Visos elektroninės cheminių elementų formulės. Chemijos failų katalogas

Rašant elektronines elementų atomų formules, nurodomi energijos lygiai (pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmės n skaičių pavidalu - 1, 2, 3 ir tt), energijos sublygiai (orbitinio kvantinio skaičiaus reikšmės l raidžių pavidalu s, p, d, f), o skaičius viršuje rodo elektronų skaičių tam tikrame polygyje.

Pirmasis elementas D.I. Mendelejevas yra vandenilis, todėl atomo branduolio krūvis H lygus 1, atomas turi tik vieną elektroną s pirmojo lygio polygis. Todėl vandenilio atomo elektroninė formulė yra:

Antrasis elementas yra helis, jo atome yra du elektronai, todėl helio atomo elektroninė formulė yra 2 Ne 1s 2. Pirmasis periodas apima tik du elementus, nes pirmasis energijos lygis užpildytas elektronais, kuriuos gali užimti tik 2 elektronai.

Trečiasis elementas - litis - jau yra antrajame periode, todėl jo antrasis energijos lygis pradeda pildytis elektronais (apie tai kalbėjome aukščiau). Antrojo lygio užpildymas elektronais prasideda nuo s-polygis, todėl ličio atomo elektroninė formulė yra 3 Li 1s 2 2s 1 . Berilio atome užpildymas elektronais baigtas s- polygiai: 4 Ve 1s 2 2s 2 .

Vėlesniems 2-ojo periodo elementams antrasis energijos lygis ir toliau yra užpildytas elektronais, tik dabar jis užpildytas elektronais R- polygis: 5 IN 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 SU 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2R 6 .

Neono atomas užpildo elektronus R-polygis, šis elementas baigia antrąjį periodą, jis turi aštuonis elektronus, nes s- Ir R-polygiuose gali būti tik aštuoni elektronai.

3 periodo elementai turi panašią trečiojo lygio energetinių polygių užpildymo elektronais seką. Kai kurių šio laikotarpio elementų atomų elektroninės formulės yra šios:

11 Na 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 Si 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 .

Trečiasis laikotarpis, kaip ir antrasis, baigiasi elementu (argonu), kuris užpildo jį elektronais R– polygis, nors trečiasis lygis apima tris polygius ( s, R, d). Pagal aukščiau pateiktą energijos polygių užpildymo tvarką pagal Klečkovskio taisykles, 3 polygio energija d daugiau 4 žemesnio lygio energijos s, todėl kalio atomas po argono ir kalcio atomas po jo yra užpildytas elektronais 3 s- ketvirto lygio polygis:

19 KAM 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 .

Pradedant nuo 21 elemento - skandžio, elementų atomuose 3 polygis pradeda pildytis elektronais d. Šių elementų atomų elektroninės formulės yra šios:

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 .

24-ojo elemento (chromo) ir 29-ojo elemento (vario) atomuose stebimas reiškinys, vadinamas elektrono „pralaužimu“ arba „gedimu“: elektronas iš išorinio 4 s- žemesnio lygio „nepavyksta“ iki 3 d– polygis, užpildantis jį per pusę (chromui) arba visiškai (variui), o tai prisideda prie didesnio atomo stabilumo:

24 Kr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (vietoj ...4 s 2 3d 4) ir

29 Cu 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (vietoj ...4 s 2 3d 9).

Pradedant nuo 31-ojo elemento - galio, 4-ojo lygio užpildymas elektronais tęsiasi, dabar - R– polygis:

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 .

Šis elementas užbaigia ketvirtąjį periodą, kuriame jau yra 18 elementų.

Panaši energetinių polygių užpildymo elektronais tvarka vyksta ir 5 periodo elementų atomuose. Pirmieji du (rubidis ir stroncis) yra užpildyti s- 5-ojo lygio polygis, užpildomi kiti dešimt elementų (nuo itrio iki kadmio) d– 4 lygio polygis; šeši elementai užbaigia periodą (nuo indžio iki ksenono), kurio atomuose užpildomi elektronai R-išorinio, penktojo lygio polygis. Per laikotarpį taip pat yra 18 elementų.

Šeštojo laikotarpio elementams ši pildymo tvarka pažeidžiama. Periodo pradžioje, kaip įprasta, yra du elementai, kurių atomai yra užpildyti elektronais s-išorinio, šeštojo, lygio polygis. Prie kito elemento – lantano – pradeda pildytis elektronai d–ankstesnio lygio polygis, t.y. 5 d. Ant šio užpildymo elektronais 5 d-polygis sustoja ir pradeda pildytis kiti 14 elementų – nuo ​​cerio iki liutecio f- 4 lygio polygis. Visi šie elementai yra įtraukti į vieną lentelės langelį, o toliau pateikiama išplėstinė šių elementų serija, vadinama lantanidais.

Pradedant nuo 72-ojo elemento - hafnio - iki 80-ojo elemento - gyvsidabrio, užpildymas elektronais tęsiasi 5 d- polygis, o periodas, kaip įprasta, baigiasi šešiais elementais (nuo talio iki radono), kurių atomuose jis užpildytas elektronais R-išorinio, šeštojo, lygio polygis. Tai didžiausias laikotarpis, įskaitant 32 elementus.

Septinto, nepilno, periodo elementų atomuose matoma ta pati polygių užpildymo tvarka, kaip aprašyta aukščiau. Leidžiame studentams rašyti elektronines 5-7 periodų elementų atomų formules, atsižvelgiant į visa tai, kas buvo pasakyta aukščiau.

Pastaba:Kai kuriose mokymo priemonės leidžiama kitokia elementų atomų elektroninių formulių rašymo tvarka: ne tokia tvarka, kokia jos užpildomos, o pagal lentelėje pateiktą elektronų skaičių kiekviename energijos lygyje. Pavyzdžiui, arseno atomo elektroninė formulė gali atrodyti taip: Kaip 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .

Elektroninė konfigūracija atomas yra skaitmeninis jo elektronų orbitalių vaizdas. Elektronų orbitos yra sritys įvairių formų, esantis aplink atomo branduolį, kuriame matematiškai tikėtinas elektronas. Elektroninė konfigūracija padeda greitai ir lengvai skaitytojui pasakyti, kiek elektronų orbitalių turi atomas, taip pat nustatyti elektronų skaičių kiekvienoje orbitoje. Perskaitę šį straipsnį, įsisavinsite elektroninių konfigūracijų sudarymo metodą.

Žingsniai

Elektronų pasiskirstymas naudojant periodinę D. I. Mendelejevo sistemą

Raskite savo atomo atominį numerį. Kiekvienas atomas turi tam tikrą skaičių elektronų, susijusių su juo. Raskite savo atomo simbolį periodinėje lentelėje. Atominis skaičius yra sveikasis skaičius teigiamas skaičius, pradedant nuo 1 (vandenilio atveju) ir didėjant vienu kiekvienam paskesniam atomui. Atominis skaičius yra protonų skaičius atome, todėl jis taip pat yra nulinio krūvio atomo elektronų skaičius.

Nustatykite atomo krūvį. Neutralūs atomai turės tiek pat elektronų, kiek parodyta periodinėje lentelėje. Tačiau įkrauti atomai turės daugiau ar mažiau elektronų, priklausomai nuo jų krūvio dydžio. Jei dirbate su įkrautu atomu, pridėkite arba atimkite elektronus taip: pridėkite po vieną elektroną kiekvienam neigiamam krūviui ir atimkite po vieną iš kiekvieno teigiamo krūvio.

• Pavyzdžiui, natrio atomas, kurio krūvis yra -1, turės papildomą elektroną papildomai iki jo bazinio atominio skaičiaus 11. Kitaip tariant, atomas iš viso turės 12 elektronų.
• Jeigu Mes kalbame apie natrio atomą, kurio krūvis yra +1, iš bazinio atominio skaičiaus 11 reikia atimti vieną elektroną. Taigi atomas turės 10 elektronų.

1. Prisiminkite pagrindinį orbitų sąrašą. Didėjant elektronų skaičiui atome, jie pagal tam tikrą seką užpildo įvairius atomo elektroninio apvalkalo polygius. Kiekviename elektronų apvalkalo polygyje, kai jis užpildytas, yra lyginis elektronų skaičius. Yra šie sublygiai:

   Suprasti įrašą elektroninė konfigūracija. Elektroninės konfigūracijos užrašomos, kad aiškiai atspindėtų elektronų skaičių kiekvienoje orbitoje. Orbitos rašomos paeiliui, o atomų skaičius kiekvienoje orbitoje rašomas kaip viršutinis indeksas orbitos pavadinimo dešinėje. Užbaigta elektroninė konfigūracija yra žemesnio lygio pavadinimų ir viršutinių indeksų sekos forma.

   • Pavyzdžiui, čia yra paprasčiausia elektroninė konfigūracija: 1s 2 2s 2 2p 6 .Ši konfigūracija rodo, kad yra du elektronai 1s polygyje, du elektronai 2s polygyje ir šeši elektronai 2p polygyje. 2 + 2 + 6 = iš viso 10 elektronų. Tai neutralaus neono atomo elektroninė konfigūracija (neono atominis skaičius yra 10).

