유황의 전자 공식은 0입니다. 화학 원소 원자의 전자 구성 - Knowledge Hypermarket

6.6. 크롬, 구리 및 기타 원소 원자의 전자 구조 특징

부록 4를 자세히 살펴보면 일부 원소의 원자에 대해 궤도를 전자로 채우는 순서가 위반되었음을 알 수 있습니다. 때때로 이러한 위반을 "예외"라고 부르지만 이것은 사실이 아닙니다. 자연의 법칙에는 예외가 없습니다!

이러한 위반이 있는 첫 번째 요소는 크롬입니다. 전자 구조를 더 자세히 살펴보겠습니다(그림 6.16 ㅏ). 크롬 원자는 4 에스-하위 수준은 예상대로 2개가 아니라 하나의 전자입니다. 그러나 3 디- 하위 수준 5개의 전자, 그러나 이 하위 수준은 4 이후에 채워집니다. 에스-하위 수준(그림 6.4 참조). 왜 이런 일이 발생하는지 이해하기 위해 전자 구름이 무엇인지 살펴보겠습니다. 디이 원자의 하위 수준.

5개 각각 3개 디-이 경우 구름은 하나의 전자에 의해 형성됩니다. 이 장의 § 4에서 이미 알고 있듯이 이 다섯 전자의 공통 전자 구름은 구형이거나 구형 대칭입니다. 서로 다른 방향의 전자 밀도 분포의 특성상 1과 유사합니다. 에스-EO. 전자가 그러한 구름을 형성하는 하위 수준의 에너지는 덜 대칭적인 구름의 경우보다 낮은 것으로 밝혀졌습니다. 이 경우 오비탈 3의 에너지는 디-하위 수준은 에너지 4와 같습니다. 에스-궤도. 예를 들어 여섯 번째 전자가 나타날 때와 같이 대칭성이 깨지면 오비탈의 에너지는 3이 된다. 디-하위 레벨은 다시 에너지 4 이상이 됩니다. 에스-궤도. 따라서 망간 원자는 다시 4에 대한 두 번째 전자를 갖습니다. 에스-AO.
구면 대칭에는 전자가 절반과 완전히 채워진 모든 하위 수준의 공통 클라우드가 있습니다. 이러한 경우 에너지 감소는 일반적인 특성이며 하위 수준이 전자로 절반 또는 완전히 채워져 있는지 여부에 의존하지 않습니다. 그렇다면 우리는 아홉 번째가 마지막으로 "오는"전자 껍질에서 원자의 다음 위반을 찾아야합니다. 디-전자. 실제로 구리 원자는 3 디-하위 수준 10 전자 및 4 에스- 하위 수준은 하나뿐입니다(그림 6.16 비).
완전히 또는 반만 채워진 하위 수준의 오비탈 에너지 감소는 몇 가지 중요한 화학 현상의 원인이며, 그 중 일부는 익숙해질 것입니다.

화학에서는 다양한 물질의 일부인 거의 모든 원자가 화학 결합을 형성하기 때문에 일반적으로 고립 된 원자의 특성은 연구되지 않습니다. 화학 결합은 원자의 전자 껍질이 상호 작용하는 동안 형성됩니다. 모든 원자(수소 제외)에 대해 모든 전자가 화학 결합 형성에 참여하는 것은 아닙니다. 육. 이러한 "활성" 전자를 원자가 전자.

때때로 원자가 전자는 다음과 혼동됩니다. 외부전자, 그러나 그들은 같은 것이 아닙니다.

외부 전자의 전자 구름은 최대 반경(및 주양자수의 최대값)을 갖습니다.

원자가 서로 접근할 때 이 전자에 의해 형성된 전자 구름이 가장 먼저 접촉하기 때문에 맨 처음 결합 형성에 참여하는 것은 외부 전자입니다. 그러나 그들과 함께 전자의 일부도 결합 형성에 참여할 수 있습니다. 사전 외부(끝에서 두 번째) 층, 그러나 외부 전자의 에너지와 크게 다르지 않은 에너지를 가진 경우에만 가능합니다. 원자의 전자와 다른 전자는 모두 원자가입니다. (란탄족과 악티늄족에서 일부 "외부 외부" 전자도 원자가임)
원자가 전자의 에너지는 원자의 다른 전자의 에너지보다 훨씬 크며 원자가 전자는 서로 에너지가 훨씬 적습니다.
외부 전자는 원자가 화학 결합을 형성할 수 있는 경우에만 항상 원자가입니다. 따라서 헬륨 원자의 두 전자는 모두 외부에 있지만 헬륨 원자는 화학 결합을 전혀 형성하지 않기 때문에 원자가라고 할 수 없습니다.
원자가 전자가 차지하는 원자가 궤도, 차례로 양식 원자가 하위 수준.

