esempio, il numero di neutroni in un atomo di ferro è:

$56 – 26 = 30$.

La tabella mostra le principali caratteristiche delle particelle elementari.

Caratteristiche fondamentali delle particelle elementari.

isotopi

Le varietà di atomi dello stesso elemento che hanno la stessa carica nucleare ma diverso numero di massa sono chiamate isotopi.

Parola isotopo consiste di due Parole greche:isos- lo stesso e topos- luogo, significa "occupare un posto" (cella) nel sistema periodico di elementi.

Gli elementi chimici presenti in natura sono una miscela di isotopi. Pertanto, il carbonio ha tre isotopi con una massa di $ 12, 13, 14 $; ossigeno - tre isotopi con una massa di $ 16, 17, 18 $, ecc.

Di solito dato nel sistema periodico, la massa atomica relativa di un elemento chimico è il valore medio delle masse atomiche di una miscela naturale di isotopi di un dato elemento, tenendo conto della loro abbondanza relativa in natura, quindi, i valori di le masse atomiche sono abbastanza spesso frazionarie. Ad esempio, gli atomi di cloro naturale sono una miscela di due isotopi: $ 35 $ (ci sono $ 75% $ in natura) e $ 37 $ (ci sono $ 25% $); pertanto, la massa atomica relativa del cloro è $ 35,5 $. Gli isotopi del cloro sono scritti come segue:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ e $↖(37)↙(17)(Cl)$

Le proprietà chimiche degli isotopi del cloro sono esattamente le stesse degli isotopi della maggior parte degli elementi chimici, come il potassio, l'argon:

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

Tuttavia, gli isotopi dell'idrogeno differiscono notevolmente nelle proprietà a causa del drammatico aumento della loro massa atomica relativa; ricevevano persino nomi individuali e segni chimici: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterio - $↖(2)↙(1)(H)$, o $↖(2)↙(1)(D)$; trizio - $↖(3)↙(1)(H)$, o $↖(3)↙(1)(T)$.

Ora è possibile dare una definizione moderna, più rigorosa e scientifica di elemento chimico.

Un elemento chimico è un insieme di atomi con la stessa carica nucleare.

La struttura dei gusci elettronici degli atomi degli elementi dei primi quattro periodi

Considera la mappatura delle configurazioni elettroniche degli atomi degli elementi in base ai periodi del sistema di D. I. Mendeleev.

Elementi del primo periodo.

Gli schemi della struttura elettronica degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni su strati elettronici (livelli di energia).

Le formule elettroniche degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni su livelli energetici e sottolivelli.

Le formule elettroniche grafiche degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni non solo in livelli e sottolivelli, ma anche in orbitali.

In un atomo di elio, il primo strato di elettroni è completo: ha $ 2 $ di elettroni.

L'idrogeno e l'elio sono elementi $s$, questi atomi hanno orbitali $s$ pieni di elettroni.

Elementi del secondo periodo.

Per tutti gli elementi del secondo periodo, il primo strato di elettroni è riempito e gli elettroni riempiono gli orbitali $s-$ e $p$ del secondo strato di elettroni secondo il principio della minima energia (prima $s$, poi $ p$) e le regole di Pauli e Hund.

Nell'atomo di neon, il secondo strato di elettroni è completo: ha $ 8 $ di elettroni.

Elementi del terzo periodo.

Per gli atomi degli elementi del terzo periodo, il primo e il secondo strato di elettroni sono completati, quindi il terzo strato di elettroni è riempito, in cui gli elettroni possono occupare i sottolivelli 3s, 3p e 3d.

La struttura dei gusci elettronici degli atomi degli elementi del terzo periodo.

Un orbitale elettronico da $ 3,5 $ è completato nell'atomo di magnesio. $Na$ e $Mg$ sono elementi $s$.

Per l'alluminio e gli elementi successivi, il sottolivello $3d$ è pieno di elettroni.