2. Prisiminkite orbitų tvarką. Nepamirškite, kad elektronų orbitalės sunumeruotos didėjančia elektronų apvalkalo skaičiaus tvarka, bet išdėstytos didėjančia energijos tvarka. Pavyzdžiui, užpildyta 4s 2 orbita turi mažiau energijos (arba mažiau judumo) nei iš dalies užpildyta arba užpildyta 3d 10, todėl pirmiausia rašoma 4s orbitalė. Sužinoję orbitalių tvarką, nesunkiai jas užpildysite pagal elektronų skaičių atome. Orbitalių užpildymo tvarka yra tokia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektroninė atomo konfigūracija, kurioje užpildytos visos orbitos, bus tokios formos: 10 7p 6
   • Atkreipkite dėmesį, kad aukščiau pateiktas žymėjimas, kai visos orbitos yra užpildytos, yra elemento Uuo (ununoktium) 118, didžiausio atomo periodinėje lentelėje, elektronų konfigūracija. Todėl šioje elektroninėje konfigūracijoje yra visi šiuo metu žinomi neutraliai įkrauto atomo elektroniniai polygiai.

3. Užpildykite orbitales pagal elektronų skaičių jūsų atome. Pavyzdžiui, jei norime užrašyti neutralaus kalcio atomo elektroninę konfigūraciją, turime pradėti nuo jo atominio skaičiaus periodinėje lentelėje. Jo atominis skaičius yra 20, todėl 20 elektronų turinčio atomo konfigūraciją parašysime aukščiau pateikta tvarka.

   • Užpildykite orbitales aukščiau nurodyta tvarka, kol pasieksite dvidešimtąjį elektroną. Pirmoji 1s orbita turės du elektronus, 2s orbita taip pat turės du, 2p orbita turės šešis, 3s orbita turės du, 3p orbita turės 6, o 4s orbita turės 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Kitaip tariant, elektroninė kalcio konfigūracija yra tokia: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • Atkreipkite dėmesį, kad orbitos yra didėjančia energijos tvarka. Pavyzdžiui, kai esate pasirengęs pereiti į 4-ąjį energijos lygį, pirmiausia užsirašykite 4s orbitą ir tada 3d. Po ketvirtojo energijos lygio pereinate į penktąjį, kur kartojasi ta pati tvarka. Tai įvyksta tik po trečiojo energijos lygio.

4. Naudokite periodinę lentelę kaip vaizdinį užuominą. Tikriausiai jau pastebėjote, kad periodinės lentelės forma atitinka elektroninių polygių tvarką elektroninėse konfigūracijose. Pavyzdžiui, antrojo stulpelio iš kairės atomai visada baigiasi „s 2“, o plonos vidurinės dalies dešiniajame krašte esantys atomai visada baigiasi „d 10“ ir pan. Naudokite periodinę lentelę kaip vaizdinį konfigūracijų rašymo vadovą – nes tvarka, kuria įtraukiate į orbitas, atitinka jūsų padėtį lentelėje. Žiūrėkite žemiau:

   • Visų pirma, dviejose kairiausiose stulpeliuose yra atomai, kurių elektroninės konfigūracijos baigiasi s-orbitalėmis, dešiniajame lentelės bloke yra atomai, kurių konfigūracijos baigiasi p-orbitalėmis, o atomų apačioje - f-orbitalės.
   • Pavyzdžiui, kai užsirašote elektroninę chloro konfigūraciją, pagalvokite taip: "Šis atomas yra trečioje periodinės lentelės eilutėje (arba "periode"). Jis taip pat yra penktoje orbitinio bloko p grupėje. periodinės lentelės. Todėl jos elektroninė konfigūracija baigsis. ..3p 5
   • Atkreipkite dėmesį, kad lentelės d ir f orbitos srityse esantys elementai turi energijos lygius, kurie neatitinka laikotarpio, kuriame jie yra. Pavyzdžiui, pirmoji elementų bloko su d-orbitalėmis eilutė atitinka 3d orbitales, nors ji yra 4-ajame periode, o pirmoji elementų su f-orbitale eilutė atitinka 4f orbitalę, nepaisant to, kad ji. yra 6-ajame periode.

5. Išmokite ilgų elektroninių konfigūracijų rašymo santrumpas. Dešinėje periodinės lentelės pusėje esantys atomai vadinami tauriųjų dujų.Šie elementai yra chemiškai labai stabilūs. Norėdami sutrumpinti ilgų elektroninių konfigūracijų rašymo procesą, tiesiog laužtiniuose skliaustuose parašykite artimiausių tauriųjų dujų, turinčių mažiau elektronų nei jūsų atomas, cheminį simbolį, o tada toliau rašykite kitų orbitos lygių elektroninę konfigūraciją. Žiūrėkite žemiau:

   • Norint suprasti šią sąvoką, bus naudinga parašyti konfigūracijos pavyzdį. Parašykime cinko konfigūraciją (atominis skaičius 30) naudodami tauriųjų dujų santrumpą. Visa cinko konfigūracija atrodo taip: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Tačiau matome, kad 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 yra argono, tauriųjų dujų, elektroninė konfigūracija. Tiesiog pakeiskite elektroninę cinko konfigūracijos dalį cheminiu argono simboliu laužtiniuose skliaustuose (.)
   • Taigi, elektroninė cinko konfigūracija, parašyta sutrumpintai, yra: 4s 2 3d 10 .
   • Atkreipkite dėmesį, kad jei rašote inertinių dujų, tarkime argono, elektroninę konfigūraciją, rašyti negalite! Prieš šį elementą reikia naudoti tauriųjų dujų santrumpą; argonui tai bus neonas ().

   Naudojant ADOMAH periodinę lentelę

   1. Įvaldykite ADOMAH periodinę lentelę. Šis metodas elektroninės konfigūracijos įrašams nereikia įsiminti, tačiau tam reikia konvertuotos periodinės lentelės, nes tradicinis stalas Mendelejevas, pradedant nuo ketvirtasis laikotarpis, periodo numeris nesutampa su elektronų apvalkalu. Raskite ADOMAH periodinę lentelę, specialų periodinės lentelės tipą, kurį sukūrė mokslininkas Valery Zimmerman. Tai lengva rasti naudojant trumpą internetinę paiešką.

      • ADOMAH periodinėje lentelėje horizontalios eilutės žymi elementų grupes, tokias kaip halogenai, tauriosios dujos, šarminiai metalai, šarminiai žemės metalai ir kt. Vertikalios stulpeliai atitinka elektroninius lygius ir vadinamąsias „kaskadas“ (įstrižainės linijos, jungiančios blokai s,p,d ir f) atitinka laikotarpius.
      • Helis perkeliamas į vandenilį, nes abu šie elementai pasižymi 1s orbitale. Laikotarpio blokai (s,p,d ir f) rodomi dešinėje pusėje, o lygių numeriai pateikti apačioje. Elementai pavaizduoti langeliuose, sunumeruotais nuo 1 iki 120. Šie skaičiai yra įprasti atominiai skaičiai, kurie reiškia viso elektronai neutraliame atome.

   2. Raskite savo atomą ADOMAH lentelėje. Norėdami užrašyti elektroninę elemento konfigūraciją, ADOMAH periodinėje lentelėje raskite jo simbolį ir išbraukite visus elementus, kurių atominis skaičius didesnis. Pavyzdžiui, jei reikia užsirašyti elektroninę erbio konfigūraciją (68), perbraukite visus elementus nuo 69 iki 120.

      • Atkreipkite dėmesį į skaičius nuo 1 iki 8 lentelės apačioje. Tai elektroniniai lygio numeriai arba stulpelių numeriai. Nepaisykite stulpelių, kuriuose yra tik perbraukti elementai. Erbiui lieka stulpeliai su skaičiais 1,2,3,4,5 ir 6.

   3. Suskaičiuokite orbitos sublygius iki elemento.Žiūrėdami į lentelės dešinėje rodomus blokų simbolius (s, p, d ir f) ir apačioje rodomus stulpelių numerius, nepaisykite įstrižainių linijų tarp blokų ir suskaidykite stulpelius į blokų stulpelius, surašydami juos tvarka iš apačios į viršų. Ir vėl nekreipkite dėmesio į blokus, kuriuose visi elementai yra perbraukti. Parašykite stulpelių blokus pradedant nuo stulpelio numerio, po kurio nurodomas bloko simbolis, taip: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbiui).

      • Atkreipkite dėmesį: aukščiau pateikta elektroninė konfigūracija Er parašyta elektroninio polygio numerio didėjimo tvarka. Taip pat galima rašyti tokia tvarka, kokia pildomos orbitos. Norėdami tai padaryti, vadovaukitės kaskadomis iš apačios į viršų, o ne stulpelius, kai rašote stulpelių blokus: 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. Suskaičiuokite kiekvieno elektroninio polygio elektronus. Suskaičiuokite kiekvieno stulpelio bloko elementus, kurie nebuvo perbraukti, prijungdami po vieną elektroną iš kiekvieno elemento, ir parašykite jų skaičių prie kiekvieno stulpelio bloko bloko simbolio taip: 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. Mūsų pavyzdyje tai yra elektroninė erbio konfigūracija.