예를 들어, 전자 구성이 그림 1에 표시된 철 원자를 고려하십시오. 6.17. 철 원자의 전자 중 최대 주양자수( N= 4) 4가 두 개뿐이다 에스-전자. 따라서 그들은 이 원자의 외부 전자입니다. 철 원자의 외부 오비탈은 모두 다음과 같은 오비탈입니다. N= 4이고, 외부 하위 수준은 이러한 오비탈에 의해 형성된 모든 하위 수준, 즉 4입니다. 에스-, 4피-, 4디- 그리고 4 에프-EPU.
외부 전자는 항상 원자가이므로 4 에스-철 원자의 전자는 원자가 전자입니다. 그리고 그렇다면 3 디-에너지가 약간 더 높은 전자도 원자가가 됩니다. 철 원자의 외부 수준에서 채워진 4 외에 에스-AO 아직 무료 4가 있습니다 피-, 4디- 그리고 4 에프-AO. 모두 외부에 있지만 원자가는 4개뿐입니다. 아르 자형-AO, 나머지 오비탈의 에너지가 훨씬 더 높고 이러한 오비탈에서 전자의 출현은 철 원자에 유익하지 않기 때문입니다.

그래서 철 원자
외부 전자 레벨 - 네 번째,
외부 하위 수준 - 4 에스-, 4피-, 4디- 그리고 4 에프-EPU,
외부 궤도 - 4 에스-, 4피-, 4디- 그리고 4 에프-AO,
외부 전자 - 2 4 에스-전자(4 에스 2),
외부 전자층은 네 번째이고,
외부 전자 구름 - 4 에스-EO
원자가 하위 수준 - 4 에스-, 4피-, 그리고 3 디-EPU,
원자가 궤도 - 4 에스-, 4피-, 그리고 3 디-AO,
원자가 전자 - 2 4 에스-전자(4 에스 2) 및 6 3 디-전자(3 디 6).

원자가 하위 수준은 부분적으로 또는 완전히 전자로 채워질 수 있거나 전혀 자유로울 수 있습니다. 핵의 전하가 증가하면 모든 하위 수준의 에너지 값이 감소하지만 전자의 상호 작용으로 인해 다른 하위 수준의 에너지는 다른 "속도"로 감소합니다. 가득 찬 에너지 디- 그리고 에프-하위 레벨은 너무 많이 감소하여 원자가가 아닙니다.

예를 들어, 티타늄과 비소의 원자를 고려하십시오(그림 6.18).

티타늄 원자 3의 경우 디-EPU는 부분적으로만 전자로 채워져 있으며 에너지는 4보다 큽니다. 에스-EPU 및 3 디-전자는 원자가입니다. 비소 원자 3에서 디-EPU는 전자로 완전히 채워져 있으며 에너지는 에너지 4보다 훨씬 적습니다. 에스-EPU, 따라서 3 디-전자는 원자가가 아닙니다.
이 예에서 우리는 분석했습니다. 원자가 전자 구성티타늄 및 비소 원자.

원자의 원자가 전자 구성은 다음과 같이 묘사됩니다. 원자가 전자 공식, 또는 형식 원자가 하위 수준의 에너지 다이어그램.

원자가 전자, 외부 전자, 원자가 EPU, 원자가 AO, 원자의 원자가 전자 구성, 원자가 전자 공식, 원자가 하위 다이어그램.

1. 당신이 편집한 에너지 다이어그램과 원자 Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar의 전체 전자 공식에서 외부 및 원자가 전자를 나타냅니다. 원자가를 구성 전자 수식이 원자. 에너지 다이어그램에서 원자가 하위 수준의 에너지 다이어그램에 해당하는 부분을 강조 표시합니다.
2. 원자의 전자 배열 사이에 공통적인 것 a) Li와 Na, B와 Al, O와 S, Ne와 Ar; b) Zn 및 Mg, Sc 및 Al, Cr 및 S, Ti 및 Si; c) H 및 He, Li 및 O, K 및 Kr, Sc 및 Ga. 그들의 차이점은 무엇입니까
3. a) 수소, 헬륨 및 리튬, b) 질소, 나트륨 및 황, c) 칼륨, 코발트 및 게르마늄의 각 원소 원자의 전자 껍질에 몇 개의 원자가 하위 수준이 있습니까?
4. a) 붕소, b) 불소, c) 나트륨 원자에 ​​완전히 채워진 원자가 궤도함수는 몇 개입니까?
5. 원자가 a) 붕소, b) 불소, c) 철을 갖는 홀전자를 가진 오비탈 수
6. 망간 원자에는 몇 개의 자유 외부 궤도가 있습니까? 무료 원자가는 몇 개입니까?
7. 다음 수업을 위해 20mm 너비의 종이 조각을 준비하고 셀(20 × 20mm)로 나누고 이 스트립에 자연적인 일련의 요소를 적용합니다(수소에서 마이트네륨까지).
8. 그림과 같이 각 셀에 요소 기호, 일련 번호 및 원자가 전자 공식을 배치하십시오. 6.19(부록 4 사용).