$↙(18)(Ar)$ Argon

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

In un atomo di argon, lo strato esterno (il terzo strato di elettroni) ha $ 8 $ di elettroni. Quando lo strato esterno è completato, ma in totale, nel terzo strato di elettroni, come già sai, possono esserci 18 elettroni, il che significa che gli elementi del terzo periodo hanno $3d$-orbitali lasciati vuoti.

Tutti gli elementi da $Al$ a $Ar$ - $p$ -elementi.

$s-$ e $r$ -elementi modulo principali sottogruppi nel sistema periodico.

Elementi del quarto periodo.

Gli atomi di potassio e calcio hanno un quarto strato di elettroni, il sottolivello $4s$ è pieno, perché ha meno energia del sottolivello $3d$. Per semplificare le formule elettroniche grafiche degli atomi degli elementi del quarto periodo:

1. indichiamo condizionalmente la formula elettronica grafica dell'argon come segue: $Ar$;
2. non rappresenteremo i sottolivelli che non sono riempiti per questi atomi.

$K, Ca$ - $s$ -elementi, inclusi nei principali sottogruppi. Per gli atomi da $Sc$ a $Zn$, il sottolivello 3d è pieno di elettroni. Questi sono $3d$-elementi. Sono inclusi in sottogruppi laterali, il loro strato di elettroni pre-esterno è riempito, sono indicati elementi di transizione.

Presta attenzione alla struttura dei gusci elettronici degli atomi di cromo e rame. In essi, un elettrone "cade" dal sottolivello $4s-$ al sottolivello $3d$, il che si spiega con la maggiore stabilità energetica delle risultanti configurazioni elettroniche $3d^5$ e $3d^(10)$:

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

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

Simbolo dell'elemento, numero di serie, nome	Schema della struttura elettronica	Formula elettronica	Formula elettronica grafica
$↙(19)(K)$ Potassio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Calcio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ o $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titanio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ o $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ o $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ o $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Cromo		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ o $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zinco		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ o $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gallio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ o $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Core)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ o $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Nell'atomo di zinco, il terzo strato di elettroni è completo: tutti i sottolivelli $3s, 3p$ e $3d$ sono riempiti, in totale ci sono $18$ di elettroni su di essi.

Negli elementi che seguono lo zinco, il quarto strato di elettroni, il sottolivello $4p$, continua ad essere riempito. Elementi da $Ga$ a $Kr$ - $r$ -elementi.

Lo strato esterno (quarto) di un atomo di krypton è completato, ha $ 8 $ di elettroni. Ma solo nel quarto strato di elettroni, come sapete, possono esserci $32$ di elettroni; l'atomo di krypton ha ancora sottolivelli $4d-$ e $4f$-non riempiti.

Gli elementi del quinto periodo riempiono i sottolivelli nel seguente ordine: $5s → 4d → 5р$. E ci sono anche eccezioni legate al "fallimento" degli elettroni, per $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ compaiono nel sesto e nel settimo periodo -elementi, cioè. elementi i cui sottolivelli $4f-$ e $5f$-del terzo strato elettronico esterno vengono riempiti, rispettivamente.

$ 4 f $ -elementi chiamato lantanidi.

$5f$ -elementi chiamato attinidi.

L'ordine di riempimento dei sottolivelli elettronici negli atomi degli elementi del sesto periodo: $↙(55)Cs$ e $↙(56)Ba$ - $6s$-elementi; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elemento; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementi; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementi; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elementi. Ma anche qui ci sono elementi in cui viene violato l'ordine di riempimento degli orbitali elettronici, che, ad esempio, è associato a una maggiore stabilità energetica di sottolivelli $f$ metà e completamente riempiti, ad es. $nf^7$ e $nf^(14)$.

A seconda di quale sottolivello dell'atomo è riempito di elettroni per ultimo, tutti gli elementi, come hai già capito, sono divisi in quattro famiglie elettroniche o blocchi:

1. $s$ -elementi; il sottolivello $s$ del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi $s$ includono idrogeno, elio ed elementi dei principali sottogruppi dei gruppi I e II;
2. $r$ -elementi; il sottolivello $p$ del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi $p$ includono elementi dei principali sottogruppi dei gruppi III-VIII;
3. $d$ -elementi; il sottolivello $d$ del livello preesterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi $d$ includono elementi di sottogruppi secondari dei gruppi I–VIII, cioè elementi di decadi intercalate di grandi periodi situati tra $s-$ e $p-$elementi. Sono anche chiamati elementi di transizione;
4. $f$ -elementi;$f-$il sottolivello del terzo livello dell'atomo esterno è pieno di elettroni; questi includono lantanidi e attinidi.