   5. Atkreipkite dėmesį į neteisingas elektronines konfigūracijas. Yra aštuoniolika tipiškų išimčių, susijusių su elektroninėmis atomų konfigūracijomis, turinčiomis mažiausią energijos būseną, dar vadinamą žemės energijos būsena. Jie nepaklūsta bendrajai taisyklei tik paskutinėse dviejose ar trijose elektronų užimtose pozicijose. Šiuo atveju tikroji elektroninė konfigūracija daro prielaidą, kad elektronai yra mažesnės energijos būsenoje, palyginti su standartine atomo konfigūracija. Išimčių atomai apima:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ir cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Norėdami rasti atomo atominį skaičių, kai jis parašytas elektronine forma, tiesiog sudėkite visus skaičius, einančius po raidžių (s, p, d ir f). Tai veikia tik neutraliems atomams, jei turite reikalų su jonu, tai neveiks – turėsite pridėti arba atimti papildomų arba prarastų elektronų skaičių.
   • Skaičius po raidės yra viršutinis indeksas, nepadarykite klaidos valdiklyje.
   • „Pusiau užpildyto“ polygio stabilumas neegzistuoja. Tai yra supaprastinimas. Bet koks stabilumas, susijęs su „pusiau pilnais“ polygiais, yra dėl to, kad kiekvieną orbitą užima vienas elektronas, todėl atstūmimas tarp elektronų yra sumažintas.
   • Kiekvienas atomas linkęs į stabilią būseną, o stabiliausios konfigūracijos turi užpildytus sublygius s ir p (s2 ir p6). Tauriosios dujos turi tokią konfigūraciją, todėl jos retai reaguoja ir yra periodinės lentelės dešinėje. Todėl, jei konfigūracija baigiasi 3p 4, tada jai reikia dviejų elektronų, kad pasiektų stabilią būseną (norint prarasti šešis, įskaitant s lygio elektronus, reikia daugiau energijos, todėl keturis prarasti lengviau). Ir jei konfigūracija baigiasi 4d 3, tada ji turi prarasti tris elektronus, kad pasiektų stabilią būseną. Be to, pusiau užpildyti polygiai (s1, p3, d5..) yra stabilesni nei, pavyzdžiui, p4 arba p2; tačiau s2 ir p6 bus dar stabilesni.
   • Kai susiduriate su jonu, tai reiškia, kad protonų skaičius nėra toks pat kaip elektronų skaičius. Atomo krūvis šiuo atveju bus rodomas cheminio simbolio viršuje, dešinėje (dažniausiai). Todėl stibio atomas, kurio krūvis yra +2, turi elektroninę konfigūraciją 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Atminkite, kad 5p 3 pasikeitė į 5p 1. Būkite atsargūs, kai neutralaus atomo konfigūracija baigiasi kituose lygiuose nei s ir p. Kai imate elektronus, galite juos paimti tik iš valentinių orbitalių (s ir p orbitalių). Todėl, jei konfigūracija baigiasi 4s 2 3d 7 ir atomas gauna +2 krūvį, tada konfigūracija baigsis 4s 0 3d 7 . Atkreipkite dėmesį, kad 3d 7 Ne pasikeičia, vietoj to prarandami s-orbitalės elektronai.
   • Yra sąlygų, kai elektronas yra priverstas „perkelti į aukštesnį energijos lygį“. Kai polygyje trūksta vieno elektrono, kad jis būtų pusiau arba pilnas, paimkite vieną elektroną iš artimiausio s arba p polygio ir perkelkite jį į polygį, kuriam reikia elektrono.
   • Yra dvi elektroninės konfigūracijos rašymo parinktys. Jie gali būti parašyti didėjančia energijos lygių skaičiaus tvarka arba elektronų orbitalių užpildymo tvarka, kaip buvo parodyta erbio atveju.
   • Taip pat galite parašyti elektroninę elemento konfigūraciją, rašydami tik valentingumo konfigūraciją, kuri yra paskutinis s ir p polygis. Taigi stibio valentinė konfigūracija bus 5s 2 5p 3 .
   • Jonai nėra vienodi. Su jais daug sunkiau. Praleiskite du lygius ir vadovaukitės tuo pačiu modeliu, priklausomai nuo to, kur pradėjote ir koks yra elektronų skaičius.

Pirmųjų keturių periodų elementų atomų elektronų apvalkalų sandara: $s-$, $p-$ ir $d-$elementai. Elektroninė atomo konfigūracija. Atomų antžeminės ir sužadintos būsenos

Atomo sąvoka atsirado senovės pasaulyje, kad būtų apibūdintos medžiagos dalelės. Graikų kalba atomas reiškia „nedalomas“.

Elektronai

Airijos fizikas Stoney, remdamasis eksperimentais, padarė išvadą, kad elektrą perneša mažiausios dalelės, esančios visų atomuose. cheminiai elementai. Už $ 1891 $ Stoney pasiūlė pavadinti šias daleles elektronų, kuris graikų kalba reiškia „gintaras“.

Praėjus keleriems metams po to, kai elektronas gavo pavadinimą, anglų fizikas Josephas Thomsonas ir prancūzų fizikas Jeanas Perrinas įrodė, kad elektronai turi neigiamą krūvį. Tai mažiausias neigiamas krūvis, kuris chemijoje laikomas vienetu $(–1)$. Tomsonui netgi pavyko nustatyti elektrono greitį (jis lygus šviesos greičiui – 300 000$ km/s) ir elektrono masę (1836$ kartų mažesnė už vandenilio atomo masę).

Thomsonas ir Perrinas sujungė srovės šaltinio polius dviem metalinėmis plokštėmis – katodu ir anodu, sulituotomis į stiklinį vamzdelį, iš kurio buvo pašalintas oras. Kai ant elektrodų plokštelių buvo įjungta apie 10 tūkstančių voltų įtampa, vamzdyje blykstelėjo šviesos išlydis, o dalelės iš katodo (neigiamo poliaus) nuskriejo į anodą (teigiamą polių), kurį mokslininkai pirmą kartą pavadino. katodiniai spinduliai, o tada išsiaiškino, kad tai elektronų srautas. Elektronai, patekę į specialias medžiagas, tepamas, pavyzdžiui, į televizoriaus ekraną, sukelia švytėjimą.

Buvo padaryta išvada: elektronai pabėga iš medžiagos, iš kurios pagamintas katodas, atomų.

Laisvuosius elektronus ar jų srautą galima gauti ir kitais būdais, pavyzdžiui, kaitinant metalinę vielą arba apšviečiant metalus, kuriuos sudaro periodinės lentelės I grupės pagrindinio pogrupio elementai (pavyzdžiui, cezis).

Elektronų būsena atome

Elektrono būsena atome suprantama kaip informacijos apie energijos specifinis elektronas erdvė kurioje jis yra. Jau žinome, kad elektronas atome neturi judėjimo trajektorijos, t.y. galima kalbėti tik apie tikimybės suradę jį erdvėje aplink branduolį. Jis gali būti bet kurioje šios erdvės dalyje, supančioje branduolį, o įvairių jo padėčių visuma yra laikoma elektronų debesimi, turinčiu tam tikrą neigiamo krūvio tankį. Vaizdžiai tai galima įsivaizduoti taip: jei būtų įmanoma nufotografuoti elektrono padėtį atome šimtosiomis ar milijoninėmis sekundės dalimis, kaip fotoapdailoje, tai elektronas tokiose nuotraukose būtų vaizduojamas kaip taškas. Perdengus daugybę tokių nuotraukų, būtų gautas didžiausio tankio elektronų debesies vaizdas ten, kur yra daugiausia šių taškų.

Paveiksle pavaizduotas tokio elektrono tankio „pjūvis“ per branduolį einančioje vandenilio atome, o sferą riboja punktyrinė linija, kurios viduje tikimybė rasti elektroną yra $90%$. Arčiausiai branduolio esantis kontūras apima erdvės sritį, kurioje tikimybė rasti elektroną yra $10%$, tikimybė rasti elektroną antrojo kontūro viduje nuo branduolio yra $20%$, trečiojo viduje - $≈30 %$ ir kt. Elektrono būsenoje yra tam tikras neapibrėžtumas. Šiai ypatingai būsenai apibūdinti vokiečių fizikas W. Heisenbergas pristatė sąvoką neapibrėžtumo principas, t.y. parodė, kad neįmanoma vienu metu ir tiksliai nustatyti elektrono energijos ir vietos. Kuo tiksliau nustatoma elektrono energija, tuo neapibrėžtesnė jo padėtis, ir atvirkščiai, nustačius padėtį, elektrono energijos nustatyti neįmanoma. Elektronų aptikimo tikimybės sritis neturi aiškių ribų. Tačiau galima išskirti erdvę, kurioje elektrono radimo tikimybė yra didžiausia.

Erdvė aplink atomo branduolį, kurioje greičiausiai randamas elektronas, vadinama orbitale.

Jame yra maždaug $90%$ elektronų debesies, o tai reiškia, kad apie 90%$ laiko elektronas būna šioje erdvės dalyje. Pagal formą išskiriami $4$ šiuo metu žinomų orbitalių tipų, kurie žymimi lotyniškomis raidėmis $s, p, d$ ir $f$. Grafinis vaizdas kai kurios elektronų orbitalių formos parodytos paveikslėlyje.

Svarbiausia elektrono judėjimo tam tikroje orbitoje charakteristika yra jo ryšio su branduoliu energija. Elektronai, turintys panašias energijos vertes, sudaro vieną elektroninis sluoksnis, arba energijos lygis. Energijos lygiai sunumeruoti pradedant nuo branduolio: $1, 2, 3, 4, 5, 6 $ ir $ 7 $.

Sveikasis skaičius $n$, nurodantis energijos lygio skaičių, vadinamas pagrindiniu kvantiniu skaičiumi.

Jis apibūdina elektronų, užimančių tam tikrą energijos lygį, energiją. Pirmojo energijos lygio elektronai, esantys arčiausiai branduolio, turi mažiausią energiją. Palyginti su pirmojo lygio elektronais, kitų lygių elektronai pasižymi dideliu energijos kiekiu. Vadinasi, išorinio lygio elektronai yra mažiausiai stipriai surišti su atomo branduoliu.