화학 원소의 체계화는 자연 계열의 원소를 기반으로 합니다. 그리고 전자껍질의 유사성 원리그들의 원자.
자연스러운 면으로 화학 원소당신은 이미 친숙합니다. 이제 전자 껍질의 유사성 원리에 대해 알아 봅시다.
NRE에서 원자의 원자가 전자 공식을 고려하면 일부 원자의 경우 주요 양자 수의 값만 다르다는 것을 쉽게 알 수 있습니다. 예를 들어, 1 에스수소용 1개, 2개 에스리튬용 1개, 3개 에스나트륨 등의 경우 1개 또는 2개 에스 2 2피불소의 경우 5, 3 에스 2 3피염소의 경우 5, 4 에스 2 4피브롬 등의 경우 5. 이것은 그러한 원자의 원자가 전자 구름의 외부 영역이 모양이 매우 유사하고 크기 (물론 전자 밀도) 만 다르다는 것을 의미합니다. 그렇다면 그러한 원자의 전자 구름과 해당 원자가 구성을 호출 할 수 있습니다. 비슷한. 유사한 전자 구성을 가진 다른 원소의 원자에 대해 다음과 같이 쓸 수 있습니다. 공통 원자가 전자 공식: NS첫 번째 경우 1 및 NS 2 np두 번째로 5. 자연적인 일련의 원소를 따라 이동하면 유사한 원자가 구성을 가진 다른 원자 그룹을 찾을 수 있습니다.
따라서, 자연적인 일련의 원소에서 유사한 원자가 전자 구성을 가진 원자가 정기적으로 발생합니다.. 이것이 전자 껍질의 유사성의 원리입니다.
이 규칙성의 형태를 밝혀보도록 합시다. 이를 위해 귀하가 만든 자연스러운 일련의 요소를 사용합니다.

NRE는 원자가 전자 공식이 1인 수소로 시작합니다. 에스 1 . 유사한 원자가 구성을 찾기 위해 공통 원자가 전자 공식을 사용하여 요소 앞의 자연 계열 요소를 잘라냅니다. NS 1 (즉, 리튬 이전, 나트륨 이전 등). 우리는 요소의 소위 "마침표"를 받았습니다. 결과 "기간"을 추가하여 테이블 행이 되도록 합시다(그림 6.20 참조). 결과적으로 표의 처음 두 열의 원자만 이러한 전자 구성을 갖게 됩니다.

테이블의 다른 열에서 원자가 전자 구성의 유사성을 달성하도록 노력합시다. 이를 위해 6주기와 7주기에서 숫자 58 - 71 및 90 -103의 요소를 잘라냅니다(4개 에프- 그리고 5 에프-sublevels) 테이블 아래에 배치합니다. 나머지 요소의 기호는 그림과 같이 수평으로 이동됩니다. 그 후, 테이블의 같은 열에 있는 원소의 원자는 일반적인 원자가 전자 공식으로 표현할 수 있는 유사한 원자가 구성을 갖게 됩니다. NS 1 , NS 2 , NS 2 (N–1)디 1 , NS 2 (N–1)디 2등까지 NS 2 np 6. 일반적인 원자가 공식과의 모든 편차는 크롬과 구리의 경우와 동일한 이유로 설명됩니다(단락 6.6 참조).

보시다시피 NRE를 사용하고 전자 껍질의 유사성 원리를 적용하여 화학 원소를 체계화했습니다. 이러한 화학 원소 시스템을 호출합니다. 자연스러운, 그것은 전적으로 자연의 법칙에 근거하기 때문입니다. 우리가 받은 표(그림 6.21)는 요소의 자연 시스템을 그래픽으로 묘사하는 방법 중 하나이며 화학 원소의 장기 표.

전자 껍질의 유사성 원리, 화학 원소의 자연 시스템("주기" 시스템), 화학 원소 표.

화학 원소의 장주기 테이블의 구조에 대해 더 자세히 알아 봅시다.
이미 알고 있듯이 이 테이블의 행을 요소의 "마침표"라고 합니다. 기간은 1에서 7까지 아라비아 숫자로 번호가 매겨집니다. 첫 번째 기간에는 두 개의 요소만 있습니다. 각각 8개의 요소를 포함하는 두 번째 및 세 번째 기간을 호출합니다. 짧은미문. 각각 18개의 요소를 포함하는 네 번째 및 다섯 번째 기간을 호출합니다. 긴미문. 각각 32개의 요소를 포함하는 여섯 번째 및 일곱 번째 기간을 호출합니다. 매우 긴미문.
이 테이블의 열은 여러 떼강요. 그룹 번호는 라틴 문자 A 또는 B와 함께 로마 숫자로 표시됩니다.
일부 그룹의 요소에는 고유한 공통(그룹) 이름이 있습니다. IA 그룹의 요소(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - 알칼리성 원소(또는 알칼리 금속 원소); IIA족 원소(Ca, Sr, Ba 및 Ra) - 알칼리토 원소(또는 알칼리 토금속 원소)("알칼리 금속" 및 알칼리 토금속"의 명칭은 각 원소에 의해 형성된 단순 물질을 말하며 원소 그룹의 이름으로 사용해서는 안 됨), VIA족 원소(O, S, Se, Te, Po) - 칼코겐, VIIA 족 원소 (F, Cl, Br, I, At) – 할로겐, VIIIA족 원소(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – 희가스 원소.(전통적인 이름인 "비활성 가스"는 단순 물질에도 적용됩니다.)
일반적으로 일련 번호 58 - 71(Ce - Lu)로 테이블의 하단에 배치된 요소를 호출합니다. 란탄계열("다음 란탄") 및 일련 번호가 90 - 103(Th - Lr)인 요소 - 악티늄족("다음 악티늄"). 란타넘족과 악티늄족이 NRE에서 잘리지 않고 매우 긴 기간 동안 제자리에 남아 있는 장기표의 변형이 있습니다. 이 테이블은 때때로 호출됩니다. 매우 긴 기간.
장주기표는 4가지로 나뉜다. 차단하다(또는 섹션).
s-블록공통 원자가 전자 공식을 가진 IA 및 IIA 그룹의 요소를 포함합니다. NS 1과 NS 2 (s-요소).
p-블록에서 공통 원자가 전자 공식을 가진 그룹 IIIA에서 VIIIA까지의 요소를 포함합니다. NS 2 np 1 ~ NS 2 np 6 (p-요소).
d 블록공통 원자가 전자 공식을 가진 IIIB에서 IIB 그룹까지의 요소를 포함합니다. NS 2 (N–1)디 1 ~ NS 2 (N–1)디 10 (d-요소).
f-블록란탄족 및 악티늄족을 포함한다( f-요소).