La configurazione elettronica dell'atomo. Stati fondamentali ed eccitati degli atomi

Lo ha stabilito il fisico svizzero W. Pauli in $1925$ Un atomo può avere al massimo due elettroni in un orbitale. avere spin opposti (antiparalleli) (tradotto dall'inglese come mandrino), cioè possedere tali proprietà che possono essere immaginate condizionatamente come la rotazione di un elettrone attorno al suo asse immaginario in senso orario o antiorario. Questo principio è chiamato il principio di Pauli.

Se c'è un elettrone in un orbitale, allora viene chiamato spaiato, se due, allora questo elettroni accoppiati, cioè. elettroni con spin opposto.

La figura mostra un diagramma della divisione dei livelli energetici in sottolivelli.

$s-$ Orbitale, come già sai, ha una forma sferica. L'elettrone dell'atomo di idrogeno $(n = 1)$ si trova su questo orbitale ed è spaiato. Secondo questo suo formula elettronica, O configurazione elettronica, si scrive così: $1s^1$. Nelle formule elettroniche, il numero del livello di energia è indicato dal numero davanti alla lettera $ (1 ...) $, Lettera latina denotano il sottolivello (tipo di orbitale) e il numero, che è scritto in alto a destra della lettera (come esponente), mostra il numero di elettroni nel sottolivello.

Per un atomo di elio He, che ha due elettroni accoppiati nello stesso orbitale $s-$, questa formula è: $1s^2$. Il guscio elettronico dell'atomo di elio è completo e molto stabile. L'elio è un gas nobile. Il secondo livello di energia $(n = 2)$ ha quattro orbitali, uno $s$ e tre $p$. Gli elettroni orbitali $s$ di secondo livello (orbitali $2s$) hanno un'energia maggiore, perché si trovano a una distanza maggiore dal nucleo rispetto agli elettroni dell'orbitale $1s$-$(n = 2)$. In generale, per ogni valore di $n$ esiste un $s-$orbitale, ma con una corrispondente quantità di energia elettronica su di esso e, quindi, con un diametro corrispondente, crescente come il valore di $n$.$s- $Orbital aumenta, come già sai, ha una forma sferica. L'elettrone dell'atomo di idrogeno $(n = 1)$ si trova su questo orbitale ed è spaiato. Pertanto, la sua formula elettronica, o configurazione elettronica, è scritta come segue: $1s^1$. Nelle formule elettroniche, il numero del livello di energia è indicato dal numero davanti alla lettera $ (1 ...) $, il sottolivello (tipo orbitale) è indicato dalla lettera latina e il numero che è scritto al a destra della lettera (come esponente) mostra il numero di elettroni nel sottolivello.

Per un atomo di elio $He$, che ha due elettroni accoppiati nello stesso $s-$orbitale, questa formula è: $1s^2$. Il guscio elettronico dell'atomo di elio è completo e molto stabile. L'elio è un gas nobile. Il secondo livello di energia $(n = 2)$ ha quattro orbitali, uno $s$ e tre $p$. Gli elettroni degli orbitali $s-$ di secondo livello (orbitali $2s$) hanno un'energia maggiore, perché si trovano a una distanza maggiore dal nucleo rispetto agli elettroni dell'orbitale $1s$-$(n = 2)$. In generale, per ogni valore di $n$ esiste un orbitale $s-$, ma con una corrispondente quantità di energia elettronica su di esso e, quindi, con un diametro corrispondente, crescente all'aumentare del valore di $n$.