Energijos lygių (elektroninių sluoksnių) skaičius atome lygus periodo skaičiui D. I. Mendelejevo sistemoje, kuriam priklauso cheminis elementas: pirmojo periodo elementų atomai turi vieną energijos lygį; antrasis laikotarpis - du; septintas laikotarpis - septyni.

Didžiausias elektronų skaičius energijos lygyje nustatomas pagal formulę:

kur $N$ yra didžiausias elektronų skaičius; $n$ yra lygio skaičius arba pagrindinis kvantinis skaičius. Vadinasi: pirmame arčiausiai branduolio esančiame energijos lygyje gali būti ne daugiau kaip du elektronai; antroje - ne daugiau kaip 8 USD; trečią - ne daugiau kaip 18 USD; ketvirtą - ne daugiau kaip 32 USD. O kaip, savo ruožtu, yra išdėstyti energijos lygiai (elektroniniai sluoksniai)?

Pradedant nuo antrojo energijos lygio $(n = 2)$, kiekvienas lygis yra suskirstytas į polygius (posluoksnius), kurie vienas nuo kito šiek tiek skiriasi susiejimo energija su branduoliu.

Polygių skaičius yra lygus pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmei: pirmasis energijos lygis turi vieną polygį; antrasis - du; trečias - trys; ketvirtas yra keturi. Polygius savo ruožtu sudaro orbitos.

Kiekviena $n$ reikšmė atitinka orbitų skaičių, lygų $n^2$. Pagal lentelėje pateiktus duomenis galima atsekti ryšį tarp pagrindinio kvantinio skaičiaus $n$ ir polygių skaičiaus, orbitų tipo ir skaičiaus bei didžiausio elektronų skaičiaus polygyje ir lygyje.

Pagrindinis kvantinis skaičius, orbitalių tipai ir skaičius, maksimalus elektronų skaičius polygiuose ir lygiuose.

Energijos lygis $(n)$	Polygių skaičius lygus $n$	Orbitinis tipas	Orbitų skaičius		Maksimalus elektronų skaičius
			žemesniame lygyje	lygiu, lygiu $n^2$	žemesniame lygyje	lygiu, lygiu $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Įprasta sublygius žymėti lotyniškomis raidėmis, taip pat orbitalių, iš kurių jie susideda, formą: $s, p, d, f$. Taigi:

• $s$-polygis – pirmasis kiekvieno energijos lygio polygis, esantis arčiausiai atomo branduolio, susideda iš vienos $s$-orbitalės;
• $p$-sublygis – kiekvieno antrasis polygis, išskyrus pirmąjį, energijos lygį, susideda iš trijų $p$-orbitalių;
• $d$-sublygis – kiekvieno trečias polygis, pradedant nuo trečiojo energijos lygio, susideda iš penkių $d$-orbitalių;
• Kiekvieno iš jų $f$-polygis, pradedant nuo ketvirtojo energijos lygio, susideda iš septynių $f$-orbitalių.

atomo branduolys

Tačiau ne tik elektronai yra atomų dalis. Fizikas Henri Becquerel išsiaiškino, kad natūralus mineralas, kurio sudėtyje yra urano druskos, taip pat skleidžia nežinomą spinduliuotę, apšviesdamas nuo šviesos uždarytas fotografines juostas. Šis reiškinys buvo vadinamas radioaktyvumas.

Yra trys radioaktyviųjų spindulių tipai:

1. $α$-spinduliai, susidedantys iš $α$-dalelių, kurių krūvis $2$ kartus didesnis už elektrono krūvį, bet turi teigiamą ženklą, o masė $4$ kartus didesnė už vandenilio atomo masę;
2. $β$-spinduliai yra elektronų srautas;
3. $γ$ spinduliai yra nereikšmingos masės elektromagnetinės bangos, kurios neturi elektros krūvio.

Vadinasi, atomas turi sudėtingą struktūrą – jį sudaro teigiamai įkrautas branduolys ir elektronai.

Kaip išdėstytas atomas?

1910 m. Kembridže, netoli Londono, Ernestas Rutherfordas su savo mokiniais ir kolegomis tyrė $ α $ dalelių sklaidą, praeinančius per ploną aukso foliją ir krentančių ant ekrano. Alfa dalelės dažniausiai nukrypdavo nuo pradinės krypties tik vienu laipsniu, o tai patvirtindavo, atrodytų, aukso atomų savybių vienodumą ir vienodumą. Ir staiga tyrėjai pastebėjo, kad kai kurios $α$ dalelės staigiai pakeitė savo kelio kryptį, tarsi įbėgdamos į kokią nors kliūtį.

Padėjęs ekraną prieš foliją, Rutherfordas sugebėjo aptikti net tuos retus atvejus, kai $α$ dalelės, atsispindėjusios nuo aukso atomų, skrisdavo priešinga kryptimi.

Skaičiavimai parodė, kad stebimi reiškiniai gali atsirasti, jei visa atomo masė ir visa jo masė teigiamas krūvis buvo sutelkti į mažą centrinę šerdį. Branduolio spindulys, kaip paaiškėjo, yra 100 000 kartų mažesnis už viso atomo, tos srities, kurioje yra elektronų, turinčių neigiamą krūvį, spindulį. Jei pritaikysime vaizdinį palyginimą, tada visą atomo tūrį galima prilyginti Lužnikų stadionui, o branduolį – futbolo kamuolį, esančią aikštės centre.

Bet kurio cheminio elemento atomas yra panašus į mažytį saulės sistema. Todėl toks Rutherfordo pasiūlytas atomo modelis vadinamas planetiniu.

Protonai ir neutronai

Pasirodo, mažytis atomo branduolys, kuriame sutelkta visa atomo masė, susideda iš dviejų tipų dalelių – protonų ir neutronų.

Protonai kurių krūvis lygus elektronų krūviui, bet priešingas ženklu $(+1)$, o masė lygi vandenilio atomo masei (chemijoje ji priimta kaip vienetas). Protonai žymimi $↙(1)↖(1)p$ (arba $р+$). Neutronai neneša krūvio, jie yra neutralūs ir turi masę, lygią protono masei, t.y. 1 USD. Neutronai žymimi $↙(0)↖(1)n$ (arba $n^0$).

Protonai ir neutronai vadinami bendrai nukleonai(iš lat. branduolys- šerdis).

Protonų ir neutronų skaičiaus atome suma vadinama masės skaičius. Pavyzdžiui, aliuminio atomo masės skaičius:

Kadangi elektrono masė, kuri yra nereikšminga, gali būti nepaisoma, akivaizdu, kad visa atomo masė yra sutelkta branduolyje. Elektronai žymimi taip: $e↖(-)$.

Kadangi atomas yra elektriškai neutralus, tai taip pat akivaizdu kad protonų ir elektronų skaičius atome yra vienodas. Jis lygus cheminio elemento atominiam skaičiui priskirtas jai periodinėje lentelėje. Pavyzdžiui, geležies atomo branduolyje yra $ 26 $ protonų, o $ 26 $ elektronai sukasi aplink branduolį. O kaip nustatyti neutronų skaičių?

Kaip žinote, atomo masė yra protonų ir neutronų masės suma. Žinant elemento $(Z)$ eilinį skaičių, t.y. protonų skaičių ir masės skaičių $(A)$, lygų protonų ir neutronų skaičių sumai, neutronų skaičių $(N)$ galite rasti naudodami formulę:

Pavyzdžiui, neutronų skaičius geležies atome yra:

$56 – 26 = 30$.

Lentelėje pateikiamos pagrindinės elementariųjų dalelių charakteristikos.

Pagrindinės elementariųjų dalelių charakteristikos.

izotopų

To paties elemento atomų atmainos, turinčios tą patį branduolio krūvį, bet skirtingą masės skaičių, vadinamos izotopais.

Žodis izotopas susideda iš dviejų Graikiški žodžiai:isos- tas pats ir topos- vieta, reiškia "užimti vieną vietą" (ląstelę) Periodinėje elementų sistemoje.

Gamtoje randami cheminiai elementai yra izotopų mišinys. Taigi anglis turi tris izotopus, kurių masė yra 12, 13, 14 $; deguonis - trys izotopai, kurių masė yra 16, 17, 18 USD ir kt.

Paprastai periodinėje sistemoje nurodoma santykinė cheminio elemento atominė masė yra natūralaus tam tikro elemento izotopų mišinio atominių masių vidutinė vertė, atsižvelgiant į jų santykinį gausumą gamtoje, todėl atominės masės gana dažnai būna trupmeninės. Pavyzdžiui, natūralūs chloro atomai yra dviejų izotopų mišinys – $35$ (gamtoje yra $75%$) ir $37$ (yra $25%$); todėl santykinė chloro atominė masė yra 35,5 USD. Chloro izotopai parašyti taip:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ ir $↖(37)↙(17)(Cl)$

Chloro izotopų cheminės savybės yra visiškai tokios pačios kaip ir daugumos cheminių elementų, tokių kaip kalis, argonas, izotopų:

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

Tačiau vandenilio izotopai labai skiriasi savo savybėmis, nes jų santykinė atominė masė smarkiai padidėja. jiems net buvo suteikti atskiri pavadinimai ir cheminiai ženklai: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuteris – $↖(2)↙(1)(H)$ arba $↖(2)↙(1)(D)$; tritis – $↖(3)↙(1)(H)$ arba $↖(3)↙(1)(T)$.

Dabar galima pateikti šiuolaikišką, griežtesnį ir moksliškesnį cheminio elemento apibrėžimą.

Cheminis elementas yra atomų, turinčių tą patį branduolinį krūvį, rinkinys.