강요 에스- 그리고 피- 블록은 A 그룹을 형성하고 요소 디-block - 화학 원소 시스템의 B 그룹. 모두 에프-요소는 그룹 IIIB에 공식적으로 포함됩니다.
첫 번째 기간의 요소인 수소와 헬륨은 다음과 같습니다. 에스-요소이며 IA 및 IIA 그룹에 배치할 수 있습니다. 그러나 헬륨은 기간이 끝나는 원소로 그룹 VIIIA에 더 자주 배치되며, 이는 그 특성과 완전히 일치합니다(헬륨, 다른 모든 것과 마찬가지로). 단순 물질이 그룹의 요소에 의해 형성된 것은 희가스입니다). 수소는 그 성질이 알칼리성 원소보다 할로겐에 훨씬 더 가깝기 때문에 종종 VIIA족에 속합니다.
시스템의 각 기간은 원자의 원자가 구성을 갖는 요소로 시작합니다. NS 1 , 다음 전자층의 형성이 시작되고 원자의 원자가 구성을 가진 요소로 끝나는 것은 이러한 원자에서이기 때문입니다. NS 2 np 6 (첫 번째 기간 제외). 이를 통해 에너지 다이어그램에서 각 주기의 원자에서 전자로 채워진 하위 수준 그룹을 쉽게 식별할 수 있습니다(그림 6.22). 그림 6.4에서 만든 복사본에 표시된 모든 하위 수준에 대해 이 작업을 수행합니다. 그림 6.22에 강조 표시된 하위 수준(완전히 채워진 디- 그리고 에프-sublevels)는 주어진 기간의 모든 요소의 원자에 대한 원자가입니다.
시대의 모습 에스-, 피-, 디- 또는 에프-요소는 채우기 순서와 완전히 일치합니다. 에스-, 피-, 디- 또는 에프- 전자의 하위 수준. 요소 시스템의 이 기능을 사용하면 주어진 요소를 포함하는 기간과 그룹을 알면 원자가 전자 공식을 즉시 기록할 수 있습니다.

화학 원소, 블록, 주기, 그룹, 알칼리성 원소, 알칼리성 지구 원소, 칼코겐, 할로겐, 희가스 원소, 란타노이드, 악티노이드의 장기 주기표.
a) IVA 및 IVB 그룹, b) IIIA 및 VIIB 그룹의 원자 원자의 일반적인 원자가 전자 공식을 작성하십시오.
2. A족과 B족 원소 원자의 전자배치 사이에 공통적인 것은 무엇인가? 그들은 어떻게 다릅니 까?
3. a)에 몇 개의 요소 그룹이 포함되어 있습니까? 에스-블락 비) 아르 자형-블록, c) 디-차단하다?
4. 하위 수준의 에너지를 증가시키는 방향으로 그림 30을 계속하고 4, 5, 6주기에서 전자로 채워진 하위 수준 그룹을 선택합니다.
5. 원자 a) 칼슘, b) 인, c) 티타늄, d) 염소, e) 나트륨의 원자가 하위 수준을 나열하십시오. 6. s-, p- 및 d-요소가 서로 어떻게 다른지 공식화합니다.
7. 어떤 원소에 속하는 원자가 이 원자의 질량이 아니라 핵의 양성자 수에 의해 결정되는 이유를 설명하십시오.
8. 리튬, 알루미늄, 스트론튬, 셀레늄, 철 및 납의 원자에 대해 원자가를 만들고 전자 공식을 완성하고 축약하여 원자가 하위 수준의 에너지 다이어그램을 그립니다. 9. 원소가 다음 원자가 전자식에 해당하는 원자: 3 에스 1 , 4에스 1 3디 1, 2초 2 2 피 6 , 5에스 2 5피 2 , 5에스 2 4디 2 ?

다른 목적을 위해 우리는 원자의 전체 구성 또는 원자가 구성을 알아야 합니다. 이러한 각 전자 구성은 공식과 에너지 다이어그램으로 나타낼 수 있습니다. 그건, 원자의 완전한 전자 구성표현 원자의 완전한 전자식, 또는 원자의 전체 에너지 다이어그램. 차례로, 원자의 원자가 전자 구성표현 원자가(또는 종종 " 짧은 ") 원자의 전자 공식, 또는 원자의 원자가 하위 수준 다이어그램(그림 6.23).