$r-$ Orbitale Ha la forma di un manubrio, o volume otto. Tutti e tre gli orbitali $p$ si trovano nell'atomo reciprocamente perpendicolarmente lungo le coordinate spaziali disegnate attraverso il nucleo dell'atomo. Va sottolineato ancora una volta che ogni livello energetico (strato elettronico), a partire da $n= 2$, ha tre $p$-orbitali. All'aumentare del valore di $n$, gli elettroni occupano orbitali $p$ situati a grandi distanze dal nucleo e diretti lungo gli assi $x, y, z$.

Per gli elementi del secondo periodo $(n = 2)$, viene riempito prima un orbitale $s$ e poi tre orbitali $p$; formula elettronica $Li: 1s^(2)2s^(1)$. L'elettrone $2s^1$ è meno legato al nucleo atomico, quindi un atomo di litio può facilmente cederlo (come probabilmente ricorderai, questo processo è chiamato ossidazione), trasformandosi in uno ione di litio $Li^+$.

Nell'atomo di berillio Be, anche il quarto elettrone si trova nell'orbitale $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. I due elettroni esterni dell'atomo di berillio si staccano facilmente: $B^0$ viene ossidato nel catione $Be^(2+)$.

Il quinto elettrone dell'atomo di boro occupa l'orbitale $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Successivamente, vengono riempiti gli orbitali $2p$ degli atomi $C, N, O, F$, che terminano con il gas nobile neon: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Per gli elementi del terzo periodo, vengono riempiti rispettivamente gli orbitali $3s-$ e $3p$-. Restano liberi cinque orbitali $d$ del terzo livello:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

A volte, nei diagrammi che descrivono la distribuzione degli elettroni negli atomi, viene indicato solo il numero di elettroni a ciascun livello di energia, ad es. scrivere formule elettroniche abbreviate di atomi di elementi chimici, in contrasto con le formule elettroniche complete di cui sopra, ad esempio:

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

Per elementi di grande periodo (quarto e quinto), i primi due elettroni occupano rispettivamente $4s-$ e $5s$-orbitali: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. A partire dal terzo elemento di ciascuno lungo periodo, i successivi dieci elettroni andranno rispettivamente ai precedenti $3d-$ e $4d-$orbitali (per elementi di sottogruppi laterali): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Di norma, quando il precedente $d$-sottolivello è riempito, il $p-$sottolivello più esterno (rispettivamente $4p-$ e $5p-$) inizierà a riempirsi: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Per gli elementi di grandi periodi - il sesto e il settimo incompleto - i livelli elettronici e i sottolivelli sono riempiti di elettroni, di regola, come segue: i primi due elettroni entrano nel $s-$sottolivello esterno: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; l'elettrone successivo (per $La$ e $Ca$) al precedente sottolivello $d$: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ e $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Quindi i prossimi $14$ elettroni entreranno nel terzo livello di energia dall'esterno, rispettivamente negli orbitali $4f$ e $5f$ dei lantonidi e degli attinidi: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Quindi il secondo livello di energia dall'esterno ($d$-sottolivello) inizierà a ricostruirsi per gli elementi dei sottogruppi laterali: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. E, infine, solo dopo che il sottolivello $d$ sarà completamente riempito con dieci elettroni, il sottolivello $p$ sarà nuovamente riempito: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Molto spesso, la struttura dei gusci di elettroni degli atomi è rappresentata usando celle energetiche o quantistiche: scrivono il cosiddetto formule elettroniche grafiche. Per questo record viene utilizzata la seguente notazione: ogni cella quantistica è denotata da una cella che corrisponde a un orbitale; ogni elettrone è indicato da una freccia corrispondente alla direzione dello spin. Quando si scrive una formula elettronica grafica, è necessario ricordare due regole: Principio di Pauli, secondo cui una cellula (orbitale) non può avere più di due elettroni, ma con spin antiparallelo, e Regola di F. Hund, secondo cui gli elettroni occupano le celle libere prima uno alla volta e allo stesso tempo hanno lo stesso valore di spin, e solo allora si accoppiano, ma gli spin, secondo il principio di Pauli, saranno già diretti in senso opposto.

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 energia orbitale 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.