Pirmųjų keturių periodų elementų atomų elektronų apvalkalų sandara

Apsvarstykite elementų atomų elektroninių konfigūracijų atvaizdavimą pagal D. I. Mendelejevo sistemos periodus.

Pirmojo laikotarpio elementai.

Atomų elektroninės sandaros schemos rodo elektronų pasiskirstymą elektroniniuose sluoksniuose (energijos lygius).

Elektroninės atomų formulės parodo elektronų pasiskirstymą energijos lygiuose ir polygiuose.

Grafinės elektroninės atomų formulės parodo elektronų pasiskirstymą ne tik lygiuose ir polygiuose, bet ir orbitose.

Helio atome pirmasis elektronų sluoksnis yra baigtas – jame yra $2 $ elektronų.

Vandenilis ir helis yra $s$-elementai, šių atomų $s$-orbitalės užpildytos elektronais.

Antrojo laikotarpio elementai.

Visiems antrojo periodo elementams užpildomas pirmasis elektronų sluoksnis, o elektronai užpildo antrojo elektronų sluoksnio $s-$ ir $p$ orbitales pagal mažiausios energijos principą (pirma $s$, paskui $ p$) ir Pauli ir Hundo taisyklės.

Neoniniame atome antrasis elektronų sluoksnis yra baigtas – jame yra $8 $ elektronų.

Trečiojo laikotarpio elementai.

Trečiojo periodo elementų atomams užbaigiamas pirmasis ir antrasis elektronų sluoksniai, taigi užpildomas trečiasis elektronų sluoksnis, kuriame elektronai gali užimti 3s-, 3p- ir 3d-sublygius.

Trečiojo periodo elementų atomų elektronų apvalkalų sandara.

Magnio atome užbaigiama 3,5 USD vertės elektronų orbitalė. $Na$ ir $Mg$ yra $s$ elementai.

Aliuminio ir vėlesnių elementų $3d$ polygis užpildytas elektronais.

$↙(18)(Ar)$ Argonas

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

Argono atomo išoriniame sluoksnyje (trečiame elektronų sluoksnyje) yra 8 USD elektronų. Kadangi išorinis sluoksnis baigtas, bet iš viso trečiame elektronų sluoksnyje, kaip jau žinote, gali būti 18 elektronų, vadinasi, trečiojo periodo elementuose liko neužpildytos $3d$-orbitalės.

Visi elementai nuo $Al$ iki $Ar$ – $p$ - elementai.

$s-$ ir $r$ - elementai forma pagrindiniai pogrupiai Periodinėje sistemoje.

Ketvirtojo laikotarpio elementai.

Kalio ir kalcio atomai turi ketvirtąjį elektronų sluoksnį, užpildytas $4s$ polygis, nes jis turi mažiau energijos nei $3d$ polygis. Supaprastinti ketvirtojo periodo elementų atomų grafines elektronines formules:

1. sąlyginai žymime grafinę elektroninę argono formulę taip: $Ar$;
2. mes nevaizduosime polygių, kurie nėra užpildyti šiems atomams.

$K, Ca$ - $s$ - elementai,įtraukti į pagrindinius pogrupius. Atomams nuo $Sc$ iki $Zn$ 3d polygis užpildytas elektronais. Tai $3d$ elementai. Jie yra įtraukti į šoniniai pogrupiai, užpildytas jų išankstinis išorinis elektronų sluoksnis, jie vadinami pereinamieji elementai.

Atkreipkite dėmesį į chromo ir vario atomų elektronų apvalkalų struktūrą. Juose vienas elektronas „nukrenta“ iš $4s-$ į $3d$ polygį, o tai paaiškinama didesniu gautų $3d^5$ ir $3d^(10)$ elektroninių konfigūracijų energetiniu stabilumu:

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

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

Elemento simbolis, serijos numeris, pavadinimas	Elektroninės struktūros diagrama	Elektroninė formulė	Grafinė elektroninė formulė
$↙(19)(K)$ Kalis		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalcis		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skandis		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ arba $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titanas		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ arba $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadis		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ arba $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ arba $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chromas		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ arba $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cinkas		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ arba $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Galis		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ arba $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kriptonas		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ arba $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Cinko atome baigtas trečiasis elektronų sluoksnis - jame užpildyti visi $3s, 3p$ ir $3d$ polygiai, iš viso ant jų yra $18$ elektronų.

Elementuose po cinko toliau pildomas ketvirtasis elektronų sluoksnis, $4p$ polygis. Elementai nuo $Ga$ iki $Kr$ – $r$ - elementai.

Išorinis (ketvirtas) kriptono atomo sluoksnis yra baigtas, jame yra 8 USD elektronų. Bet tik ketvirtame elektronų sluoksnyje, kaip žinote, elektronų gali būti $32$; kriptono atomas vis dar turi neužpildytus $4d-$ ir $4f$-po lygius.

Penktojo laikotarpio elementai užpildo polygius tokia tvarka: $5s → 4d → 5р$. Taip pat yra išimčių, susijusių su elektronų „gedimu“ $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ pasirodo šeštajame ir septintame laikotarpiais - elementai, t.y. elementai, kurių atitinkamai užpildomi trečiojo išorinio elektroninio sluoksnio $4f-$ ir $5f$-polygiai.

$4f$ - elementai paskambino lantanidai.

$5f$ - elementai paskambino aktinidai.

Šeštojo periodo elementų atomų elektroninių polygių užpildymo tvarka: $↙(55)Cs$ ir $↙(56)Ba$ - $6s$-elementai; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elementas; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu – 4f$-elementai; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementai; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn – 6d$-elementai. Bet ir čia yra elementų, kuriuose pažeidžiama elektronų orbitalių užpildymo tvarka, kas, pavyzdžiui, siejama su didesniu energijos stabilumu pusės ir visiškai užpildytų $f$-polygių, t.y. $nf^7$ ir $nf^(14)$.

Priklausomai nuo to, kuris atomo polygis užpildytas elektronais, visi elementai, kaip jau supratote, yra suskirstyti į keturias elektronines šeimas arba blokus:

1. $s$ -elementai; atomo išorinio lygio $s$-polygis užpildytas elektronais; $s$-elementai apima vandenilį, helią ir pagrindinių I ir II grupių pogrupių elementus;
2. $r$ -elementai; atomo išorinio lygio $p$-polygis užpildytas elektronais; $p$-elementai apima III–VIII grupių pagrindinių pogrupių elementus;
3. $d$ -elementai; atomo priešišorinio lygio $d$-polygis užpildytas elektronais; $d$-elementai apima I–VIII grupių antrinių pogrupių elementus, t.y. tarp $s-$ ir $p-$ elementų išsidėsčiusių didelių laikotarpių dešimtmečių elementai. Jie taip pat vadinami perėjimo elementai;
4. $f$ -elementai;$f-$trečiojo lygio atomo polygis išorėje užpildytas elektronais; tai lantanidai ir aktinidai.

Elektroninė atomo konfigūracija. Atomų antžeminės ir sužadintos būsenos

Šveicarų fizikas W. Pauli 1925 USD tai nustatė Atomas vienoje orbitoje gali turėti daugiausiai du elektronus. turintys priešingus (antilygiagrečius) sukinius (iš anglų kalbos išvertus verpstę), t.y. turintys tokias savybes, kurias sąlygiškai galima įsivaizduoti kaip elektrono sukimąsi aplink savo įsivaizduojamą ašį pagal laikrodžio rodyklę arba prieš laikrodžio rodyklę. Šis principas vadinamas Pauli principas.

Jei orbitoje yra vienas elektronas, tada jis vadinamas nesuporuotas, jei du, tai tai suporuoti elektronai, t.y. elektronai su priešingais sukiniais.

Paveiksle parodyta energijos lygių padalijimo į polygius schema.

$s-$ Orbitinė, kaip jau žinote, yra sferinės formos. Vandenilio atomo elektronas $(n = 1)$ yra šioje orbitoje ir yra nesuporuotas. Pagal tai jo elektroninė formulė, arba elektroninė konfigūracija, parašyta taip: $1s^1$. Elektroninėse formulėse energijos lygio numeris nurodomas skaičiumi prieš raidę $ (1 ...) $, Lotyniška raidėžymi polygį (orbitos tipą), o skaičius, parašytas raidės viršuje dešinėje (kaip eksponentas), rodo elektronų skaičių polygyje.

Helio atomui He, kuris turi du suporuotus elektronus toje pačioje $s-$orbitalėje, ši formulė yra: $1s^2$. Helio atomo elektroninis apvalkalas yra pilnas ir labai stabilus. Helis yra tauriosios dujos. Antrasis energijos lygis $(n = 2)$ turi keturias orbitales, vieną $s$ ir tris $p$. Antrojo lygio $s$-orbitos elektronai ($2s$-orbitos) turi didesnę energiją, nes yra didesniu atstumu nuo branduolio nei $1s$-orbitos $(n = 2)$ elektronai. Apskritai kiekvienai $n$ reikšmei yra viena $s-$orbitalė, bet ant jos yra atitinkamas elektronų energijos kiekis, todėl atitinkamo skersmens, didėjančio kaip $n$.$s- reikšmė. $Orbital padidinimas, kaip jau žinote, yra sferinės formos. Vandenilio atomo elektronas $(n = 1)$ yra šioje orbitoje ir yra nesuporuotas. Todėl jo elektroninė formulė arba elektroninė konfigūracija parašyta taip: $1s^1$. Elektroninėse formulėse energijos lygio skaičius nurodomas skaičiumi prieš raidę $ (1 ...) $, polygis (orbitos tipas) žymimas lotyniška raide, o skaičius, kuris rašomas dešinėje nuo raidės (kaip eksponentas) rodo elektronų skaičių polygyje.