이전에는 원소의 서수를 사용하여 원자의 전자 공식을 만들었습니다. 동시에 에너지 다이어그램에 따라 하위 레벨을 전자로 채우는 순서를 결정했습니다. 1 에스, 2에스, 2피, 3에스, 3피, 4에스, 3디, 4피, 5에스, 4디, 5피, 6에스, 4에프, 5디, 6피, 7에스등등. 그리고 전체 전자식을 적어야만 원자가 공식도 쓸 수 있습니다.
기간 그룹 좌표에 따라 화학 원소 시스템에서 원소의 위치를 ​​기반으로 가장 자주 사용되는 원자의 원자가 전자 공식을 작성하는 것이 더 편리합니다.
이것이 요소에 대해 어떻게 수행되는지 자세히 살펴 보겠습니다. 에스-, 피- 그리고 디-블록.
요소의 경우 에스-원자의 블록 원자가 전자 공식은 세 개의 문자로 구성됩니다. 일반적으로 다음과 같이 작성할 수 있습니다.

첫 번째(대형 셀 대신)에는 주기 수가 있습니다(이러한 주요 양자 수와 동일). 에스-전자) 및 세 번째 (위 첨자) - 그룹의 수 (가전자의 수와 동일). 마그네슘 원자(3주기, IIA족)를 예로 들면 다음과 같습니다.

요소의 경우 피-원자의 블록 원자가 전자 공식은 6개의 문자로 구성됩니다.

여기서 큰 세포 대신에 주기 번호도 붙인다(이것들의 주양자수와 동일) 에스- 그리고 피-전자), 그룹 번호(가전자의 수와 같음)는 위첨자의 합과 같습니다. 산소 원자(두 번째 기간, VIA 그룹)의 경우 다음을 얻습니다.

2에스 2 2피 4 .

대부분의 원소의 원자가 전자 공식 디블록은 다음과 같이 작성할 수 있습니다.

이전의 경우와 마찬가지로 여기에서도 첫 번째 셀 대신 주기 번호를 넣습니다(이들의 주요 양자 수와 동일). 에스-전자). 두 번째 셀의 숫자는 하나 적은 것으로 밝혀졌습니다. 디-전자. 여기서 그룹 번호도 인덱스의 합과 같습니다. 예를 들어 티타늄의 원자가 전자 공식(4주기, IVB 그룹): 4 에스 2 3디 2 .

그룹 번호는 인덱스의 합과 VIB 그룹의 요소에 대해 동일하지만 기억하는 것처럼 원자가에 있습니다. 에스- 하위 수준에는 전자가 하나만 있으며 일반 원자가 전자 공식 NS 1 (N–1)디 5 . 따라서 예를 들어 몰리브덴(5주기)의 원자가 전자 공식은 5입니다. 에스 1 4디 5 .
또한 IB 족의 모든 원소, 예를 들어 금(6주기)>->6의 원자가 전자 공식을 쉽게 구성할 수 있습니다. 에스 1 5디 10 , 하지만 이 경우에는 다음을 기억해야 합니다. 디-이 그룹의 원소 원자의 전자는 여전히 원자가로 남아 있으며 그 중 일부는 화학 결합 형성에 참여할 수 있습니다.
IIB족 원소 원자의 일반적인 원자가 전자 공식은 다음과 같습니다. NS 2 (N – 1)디 10 . 따라서 예를 들어 아연 원자의 원자가 전자 공식은 4입니다. 에스 2 3디 10 .
일반 규칙첫 번째 트라이어드(Fe, Co 및 Ni) 원소의 원자가 전자 공식도 준수합니다. VIIIB족 원소인 철은 원자가 전자 공식이 4입니다. 에스 2 3디 6. 코발트 원자에는 하나가 있습니다. 디-전자 더보기(4 에스 2 3디 7) 니켈 원자는 2개(4 에스 2 3디 8).
원자가 전자 공식을 작성하기 위해 이러한 규칙만을 사용하여 일부 원자의 전자 공식을 구성하는 것은 불가능합니다. 디-원소 (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt)는 고도로 대칭적인 전자 껍질 경향으로 인해 원자가 하위 수준을 전자로 채우는 데 몇 가지 추가 기능이 있습니다.
원자가 전자 공식을 알면 원자의 완전한 전자 공식을 작성할 수도 있습니다(아래 참조).
종종 번거로운 전체 전자 공식 대신에 적어 둡니다. 약식 전자 공식원자. 전자 공식으로 컴파일하기 위해 원자가를 제외한 원자의 모든 전자가 선택되고 해당 기호는 대괄호 안에 배치되며 전자 공식의 일부는 이전 요소의 마지막 요소 원자의 전자 공식에 해당합니다. 마침표(비활성 기체를 형성하는 원소)는 이 원자의 기호로 대체됩니다.

다양한 유형의 전자 공식의 예가 표 14에 나와 있습니다.

표 14 원자의 전자식의 예

원자의 전자 공식을 컴파일하는 알고리즘(요오드 원자의 예)

노트
1. 2주기 및 3주기 요소의 경우 3번째 연산(4번째 연산 없음)은 즉시 완전한 전자 공식으로 이어집니다.
2. (N – 1)디 10 - 전자는 IB 족 원소의 원자가에 남아 있습니다.

완전한 전자 공식, 원자가 전자 공식, 줄여서 전자 공식, 원자의 전자 공식을 구성하는 알고리즘.
1. 원소의 원자의 원자가 전자식을 구성한다 a) 세 번째 A족의 두 번째 주기, b) 두 번째 A족의 세 번째 주기, c) 네 번째 기간네 번째 A그룹.
2. 마그네슘, 인, 칼륨, 철, 브롬 및 아르곤 원자의 약식 전자 공식을 만드십시오.