6.7. Elettroni esterni e di valenza, orbitali e sottolivelli

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 liberi 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. Scrivi le formule elettroniche di valenza di 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 a 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).

6.8. Sistematizzazione degli atomi secondo la struttura dei loro gusci elettronici

La sistematizzazione degli elementi chimici si basa sulla serie naturale degli elementi E principio di somiglianza dei gusci elettronici i loro atomi.
Conosci già la gamma naturale degli elementi chimici. 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 di fronte a 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.

6.9. Tavola a lungo periodo 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, il che è pienamente coerente con le sue proprietà (l'elio, come tutte le altre sostanze semplici formate da 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 ?

6.10. Tipi di formule elettroniche dell'atomo. L'algoritmo per la loro compilazione

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 del blocco di un atomo è composta da tre caratteri. 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 del blocco di un atomo è composta da sei caratteri:

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

	Formule elettroniche
		abbreviato	Valenza
	1S 2 2S 2 2P 3	2S 2 2P 3	2S 2 2P 3
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 5	3S 2 3P 5	3S 2 3P 5
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 5	4S 2 3D 5	4S 2 3D 5
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3	4S 2 4P 3	4S 2 4P 3
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6	4S 2 4P 6	4S 2 4P 6

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

№ operazioni	Operazione	Risultato
	Determina le coordinate dell'atomo nella tavola degli elementi.	Periodo 5, gruppo VIIA
	Scrivi la formula elettronica di valenza.	5S 2 5P 5
	Aggiungi i simboli degli elettroni interni nell'ordine in cui riempiono i sottolivelli.	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 5S 2 4D 10 5P 5
	Tenendo conto della diminuzione dell'energia di completamente riempito D- E F- sottolivelli, annotare la formula elettronica completa.
	Etichetta gli elettroni di valenza.	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6 4D 10 5S 2 5P 5
	Selezionare la configurazione elettronica del precedente atomo di gas nobile.
	Annotare la formula elettronica abbreviata, unendo tra parentesi quadre tutto non valente elettroni.	5S 2 5P 5

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) il quarto periodo del quarto gruppo A.
2. Fare formule elettroniche abbreviate di atomi di magnesio, fosforo, potassio, ferro, bromo e argon.

6.11. Breve tavola periodica degli elementi chimici

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 periodo 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 a lungo periodo riflette i modelli della struttura elettronica degli atomi, la somiglianza e i modelli dei cambiamenti nelle proprietà sostanze semplici e composti per gruppi di elementi, un cambiamento regolare in un numero di quantità fisiche che caratterizzano atomi, sostanze semplici e composti in tutto il sistema di elementi e molto altro. 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?

6.12. Dimensioni degli atomi. Raggi orbitali

.

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?

6.13. Energia di ionizzazione di un atomo

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.

6.14. Energia di affinità elettronica

.

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?

6.15. La tendenza degli atomi a donare e guadagnare elettroni

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

Consideriamo ora quanti elettroni può cedere un atomo.
Primo reazioni chimiche un atomo può donare solo elettroni di valenza, poiché è energeticamente estremamente sfavorevole donare il resto. In secondo luogo, l'atomo dà "facilmente" (se inclinato) solo il primo elettrone, dà il secondo elettrone molto più difficile (2-3 volte), e il terzo ancora più difficile (4-5 volte). Così, un atomo può donare uno, due e, molto meno spesso, tre elettroni.
Quanti elettroni può accettare un atomo?
In primo luogo, nelle reazioni chimiche, un atomo può accettare elettroni solo ai sottolivelli di valenza. In secondo luogo, il rilascio di energia avviene solo quando il primo elettrone è attaccato (e questo non è sempre il caso). L'aggiunta di un secondo elettrone è sempre energeticamente sfavorevole, e ancor di più per un terzo. Tuttavia, un atomo può aggiungere uno, due e (molto raramente) tre elettroni, di regola, tanto quanto manca per riempire i suoi sottolivelli di valenza.
I costi energetici della ionizzazione degli atomi e del fissaggio di un secondo o terzo elettrone sono compensati dall'energia rilasciata durante la formazione dei legami chimici. 4. Come cambia il guscio elettronico degli atomi di potassio, calcio e scandio quando donano i loro elettroni? Fornisci le equazioni per il rinculo degli elettroni da parte degli atomi e le formule elettroniche abbreviate di atomi e ioni.
5. Come cambia il guscio elettronico degli atomi di cloro, zolfo e fosforo quando attaccano elettroni estranei? Fornisci le equazioni di addizione elettronica e le formule elettroniche abbreviate di atomi e ioni.
6. Usando l'Appendice 7, determina quale energia verrà rilasciata quando gli elettroni saranno attaccati a tutti gli atomi di sodio con una massa totale di 1 g.
7. Utilizzando l'Appendice 7, determinare quale energia deve essere spesa per staccare elettroni "extra" da 0,1 moli di ioni Br–?