Helio atomui $He$, kuris turi du suporuotus elektronus toje pačioje $s-$orbitalėje, ši formulė yra: $1s^2$. Helio atomo elektroninis apvalkalas yra pilnas ir labai stabilus. Helis yra tauriosios dujos. Antrasis energijos lygis $(n = 2)$ turi keturias orbitales, vieną $s$ ir tris $p$. Antrojo lygio $s-$orbitalių ($2s$-orbitalių) elektronai turi didesnę energiją, nes yra didesniu atstumu nuo branduolio nei $1s$-orbitos $(n = 2)$ elektronai. Paprastai kiekvienai $n$ reikšmei yra viena $s-$orbitalė, tačiau ant jos yra atitinkamas elektronų energijos kiekis, todėl su atitinkamu skersmeniu, didėjant $n$ reikšmei.

$r-$ Orbitinė Jis turi hantelio arba aštuonių tūrio formą. Visos trys $p$-orbitalės yra atome viena kitai statmenai išilgai erdvinių koordinačių, nubrėžtų per atomo branduolį. Dar kartą reikia pabrėžti, kad kiekvienas energijos lygis (elektroninis sluoksnis), pradedant nuo $n=2$, turi tris $p$-orbitales. Didėjant $n$ reikšmei, elektronai užima $p$-orbitales, esančias dideliais atstumais nuo branduolio ir nukreiptas išilgai $x, y, z$ ašių.

Antrojo periodo $(n = 2)$ elementams pirmiausia užpildoma viena $s$-orbitalė, o po to trys $p$-orbitalės; elektroninė formulė $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ elektronas yra mažiau surištas su atomo branduoliu, todėl ličio atomas gali lengvai jį atiduoti (kaip tikriausiai prisimenate, šis procesas vadinamas oksidacija), pavirsdamas ličio jonu $Li^+$.

Berilio atome Be ketvirtasis elektronas taip pat patalpintas į $2s$ orbitą: $1s^(2)2s^(2)$. Du išoriniai berilio atomo elektronai lengvai atsiskiria – $B^0$ oksiduojasi į $Be^(2+)$ katijoną.

Penktasis boro atomo elektronas užima $2p$-orbitalę: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Toliau užpildomos $2p$-orbitalės iš $C, N, O, F$ atomų, kurios baigiasi neoninėmis tauriosiomis dujomis: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Trečiojo periodo elementams užpildomos atitinkamai $3s-$ ir $3p$-orbitos. Penkios trečiojo lygio $d$ orbitos lieka laisvos:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Kartais diagramose, vaizduojančiose elektronų pasiskirstymą atomuose, nurodomas tik elektronų skaičius kiekviename energijos lygyje, t.y. Parašykite sutrumpintas elektronines cheminių elementų atomų formules, priešingai nei aukščiau pateiktos visos elektroninės formulės, pavyzdžiui:

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

Didelio periodo elementų (ketvirto ir penkto) atveju pirmieji du elektronai atitinkamai užima $4s-$ ir $5s$-orbitales: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 USD. Pradedant nuo trečiojo kiekvieno elemento ilgas laikotarpis, kiti dešimt elektronų pateks į ankstesnes $3d-$ ir $4d-$ orbitales atitinkamai (šoninių pogrupių elementams): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) N 2, 8, 14, 2; $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2; $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Paprastai užpildžius ankstesnį $d$-polygį, pradedamas pildyti išorinis (atitinkamai $4p-$ ir $5p-$) $p-$polygis: $↙(33)Kaip 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Didelio periodo elementams – šeštam ir nepilnam septintam – elektroniniai lygiai ir polygiai užpildomi elektronais, kaip taisyklė: pirmieji du elektronai patenka į išorinį $s-$polygį: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)N 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; kitas elektronas ($La$ ir $Ca$) į ankstesnį $d$ polygį: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ ir $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 USD.

Tada kiti $14$ elektronai pateks į trečiąjį energijos lygį iš išorės, atitinkamai į $4f$ ir $5f$ lantonidų ir aktinidų orbitas: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ ↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Tada antrasis energijos lygis iš išorės ($d$-polygis) vėl pradės kauptis šoninių pogrupių elementams: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 USD. Ir galiausiai, tik po to, kai $d$-polygis bus visiškai užpildytas dešimčia elektronų, $p$-lygis vėl bus užpildytas: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Labai dažnai atomų elektronų apvalkalų sandara vaizduojama naudojant energijos ar kvantines ląsteles – jose užrašomos vadinamosios. grafinės elektroninės formulės. Šiam įrašui naudojama tokia žyma: kiekviena kvantinė ląstelė žymima ląstele, atitinkančia vieną orbitą; kiekvienas elektronas pažymėtas sukimosi kryptį atitinkančia rodykle. Rašant grafinę elektroninę formulę, reikia atsiminti dvi taisykles: Pauli principas, pagal kurią ląstelė (orbitalė) gali turėti ne daugiau kaip du elektronus, bet su antilygiagrečiais sukiniais, ir F. Hundo taisyklė, pagal kurią elektronai laisvąsias ląsteles užima iš pradžių po vieną ir tuo pačiu turi tą pačią sukimosi reikšmę, o tik po to poruojasi, tačiau sukiniai pagal Pauli principą jau bus priešingos krypties.

6.6. Chromo, vario ir kai kurių kitų elementų atomų elektroninės struktūros ypatybės

Jei atidžiai pažvelgėte į 4 priedą, tikriausiai pastebėjote, kad kai kurių elementų atomų atveju pažeidžiama orbitalių užpildymo elektronais seka. Kartais šie pažeidimai vadinami „išimtimis“, tačiau taip nėra – Gamtos dėsniams išimčių nėra!

Pirmasis elementas, turintis tokį pažeidimą, yra chromas. Išsamiau panagrinėkime jo elektroninę struktūrą (6.16 pav.). A). Chromo atomas turi 4 s-polygis yra ne du, kaip būtų galima tikėtis, o tik vienas elektronas. Bet už 3 d-5 elektronų polygis, tačiau šis polygis užpildomas po 4 s-polygis (žr. 6.4 pav.). Norėdami suprasti, kodėl taip nutinka, pažiūrėkime, kas yra elektronų debesys 3 dšio atomo polygis.

Kiekvienas iš penkių 3 d-debesys šiuo atveju susidaro iš vieno elektrono. Kaip jau žinote iš šio skyriaus 4 punkto, bendras šių penkių elektronų elektronų debesis yra sferinis arba, kaip sakoma, sferiškai simetriškas. Pagal elektronų tankio pasiskirstymo skirtingomis kryptimis pobūdį jis panašus į 1 s-EO. Polygio, kurio elektronai sudaro tokį debesį, energija pasirodo esanti mažesnė nei mažiau simetriško debesies atveju. IN Ši byla orbitos energija 3 d-polygis yra lygus energijai 4 s- orbitos. Kai simetrija pažeidžiama, pavyzdžiui, kai atsiranda šeštasis elektronas, orbitalių energija yra 3 d-polygis vėl tampa daugiau nei energija 4 s- orbitos. Todėl mangano atomas vėl turi antrą elektroną 4 s-AO.
Sferinė simetrija turi bendrą bet kurio polygio debesį, užpildytą elektronais tiek iki pusės, tiek iki galo. Energijos sumažėjimas šiais atvejais yra bendro pobūdžio ir nepriklauso nuo to, ar kuris nors polygis yra pusiau ar visiškai užpildytas elektronais. Ir jei taip, tada turime ieškoti kito pažeidimo atome, kurio elektronų apvalkale devintas „ateina“ paskutinis d- elektronas. Tiesą sakant, vario atomas turi 3 d- polygis 10 elektronų ir 4 s- yra tik vienas polygis (6.16 pav.). b).
Visiškai arba pusiau užpildyto polygio orbitų energijos sumažėjimas yra daugelio svarbių cheminių reiškinių priežastis, su kai kuriais iš jų jūs susipažinsite.

6.7. Išoriniai ir valentiniai elektronai, orbitos ir sublygiai

Chemijoje izoliuotų atomų savybės, kaip taisyklė, nėra tiriamos, nes beveik visi atomai, būdami įvairių medžiagų dalimi, sudaro cheminius ryšius. Cheminiai ryšiai susidaro sąveikaujant atomų elektroniniams apvalkalams. Ne visi atomai (išskyrus vandenilį) dalyvauja formuojant cheminius ryšius: boro – trys iš penkių elektronų, anglies – keturi iš šešių ir, pavyzdžiui, bario – du iš penkiasdešimties. šeši. Šie „aktyvūs“ elektronai vadinami valentiniai elektronai.

Kartais valentiniai elektronai yra painiojami su išorės elektronų, bet jie nėra tas pats dalykas.

Išorinių elektronų elektronų debesys turi didžiausią spindulį (ir didžiausią pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmę).

Ryšiams susidarant pirmiausia dalyvauja išoriniai elektronai, jau vien todėl, kad atomams artėjant vienas prie kito pirmiausia susiliečia šių elektronų suformuoti elektronų debesys. Tačiau kartu su jais dalis elektronų taip pat gali dalyvauti kuriant ryšį. išankstinis išorinis(priešpaskutinis) sluoksnis, bet tik tuo atveju, jei jų energija nedaug skiriasi nuo išorinių elektronų energijos. Ir tie, ir kiti atomo elektronai yra valentiniai. (Lantaniduose ir aktiniduose net kai kurie „išoriniai“ elektronai yra valentingi)
Valentinių elektronų energija yra daug didesnė už kitų atomo elektronų energiją, o valentinių elektronų energija daug mažiau skiriasi vienas nuo kito.
Išoriniai elektronai visada yra valentiniai tik tuo atveju, jei atomas apskritai gali sudaryti cheminius ryšius. Taigi abu helio atomo elektronai yra išoriniai, tačiau jų negalima vadinti valentiniais, nes helio atomas iš viso nesudaro jokių cheminių ryšių.
Valentiniai elektronai užima valentinės orbitos, kurios savo ruožtu formuoja valentingumo polygiai.