자연적인 요소 시스템이 발견된 이후 100년이 넘는 시간 동안 이 시스템을 그래픽으로 반영하는 수백 개의 가장 다양한 테이블이 제안되었습니다. 이 중 장기 테이블 외에도 D. I. Mendeleev의 소위 단기 테이블이 가장 널리 사용됩니다. IB 그룹의 요소 앞에서 4, 5, 6, 7주기를 잘라내어 따로 이동하고 결과 행을 우리와 같은 방식으로 추가하면 장기 테이블에서 단기 테이블을 얻습니다. 전에 마침표를 추가했습니다. 결과는 그림 6.24에 나와 있습니다.

란타넘족과 악티늄족도 여기에서 기본 테이블 아래에 배치됩니다.

안에 여러 떼이 테이블에는 원자가 있는 요소가 포함되어 있습니다. 같은 수의 원자가 전자이 전자가 어떤 궤도에 있든 상관 없습니다. 그래서 원소 염소(비금속을 형성하는 대표적인 원소; 3 에스 2 3피 5) 및 망간(금속 형성 원소; 4 에스 2 3디 5) 전자 껍질의 유사성을 갖지 않고 여기서는 동일한 일곱 번째 그룹에 속합니다. 이러한 요소를 구분할 필요가 있으므로 그룹으로 구분해야 합니다. 하위 그룹: 기본- 장기표의 A군 유사체 및 부작용 B 그룹의 유사체입니다. 그림 34에서 주 하위 그룹의 요소 기호는 왼쪽으로 이동하고 보조 하위 그룹의 요소 기호는 오른쪽으로 이동합니다.
사실, 원자의 원자가 능력을 주로 결정하는 것은 원자가 전자의 수이기 때문에 테이블의 이러한 요소 배열에도 장점이 있습니다.
장기 표는 원자의 전자 구조 법칙, 원소 그룹에 의한 단순 물질 및 화합물의 특성 변화의 유사성 및 패턴, 원자, 단순 물질 및 화합물을 특징 짓는 여러 물리량의 규칙적인 변화를 반영합니다. 요소 시스템 전반에 걸쳐, 그리고 훨씬 더. 짧은 기간 테이블은 이 점에서 덜 편리합니다.

단기 테이블, 주요 하위 그룹, 보조 하위 그룹.
1. 자연 계열의 원소로 만든 장주기표를 단주기표로 변환합니다. 역변환을 수행합니다.
2. 짧은 주기표의 한 족 원소의 원자에 대한 일반적인 원자가 전자 공식을 만들 수 있습니까? 왜?

원자에는 명확한 경계가 없습니다. 고립된 원자의 크기는 얼마로 간주됩니까? 원자의 핵은 전자 껍질로 둘러싸여 있으며 전자 껍질은 전자 구름으로 구성됩니다. EO의 크기는 반지름으로 특징지어집니다. 아르 자형오. 외부 레이어의 모든 구름은 반경이 거의 같습니다. 따라서 원자의 크기는 이 반지름으로 특징지을 수 있습니다. 그것은이라고 원자의 궤도 반경(아르 자형 0).

원자의 궤도 반경 값은 부록 5에 나와 있습니다.
EO의 반지름은 핵의 전하와 이 구름을 형성하는 전자가 위치한 궤도에 따라 달라집니다. 결과적으로 원자의 궤도 반경도 이러한 동일한 특성에 따라 달라집니다.
수소와 헬륨 원자의 전자 껍질을 고려하십시오. 수소 원자와 헬륨 원자 모두에서 전자는 1에 위치합니다. 에스-AO, 그리고 이들 원자의 핵 전하가 동일하다면 그들의 구름은 같은 크기를 가질 것입니다. 그러나 헬륨 원자의 핵 전하는 수소 원자의 핵 전하의 두 배입니다. 쿨롱의 법칙에 따르면 헬륨 원자의 각 전자에 작용하는 인력은 수소 원자의 핵에 대한 전자 인력의 두 배입니다. 따라서 헬륨 원자의 반지름은 수소 원자의 반지름보다 훨씬 작아야 합니다. 사실입니다. 아르 자형 0 (그) / 아르 자형 0 (H) \u003d 0.291 E / 0.529 E 0.55.
리튬 원자는 2에 외부 전자를 가지고 있습니다. 에스-AO, 즉 두 번째 레이어의 클라우드를 형성합니다. 당연히 반지름이 커야 합니다. 정말: 아르 자형 0(Li) = 1.586E.
두 번째 기간의 나머지 원소의 원자는 외부 전자(및 2 에스, 2 피)는 동일한 두 번째 전자층에 배치되며 일련 번호가 증가함에 따라 이러한 원자의 핵 전하가 증가합니다. 전자는 핵에 더 강하게 끌리고 자연스럽게 원자의 반지름은 감소합니다. 다른 기간의 요소 원자에 대해 이러한 주장을 반복할 수 있지만 한 가지 설명이 있습니다. 궤도 반경은 각 하위 수준이 채워질 때만 단조롭게 감소합니다.
그러나 세부 사항을 무시하면 요소 시스템에서 원자 크기 변화의 일반적인 특성은 다음과 같습니다. 특정 기간의 일련 번호가 증가하면 원자의 궤도 반경이 감소하고 그룹에서 그들은 증가합니다. 가장 큰 원자는 세슘 원자이고 가장 작은 원자는 헬륨 원자이지만 화학 화합물을 형성하는 원소의 원자(헬륨과 네온은 이들을 형성하지 않음) 중 가장 작은 원자가 불소 원자입니다.
란타나족 원소 다음의 자연계열에 있는 대부분의 원소 원자는 일반 법칙에 따라 예상할 수 있는 것보다 약간 작은 궤도 반경을 가지고 있습니다. 이것은 14개의 란타나이드가 원소계에서 란타넘과 하프늄 사이에 위치하여 결과적으로 하프늄 원자의 핵 전하가 14이기 때문입니다. 이자형란탄 이상. 따라서 이러한 원자의 외부 전자는 란타나이드가 없을 때보다 더 강하게 핵에 끌립니다(이 효과를 종종 "란타나이드 수축"이라고 함).
VIIIA 족 원소의 원자에서 IA 족 원소의 원자로 이동할 때 궤도 반경이 갑자기 증가합니다. 결과적으로 각 기간의 첫 번째 요소(§ 7 참조)에 대한 우리의 선택은 올바른 것으로 판명되었습니다.