La composizione dell'atomo.

Un atomo è composto da nucleo atomico E guscio elettronico.

Il nucleo di un atomo è formato da protoni ( p+) e neutroni ( N 0). La maggior parte degli atomi di idrogeno ha un singolo nucleo protonico.

Numero di protoni N(p+) è uguale alla carica nucleare ( z) e il numero ordinale dell'elemento nella serie naturale di elementi (e nel sistema periodico di elementi).

N(P +) = z

La somma del numero di neutroni N(N 0), denotato semplicemente dalla lettera N, e il numero di protoni z chiamato numero di Massa ed è contrassegnato dalla lettera UN.

UN = z + N

Il guscio elettronico di un atomo è costituito da elettroni che si muovono attorno al nucleo ( e -).

Numero di elettroni N(e-) nel guscio elettronico di un atomo neutro è uguale al numero di protoni z al suo centro.

La massa di un protone è approssimativamente uguale alla massa di un neutrone e 1840 volte la massa di un elettrone, quindi la massa di un atomo è praticamente uguale alla massa del nucleo.

La forma di un atomo è sferica. Il raggio del nucleo è circa 100.000 volte più piccolo del raggio dell'atomo.

Elemento chimico- tipo di atomi (insieme di atomi) con la stessa carica nucleare (con lo stesso numero di protoni nel nucleo).

Isotopo- un insieme di atomi di un elemento con lo stesso numero di neutroni nel nucleo (o un tipo di atomi con lo stesso numero di protoni e lo stesso numero di neutroni nel nucleo).

Diversi isotopi differiscono l'uno dall'altro nel numero di neutroni nei nuclei dei loro atomi.

Designazione di un singolo atomo o isotopo: (E - simbolo dell'elemento), ad esempio: .

La struttura del guscio elettronico dell'atomo

orbitale atomicoè lo stato di un elettrone in un atomo. Simbolo orbitale - . Ogni orbitale corrisponde a una nuvola di elettroni.

Gli orbitali degli atomi reali nello stato fondamentale (non eccitato) sono di quattro tipi: S, P, D E F.

nuvola elettronica- la parte di spazio in cui è possibile trovare un elettrone con una probabilità del 90 (o più) percento.

Nota: a volte i concetti di "orbitale atomico" e "nuvola elettronica" non vengono distinti, chiamandoli entrambi "orbitale atomico".

Il guscio elettronico di un atomo è stratificato. Strato elettronico formato da nuvole di elettroni della stessa dimensione. Orbitali di una forma di strato livello elettronico ("energetico")., le loro energie sono le stesse per l'atomo di idrogeno, ma diverse per gli altri atomi.

Gli orbitali dello stesso livello sono raggruppati in elettronico (energia) sottolivelli:
S- sottolivello (composto da uno S-orbitali), simbolo - .
P sottolivello (composto da tre P
D sottolivello (composto da cinque D-orbitali), simbolo - .
F sottolivello (composto da sette F-orbitali), simbolo - .

Le energie degli orbitali dello stesso sottolivello sono le stesse.

Quando si designano i sottolivelli, il numero del livello (livello elettronico) viene aggiunto al simbolo del sottolivello, ad esempio: 2 S, 3P, 5D significa S- sottolivello del secondo livello, P- sottolivello del terzo livello, D- sottolivello del quinto livello.