Kaip pavyzdį apsvarstykite geležies atomą, kurio elektroninė konfigūracija parodyta Fig. 6.17. Iš geležies atomo elektronų didžiausias pagrindinis kvantinis skaičius ( n= 4) turi tik du 4 s- elektronas. Todėl jie yra išoriniai šio atomo elektronai. Išorinės geležies atomo orbitos yra visos orbitos su n= 4, o išoriniai polygiai yra visi sublygiai, kuriuos sudaro šios orbitos, tai yra 4 s-, 4p-, 4d- ir 4 f- EPU.
Išoriniai elektronai visada yra valentiniai, todėl 4 s-geležies atomo elektronai yra valentiniai elektronai. Ir jei taip, tada 3 d-elektronai su šiek tiek didesne energija taip pat bus valentiniai. Išoriniame geležies atomo lygyje, be užpildyto 4 s-AO vis dar yra laisvų 4 p-, 4d- ir 4 f-AO. Visi jie yra išoriniai, bet tik 4 yra valentiniai R-AO, nes likusių orbitų energija yra daug didesnė, o elektronų atsiradimas šiose orbitalėse nėra naudingas geležies atomui.

Taigi, geležies atomas
išorinis elektroninis lygis - ketvirtas,
išoriniai polygiai - 4 s-, 4p-, 4d- ir 4 f- EPU,
išorinės orbitos - 4 s-, 4p-, 4d- ir 4 f-AO,
išoriniai elektronai - du 4 s- elektronas (4 s 2),
išorinis elektronų sluoksnis yra ketvirtasis,
išorinis elektronų debesis - 4 s-EO
valentiniai polygiai - 4 s-, 4p- ir 3 d- EPU,
valentinės orbitalės – 4 s-, 4p- ir 3 d-AO,
valentiniai elektronai - du 4 s- elektronas (4 s 2) ir šeši 3 d- elektronai (3 d 6).

Valencijos polygiai gali būti iš dalies arba visiškai užpildyti elektronais arba išvis gali likti laisvi. Didėjant branduolio krūviui, mažėja visų polygių energijos vertės, tačiau dėl elektronų sąveikos tarpusavyje skirtingų polygių energija mažėja skirtingu „greičiu“. Visiškai užpildyta energija d- Ir f-polygiai sumažėja tiek, kad nustoja būti valentiniais.

Kaip pavyzdį panagrinėkime titano ir arseno atomus (6.18 pav.).

Titano atomo atveju 3 d-EPU tik iš dalies užpildytas elektronais, o jo energija yra didesnė už 4 energiją s-EPU ir 3 d- elektronai yra valentingumas. Prie arseno atomo 3 d-EPU yra visiškai užpildytas elektronais, o jo energija yra daug mažesnė nei 4 energija s-EPU, todėl 3 d-elektronai nėra valentiniai.
Šiuose pavyzdžiuose mes analizavome valentinė elektroninė konfigūracija titano ir arseno atomai.

Valentinė elektroninė atomo konfigūracija pavaizduota kaip elektroninė valentingumo formulė, arba formoje valentingumo polygių energijos diagrama.

VALENCINIAI ELEKTRONAI, IŠORINIAI ELEKTRONAI, VALENCINĖ EPU, VALENCIJA AO, VALENCINĖ ELEKTRONŲ ATOMO KONFIGŪRACIJA, VALENCINĖS ELEKTRONŲ FORMULĖ, VALENCINĖS POLYGIO SCHEMA.

1. Jūsų sudarytose energijos diagramose ir pilnose elektroninėse atomų Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar formulėse nurodykite išorinius ir valentinius elektronus. Parašykite šių atomų valentines elektronines formules. Energijos diagramose pažymėkite dalis, atitinkančias valentingumo polygių energijos diagramas.
2. Kas bendro tarp elektroninių atomų konfigūracijų a) Li ir Na, B ir Al, O ir S, Ne ir Ar; b) Zn ir Mg, Sc ir Al, Cr ir S, Ti ir Si; c) H ir He, Li ir O, K ir Kr, Sc ir Ga. Kokie jų skirtumai
3. Kiek valentinių polygių yra kiekvieno elemento atomo elektronų apvalkale: a) vandenilio, helio ir ličio, b) azoto, natrio ir sieros, c) kalio, kobalto ir germanio
4. Kiek valentinių orbitalių yra visiškai užpildyta a) boro, b) fluoro, c) natrio atome?
5. Kiek orbitalių su nesuporuotu elektronu atomas turi a) boro, b) fluoro, c) geležies
6. Kiek laisvų išorinių orbitų turi mangano atomas? Kiek laisvų valentų?
7. Kitai pamokai paruoškite 20 mm pločio popieriaus juostelę, padalinkite ją į ląsteles (20 × 20 mm) ir šiai juostelei pritaikykite natūralių elementų seriją (nuo vandenilio iki meitnerium).
8. Kiekviename langelyje įdėkite elemento simbolį, jo serijos numerį ir valentinę elektroninę formulę, kaip parodyta fig. 6.19 (naudokite 4 priedą).

6.8. Atomų sisteminimas pagal jų elektronų apvalkalų sandarą

Cheminių elementų sisteminimas grindžiamas natūralia elementų serija Ir elektronų apvalkalų panašumo principas jų atomai.
Jūs jau esate susipažinę su natūraliu cheminių elementų asortimentu. Dabar susipažinkime su elektronų apvalkalų panašumo principu.
Atsižvelgiant į NRE atomų valentines elektronines formules, nesunku pastebėti, kad kai kuriems atomams jos skiriasi tik pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmėmis. Pavyzdžiui, 1 s 1 – vandenilis, 2 s 1 – ličiui, 3 s 1 natriui ir pan. Arba 2 s 2 2p 5 – fluorui, 3 s 2 3p 5 chlorui, 4 s 2 4p 5 bromui ir tt Tai reiškia, kad tokių atomų valentinių elektronų debesų išorinės sritys yra labai panašios formos ir skiriasi tik dydžiu (ir, žinoma, elektronų tankiu). Ir jei taip, tuomet galima vadinti tokių atomų elektronų debesis ir atitinkamas jų valentines konfigūracijas panašus. Skirtingų elementų atomams, turintiems panašią elektroninę konfigūraciją, galime rašyti bendrosios valentinės elektroninės formulės: ns 1 pirmuoju atveju ir ns 2 np 5 antroje. Judant išilgai natūralių elementų serijų, galima rasti kitų atomų grupių, turinčių panašią valentingumo konfigūraciją.
Taigi, natūralioje elementų serijoje reguliariai atsiranda panašių valentinių elektroninių konfigūracijų atomų. Tai yra elektronų apvalkalų panašumo principas.
Pabandykime atskleisti šio dėsningumo formą. Norėdami tai padaryti, naudosime natūralias jūsų pagamintų elementų serijas.

NRE prasideda vandeniliu, kurio elektroninė valentingumo formulė yra 1 s 1 . Ieškodami panašių valentinių konfigūracijų, natūralią elementų seriją supjaustome prieš elementus, naudodami bendrą valentingumo elektroninę formulę ns 1 (tai yra prieš litį, prieš natrį ir kt.). Gavome vadinamuosius elementų „periodus“. Sudėkime gautus „periodus“, kad jie taptų lentelės eilutėmis (žr. 6.20 pav.). Dėl to tokias elektronines konfigūracijas turės tik pirmųjų dviejų lentelės stulpelių atomai.

Pabandykime pasiekti valentinių elektroninių konfigūracijų panašumą kituose lentelės stulpeliuose. Norėdami tai padaryti, iš 6 ir 7 periodų iškirpome elementus su skaičiais 58 - 71 ir 90 -103 (jie turi 4 f- ir 5 f-polygiai) ir padėkite juos po stalu. Likusių elementų simboliai bus perkelti horizontaliai, kaip parodyta paveikslėlyje. Po to tame pačiame lentelės stulpelyje esančių elementų atomai turės panašias valentines konfigūracijas, kurias galima išreikšti bendromis valentinėmis elektroninėmis formulėmis: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 ir taip toliau iki ns 2 np 6. Visi nukrypimai nuo bendrųjų valentingumo formulių paaiškinami tomis pačiomis priežastimis, kaip ir chromo ir vario atveju (žr. 6.6 pastraipą).

Kaip matote, naudojant NRE ir taikant elektronų apvalkalų panašumo principą, pavyko susisteminti cheminius elementus. Tokia cheminių elementų sistema vadinama natūralus, nes remiasi tik Gamtos dėsniais. Lentelė, kurią gavome (6.21 pav.) yra vienas iš būdų grafiškai pavaizduoti natūralią elementų sistemą ir vadinama ilgoji cheminių elementų lentelė.

ELEKTRONINIŲ KEKLŲ PANAŠUMO PRINCIPAS, NATŪRALIŲ CHEMINIŲ ELEMENTŲ SISTEMA ("PERIODINĖ" SISTEMA), CHEMINIŲ ELEMENTŲ LENTELĖ.