원자의 궤도 반경, 요소 시스템의 변화.
1. 부록 5에 제공된 데이터에 따라 그래프 용지에 원자의 궤도 반경이 요소의 일련 번호에 대한 의존성을 다음과 같이 표시합니다. 지 1에서 40까지. 가로축의 길이는 200mm이고 세로축의 길이는 100mm입니다.
2. 결과 파선의 모양을 어떻게 특성화할 수 있습니까?

원자의 전자에 추가 에너지를 주면(물리 과정에서 이를 수행하는 방법을 배웁니다) 전자는 다른 AO로 이동할 수 있습니다. 들뜬 상태. 이 상태는 불안정하며 전자는 거의 즉시 원래 상태로 돌아가고 과도한 에너지가 방출됩니다. 그러나 전자에 전달된 에너지가 충분히 크면 전자는 원자에서 완전히 떨어져 나갈 수 있지만 원자는 이온화된즉, 양전하를 띤 이온( 양이온). 이것을 하는데 필요한 에너지를 원자의 이온화 에너지(이자형그리고).

단일 원자에서 전자를 떼어내어 이에 필요한 에너지를 측정하는 것은 상당히 어려우므로 실질적으로 결정되어 사용됩니다. 몰 이온화 에너지(E와 m).

몰 이온화 에너지는 1몰의 원자에서 1몰의 전자(각 원자에서 전자 1개)를 분리하는 데 필요한 최소 에너지를 보여줍니다. 이 값은 일반적으로 몰당 킬로줄로 측정됩니다. 대부분의 원소에 대한 첫 번째 전자의 몰 이온화 에너지 값은 부록 6에 나와 있습니다.
원자의 이온화 에너지는 요소 시스템에서 요소의 위치, 즉 그룹과 기간에서 어떻게 변합니까?
물리적 용어로 이온화 에너지는 전자가 원자에서 무한 거리까지 이동할 때 원자에 대한 전자의 인력을 극복하기 위해 소비되어야 하는 작업과 같습니다.

어디 큐는 전자의 전하, 큐전자를 제거한 후 남아있는 양이온의 전하이며, 아르 자형 o는 원자의 궤도 반경입니다.

그리고 큐, 그리고 큐는 일정한 값이며 전자를 분리하는 작업은 다음과 같이 결론을 내릴 수 있습니다. ㅏ, 그리고 그것으로 이온화 에너지 이자형원자의 궤도 반경에 반비례합니다.
다양한 원소의 원자 궤도 반경 값과 부록 5와 6에 주어진 이온화 에너지의 해당 값을 분석한 결과, 이 값 사이의 관계가 비례에 가깝지만 다소 그것과는 다릅니다. 결론이 실험 데이터와 잘 일치하지 않는 이유는 많은 중요한 요소를 고려하지 않은 매우 대략적인 모델을 사용했기 때문입니다. 그러나이 대략적인 모델조차도 궤도 반경이 증가하면 원자의 이온화 에너지가 감소하고 반대로 반경이 감소하면 증가한다는 올바른 결론을 도출 할 수있었습니다.
일련 번호가 증가하는 기간에 원자의 궤도 반경이 감소하므로 이온화 에너지가 증가합니다. 그룹에서 원자 번호가 증가함에 따라 일반적으로 원자의 궤도 반경이 증가하고 이온화 에너지가 감소합니다. 가장 높은 몰 이온화 에너지는 가장 작은 원자인 헬륨 원자(2372 kJ/mol)와 화학 결합을 형성할 수 있는 원자인 불소 원자(1681 kJ/mol)에 있습니다. 가장 작은 것은 가장 큰 원자인 세슘 원자(376 kJ/mol)입니다. 요소 시스템에서 증가하는 이온화 에너지의 방향은 다음과 같이 개략적으로 표시될 수 있습니다.

화학에서 이온화 에너지는 "자기의" 전자를 제공하는 원자의 성향을 특징짓는 것이 중요합니다. 이온화 에너지가 클수록 원자가 전자를 제공하는 경향이 적고 그 반대도 마찬가지입니다.