Il numero totale di sottolivelli in un livello è uguale al numero del livello N. Il numero totale di orbitali in un livello è N 2. Di conseguenza, numero totale anche le nuvole in uno strato N 2 .

Designazioni: - orbitale libero (senza elettroni), - orbitale con un elettrone spaiato, - orbitale con una coppia di elettroni (con due elettroni).

L'ordine in cui gli elettroni riempiono gli orbitali di un atomo è determinato da tre leggi della natura (le formulazioni sono date in modo semplificato):

1. Il principio della minima energia: gli elettroni riempiono gli orbitali in ordine crescente di energia degli orbitali.

2. Principio di Pauli - non ci possono essere più di due elettroni in un orbitale.

3. Regola di Hund: all'interno del sottolivello, gli elettroni riempiono prima gli orbitali liberi (uno alla volta) e solo dopo formano coppie di elettroni.

Il numero totale di elettroni nel livello elettronico (o nello strato elettronico) è 2 N 2 .

La distribuzione dei sottolivelli per energia è espressa di seguito (in ordine crescente di energia):

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

Visivamente, questa sequenza è espressa dal diagramma energetico:

La distribuzione degli elettroni di un atomo per livelli, sottolivelli e orbitali (la configurazione elettronica di un atomo) può essere rappresentata come una formula elettronica, un diagramma energetico o, più semplicemente, come un diagramma di strati elettronici ("diagramma elettronico") .

Esempi della struttura elettronica degli atomi:

elettroni di valenza- elettroni di un atomo che possono prendere parte alla formazione di legami chimici. Per ogni atomo, questi sono tutti gli elettroni esterni più quegli elettroni pre-esterni la cui energia è maggiore di quella di quelli esterni. Ad esempio: l'atomo di Ca ha 4 elettroni esterni S 2, sono anche valenza; l'atomo di Fe ha elettroni esterni - 4 S 2 ma ne ha 3 D 6, quindi l'atomo di ferro ha 8 elettroni di valenza. La formula elettronica di valenza dell'atomo di calcio è 4 S 2 e atomi di ferro - 4 S 2 3D 6 .

Sistema periodico di elementi chimici di D. I. Mendeleev
(sistema naturale di elementi chimici)

Legge periodica degli elementi chimici(formulazione moderna): proprietà degli elementi chimici, nonché semplici e sostanze complesse, formati da loro, sono in una dipendenza periodica dal valore della carica dai nuclei atomici.

Sistema periodico- espressione grafica della legge periodica.

Gamma naturale di elementi chimici- un numero di elementi chimici, disposti secondo l'aumento del numero di protoni nei nuclei dei loro atomi, o, ciò che è lo stesso, secondo l'aumento delle cariche dei nuclei di questi atomi. Il numero di serie di un elemento in questa serie è uguale al numero di protoni nel nucleo di qualsiasi atomo di questo elemento.

La tavola degli elementi chimici è costruita "tagliando" la serie naturale degli elementi chimici periodi(righe orizzontali della tabella) e raggruppamenti (colonne verticali della tabella) di elementi con una struttura elettronica simile agli atomi.

A seconda di come gli elementi sono combinati in gruppi, può essere una tabella lungo periodo(gli elementi con lo stesso numero e tipo di elettroni di valenza sono raccolti in gruppi) e a breve termine(gli elementi con lo stesso numero di elettroni di valenza sono raccolti in gruppi).

I gruppi della tavola di breve periodo sono divisi in sottogruppi ( principale E effetti collaterali), coincidente con i gruppi della tavola dei periodi lunghi.

Tutti gli atomi di elementi dello stesso periodo hanno lo stesso numero di strati di elettroni, pari al numero del periodo.

Il numero di elementi nei periodi: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. La maggior parte degli elementi dell'ottavo periodo sono stati ottenuti artificialmente, gli ultimi elementi di questo periodo non sono ancora stati sintetizzati. Tutti i periodi tranne il primo iniziano con un elemento formante un metallo alcalino (Li, Na, K, ecc.) e terminano con un elemento formante un gas nobile (He, Ne, Ar, Kr, ecc.).