여기 상태, 이온화, 양이온, 이온화 ​​에너지, 몰 이온화 에너지, 요소 시스템의 이온화 에너지 변화.
1. 부록 6에 제공된 데이터를 사용하여 총 질량 1g의 모든 나트륨 원자에서 하나의 전자를 분리하는 데 필요한 에너지의 양을 결정하십시오.
2. 부록 6에 주어진 데이터를 사용하여 질량이 3g인 모든 나트륨 원자에서 하나의 전자를 분리하는 데 동일한 질량의 모든 칼륨 원자보다 몇 배 더 많은 에너지가 필요한지 결정하십시오. 이 비율이 동일한 원자의 몰 이온화 에너지 비율과 다른 이유는 무엇입니까?
3. 부록 6에 주어진 데이터에 따라 몰 이온화 에너지가 지 1에서 40까지. 그래프의 크기는 이전 단락의 작업과 동일합니다. 이 그래프가 요소 시스템의 "주기" 선택과 일치하는지 확인하십시오.

원자의 두 번째로 중요한 에너지 특성은 전자 친화력 에너지(이자형와 함께).

실제로 이온화 에너지의 경우와 마찬가지로 해당 몰량이 일반적으로 사용됩니다. 몰 전자 친화력 에너지().

몰 전자 친화력 에너지는 전자 1몰이 중성 원자 1몰(각 원자당 전자 1개)에 추가될 때 방출되는 에너지를 보여줍니다. 몰 이온화 에너지와 마찬가지로 이 양도 몰당 킬로줄로 측정됩니다.
언뜻 보기에 원자는 중성 입자이고 중성 원자와 음전하를 띤 전자 사이에 정전기적 인력이 없기 때문에 이 경우 에너지가 방출되어서는 안 되는 것처럼 보일 수 있습니다. 반대로 원자에 접근하면 전자는 전자 껍질을 형성하는 동일한 음전하 전자에 의해 반발되어야 하는 것 같습니다. 사실 이것은 사실이 아닙니다. 원자 염소를 다룬 적이 있는지 기억하십시오. 당연히 아니지. 결국 그것은 매우 높은 온도에서만 존재합니다. 훨씬 더 안정적인 분자 염소는 실제로 자연에서 발견되지 않습니다. 필요한 경우 화학 반응을 사용하여 얻어야 합니다. 그리고 항상 염화나트륨(일반 소금)을 처리해야 합니다. 결국, 식탁 용 소금은 매일 음식과 함께 사람이 소비합니다. 그리고 그것은 본질적으로 매우 일반적입니다. 그러나 결국 식탁용 소금에는 염소 이온, 즉 각각 하나의 "여분의" 전자가 부착된 염소 원자가 포함되어 있습니다. 염소 이온이 이렇게 많이 나오는 이유 중 하나는 염소 원자가 전자를 붙이는 경향이 있기 때문입니다. 즉, 염소 원자와 전자로부터 염소 이온이 형성되면 에너지가 방출됩니다.
에너지 방출의 이유 중 하나는 이미 여러분에게 알려져 있습니다. 단일 전하로 전환하는 동안 염소 원자의 전자 껍질 대칭 증가와 관련이 있습니다. 음이온. 동시에, 당신이 기억하는 것처럼 에너지 3 피- 하위 레벨이 감소합니다. 다른 더 복잡한 이유가 있습니다.
몇 가지 요인이 전자 친화력 에너지 값에 영향을 미치기 때문에 원소 시스템에서 이 값의 변화 특성은 이온화 에너지 변화 특성보다 훨씬 더 복잡합니다. 부록 7에 주어진 표를 분석하면 이것을 확신 할 수 있습니다. 그러나이 양의 값은 우선 이온화 에너지 값과 동일한 정전기 상호 작용에 의해 결정되기 때문에 시스템의 변화 (적어도 A- 그룹에서) 요소의 일반적으로이온화 에너지의 변화와 유사합니다. 즉, 그룹의 전자 친화력 에너지가 감소하고 기간 동안 증가합니다. 이는 불소(328 kJ/mol) 및 염소(349 kJ/mol) 원자에서 최대입니다. 원소계에서 전자 친화 에너지의 변화 특성은 이온화 에너지 변화의 특성과 유사합니다. 즉, 전자 친화 에너지의 증가 방향은 다음과 같이 개략적으로 나타낼 수 있습니다.

2. 이전 작업에서와 같이 가로축을 따라 동일한 축척에 다음을 갖는 원소의 원자에 대한 일련 번호에 대한 전자 친화도의 몰 에너지 의존성을 플롯합니다. 지앱 7을 사용하여 1에서 40까지.
3.뭐 물리적 의미음의 전자 친화력을 가지고 있습니까?
4. 2주기 원소의 모든 원자 중에서 베릴륨, 질소, 네온만이 전자 친화력의 몰 에너지 값이 음수인 이유는 무엇입니까?

당신은 이미 자신의 원자를 기증하고 외부 전자를 받아들이는 원자의 성향이 에너지 특성(이온화 에너지 및 전자 친화력 에너지)에 달려 있다는 것을 알고 있습니다. 어떤 원자가 자신의 전자를 기부하는 경향이 더 강하고 어떤 원자가 낯선 사람을 받아들이는 경향이 더 많습니까?
이 질문에 답하기 위해 원소 체계에서 이러한 성향의 변화에 ​​대해 우리가 알고 있는 모든 것을 표 15에 요약해 보겠습니다.

표 15