Nella tabella del periodo breve - otto gruppi, ciascuno dei quali è diviso in due sottogruppi (principale e secondario), nella tabella del periodo lungo - sedici gruppi, che sono numerati in numeri romani con le lettere A o B, ad esempio: IA, IIIB, VIA, VIIB. Il gruppo IA della tavola di lungo periodo corrisponde al sottogruppo principale del primo gruppo della tavola di breve periodo; gruppo VIIB - sottogruppo secondario del settimo gruppo: il resto - allo stesso modo.

Le caratteristiche degli elementi chimici cambiano naturalmente in gruppi e periodi.

In periodi (con numero di serie crescente)

• la carica nucleare aumenta
• il numero di elettroni esterni aumenta,
• il raggio degli atomi diminuisce,
• aumenta la forza di legame degli elettroni con il nucleo (energia di ionizzazione),
• l'elettronegatività aumenta.
• le proprietà ossidanti delle sostanze semplici sono migliorate ("non-metallicità"),
• le proprietà riducenti delle sostanze semplici ("metallicità") si indeboliscono,
• indebolisce il carattere basico degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi,
• aumenta il carattere acido degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi.

A gruppi (con numero di serie crescente)

• la carica nucleare aumenta
• il raggio degli atomi aumenta (solo nei gruppi A),
• la forza del legame tra gli elettroni e il nucleo diminuisce (energia di ionizzazione; solo nei gruppi A),
• l'elettronegatività diminuisce (solo nei gruppi A),
• indebolire le proprietà ossidanti delle sostanze semplici ("non-metallicità"; solo nei gruppi A),
• le proprietà riducenti delle sostanze semplici sono migliorate ("metallicità"; solo nei gruppi A),
• aumenta il carattere basico degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi (solo nei gruppi A),
• la natura acida degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi si indebolisce (solo nei gruppi A),
• la stabilità dei composti dell'idrogeno diminuisce (la loro attività riducente aumenta; solo nei gruppi A).

Compiti e test sull'argomento "Argomento 9. "La struttura dell'atomo. Legge periodica e sistema periodico di elementi chimici di D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Legge periodica - Legge periodica e struttura degli atomi Grado 8–9
  Dovresti sapere: le leggi del riempimento degli orbitali con gli elettroni (principio di minima energia, principio di Pauli, regola di Hund), la struttura del sistema periodico di elementi.

  Dovresti essere in grado di: determinare la composizione di un atomo dalla posizione di un elemento nel sistema periodico e, viceversa, trovare un elemento nel sistema periodico, conoscendone la composizione; rappresentare il diagramma della struttura, la configurazione elettronica di un atomo, ione e, al contrario, determinare la posizione di un elemento chimico nel PSCE dal diagramma e dalla configurazione elettronica; caratterizzare l'elemento e le sostanze che forma in base alla sua posizione nella PSCE; determinare i cambiamenti nel raggio degli atomi, le proprietà degli elementi chimici e le sostanze che formano entro un periodo e un sottogruppo principale del sistema periodico.

  Esempio 1 Determina il numero di orbitali nel terzo livello elettronico. Cosa sono questi orbitali?
  Per determinare il numero di orbitali, usiamo la formula N orbitali = N 2, dove N- numero di livello. N orbitali = 3 2 = 9. Uno 3 S-, tre 3 P- e cinque 3 D-orbitali.

  Esempio 2 Determina l'atomo di quale elemento ha la formula elettronica 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Per determinare quale elemento è, devi scoprire il suo numero di serie, che è uguale al numero totale di elettroni nell'atomo. In questo caso: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Questo è alluminio.

  Dopo esserti assicurato che tutto ciò di cui hai bisogno sia stato appreso, procedi alle attività. Vi auguriamo successo.

  
  Letteratura consigliata:
  • O. S. Gabrielyan e altri Chimica, 11a elementare. M., Otarda, 2002;
  • GE Rudzitis, FG Feldman. Chimica 11 cellule. M., Educazione, 2001.