6.9. Ilgojo laikotarpio cheminių elementų lentelė

Išsamiau susipažinkime su cheminių elementų ilgojo laikotarpio lentelės sandara.
Šios lentelės eilutės, kaip jau žinote, vadinamos elementų „laikotarpiais“. Taškai numeruojami arabiškais skaitmenimis nuo 1 iki 7. Pirmajame taške yra tik du elementai. Vadinamas antrasis ir trečiasis periodai, kuriuose yra po aštuonis elementus trumpas laikotarpiais. Ketvirtasis ir penktasis periodai, kurių kiekviename yra 18 elementų, vadinami ilgai laikotarpiais. Vadinamas šeštasis ir septintasis periodai, kuriuose yra po 32 elementus itin ilgas laikotarpiais.
Šios lentelės stulpeliai vadinami grupės elementai. Grupių numeriai žymimi romėniškais skaitmenimis su lotyniškomis raidėmis A arba B.
Kai kurių grupių elementai turi savo bendrus (grupių) pavadinimus: IA grupės elementai (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - šarminiai elementai(arba šarminių metalų elementai); IIA grupės elementai (Ca, Sr, Ba ir Ra) - šarminių žemių elementai(arba šarminių žemių metalų elementai)(pavadinimai „šarminiai metalai“ ir žemės šarminiai metalai“ reiškia paprastas medžiagas, sudarytas iš atitinkamų elementų ir neturėtų būti vartojamos kaip elementų grupių pavadinimai); grupės VIA elementai (O, S, Se, Te, Po) – chalkogenai, VIIA grupės elementai (F, Cl, Br, I, At) – halogenai, VIIIA grupės elementai (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – tauriųjų dujų elementai.(Tradicinis pavadinimas „tauriosios dujos“ taip pat taikomas paprastoms medžiagoms)
Elementai, paprastai išdėstyti apatinėje lentelės dalyje su serijos numeriais 58 - 71 (Ce - Lu), vadinami lantanidai(„po lantano“) ir elementai, kurių serijos numeriai 90–103 (Th – Lr) – aktinidai(„po aktinio“). Yra ilgo periodo lentelės variantas, kai lantanidai ir aktinidai nėra išpjaunami iš NRE, o lieka savo vietose itin ilgais laikotarpiais. Ši lentelė kartais vadinama ypač ilgas laikotarpis.
Ilgojo laikotarpio lentelė yra padalinta į keturias dalis blokas(arba skyriai).
s-blokas apima IA ir IIA grupių elementus su bendromis valentinėmis elektroninėmis formulėmis ns 1 ir ns 2 (s-elementai).
p blokas apima elementus nuo IIIA iki VIIIA grupės su bendromis valentinėmis elektroninėmis formulėmis iš ns 2 np 1 iki ns 2 np 6 (p-elementai).
d blokas apima elementus nuo IIIB iki IIB grupės su bendromis valentinėmis elektroninėmis formulėmis iš ns 2 (n–1)d 1 iki ns 2 (n–1)d 10 (d-elementai).
f blokas apima lantanidus ir aktinidus ( f-elementai).

Elementai s- Ir p-blokai sudaro A grupes ir elementus d-blokas - cheminių elementų sistemos B grupė. Visi f-elementai formaliai įtraukti į IIIB grupę.
Pirmojo periodo elementai – vandenilis ir helis – yra s-elementai ir gali būti dedami į IA ir IIA grupes. Tačiau helis dažniau įtraukiamas į VIIIA grupę kaip elementas, su kuriuo baigiasi laikotarpis, o tai visiškai atitinka jo savybes (helis, kaip ir visos kitos paprastos medžiagos, kurias sudaro šios grupės elementai, yra tauriosios dujos). Vandenilis dažnai priskiriamas VIIA grupei, nes jo savybės yra daug artimesnės halogenams nei šarminiams elementams.
Kiekvienas sistemos periodas prasideda elementu, turinčiu atomų valentinę konfigūraciją ns 1 , nes būtent nuo šių atomų prasideda kito elektronų sluoksnio susidarymas ir baigiasi elementu, kurio atomų valentinė konfigūracija ns 2 np 6 (išskyrus pirmąjį laikotarpį). Tai leidžia energijos diagramoje lengvai identifikuoti polygių grupes, kurios kiekvieno iš periodų atomuose yra užpildytos elektronais (6.22 pav.). Atlikite šį darbą su visais antriniais lygiais, parodytais kopijoje, kurią padarėte pagal 6.4 pav. 6.22 pav. paryškinti polygiai (išskyrus visiškai užpildytus d- Ir f-polygiai) yra visų tam tikro laikotarpio elementų atomų valentingumas.
Išvaizda laikotarpiais s-, p-, d- arba f-elementai visiškai atitinka užpildymo seką s-, p-, d- arba f- elektronų polygiai. Ši elementų sistemos ypatybė leidžia žinant laikotarpį ir grupę, kuri apima duotą elementą, iš karto užrašyti jo valentinę elektroninę formulę.

ILGALAIKĖ CHEMINIŲ ELEMENTŲ, BLAKŲ, PERIODŲ, GRUPŲ, ŠARMINIŲ ELEMENTŲ, ŠARMINIŲ ŽEMĖS ELEMENTŲ, CHALKOGENŲ, HALOGENŲ, TARIŲJŲ DUJŲ ELEMENTŲ, LANTANOIDŲ, AKTINOIDŲ LENTELĖ.
Užrašykite elementų a) IVA ir IVB grupių, b) IIIA ir VIIB grupių atomų bendrąsias valentines elektronines formules?
2. Kas bendro tarp A ir B grupių elementų atomų elektroninių konfigūracijų? Kuo jie skiriasi?
3. Kiek elementų grupių įtraukta į a) s- blokas, b) R- blokuoti, c) d- blokuoti?
4. Tęskite 30 pav. polygių energijos didinimo kryptimi ir parinkite tas polygių grupes, kurios 4, 5 ir 6 perioduose užpildytos elektronais.
5. Išvardykite atomų a) kalcio, b) fosforo, c) titano, d) chloro, e) natrio valentinius po lygius. 6. Suformuluokite, kuo s-, p- ir d-elementai skiriasi vienas nuo kito.
7. Paaiškinkite, kodėl atomas priklauso bet kuriam elementui, lemia protonų skaičius branduolyje, o ne šio atomo masė.
8. Ličio, aliuminio, stroncio, seleno, geležies ir švino atomams sudaryti valentingumą, užpildyti ir sutrumpinti elektronines formules ir nubraižyti valentingumo polygių energetines diagramas. 9. Kurių elementų atomai atitinka šias valentines elektronines formules: 3 s 1 , 4s 1 3d 1, 2s 22 p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

6.10. Atomo elektroninių formulių tipai. Jų sudarymo algoritmas

Skirtingiems tikslams turime žinoti pilną arba valentinę atomo konfigūraciją. Kiekviena iš šių elektroninių konfigūracijų gali būti pavaizduota ir formule, ir energijos diagrama. Tai yra, pilna elektroninė atomo konfigūracija išreikštas visa elektroninė atomo formulė, arba pilna atomo energijos diagrama. Savo ruožtu, atomo valentinių elektronų konfigūracija išreikštas valentingumas(arba, kaip dažnai vadinama, " trumpas") elektroninė atomo formulė, arba atomo valentingumo polygių diagrama(6.23 pav.).

Anksčiau mes kūrėme elektronines atomų formules naudodami eilinius elementų skaičius. Tuo pačiu metu pagal energijos diagramą nustatėme polygių užpildymo elektronais seką: 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s ir taip toliau. Ir tik užrašę visą elektroninę formulę, galėtume užrašyti ir valentingumo formulę.
Dažniausiai naudojamą atomo valentinę elektroninę formulę patogiau rašyti pagal elemento padėtį cheminių elementų sistemoje pagal periodo-grupės koordinates.
Išsamiai apsvarstykime, kaip tai daroma elementams s-, p- Ir d- blokai.
Dėl elementų s-bloko valentinė elektroninė atomo formulė susideda iš trijų simbolių. Apskritai tai galima parašyti taip:

Pirmoje vietoje (didelės ląstelės vietoje) yra periodo skaičius (lygus pagrindiniam jų kvantiniam skaičiui s-elektronai), o trečiajame (viršutiniame indekse) - grupės skaičius (lygus valentinių elektronų skaičiui). Kaip pavyzdį magnio atomą (3 periodas, IIA grupė), gauname:

Dėl elementų p-Block valentinė elektroninė atomo formulė susideda iš šešių simbolių:

Čia vietoje didelių langelių taip pat įdėtas periodo skaičius (lygus pagrindiniam jų kvantiniam skaičiui s- Ir p-elektronai), o grupės skaičius (lygus valentinių elektronų skaičiui) pasirodo lygus viršutinių indeksų sumai. Deguonies atomui (2-asis periodas, VIA grupė) gauname:

2s 2 2p 4 .

Daugumos elementų elektroninė valentinė formulė d blokas gali būti parašytas taip:

Kaip ir ankstesniais atvejais, čia vietoj pirmo langelio dedamas periodo numeris (lygus pagrindiniam jų kvantiniam skaičiui s-elektronai). Skaičius antroje ląstelėje pasirodo vienu mažesnis, nes pagrindinis jų kvantinis skaičius d- elektronai. Grupės numeris čia taip pat lygus indeksų sumai. Pavyzdys yra titano valentinė elektroninė formulė (4 laikotarpis, IVB grupė): 4 s 2 3d 2 .

Grupės numeris yra lygus indeksų sumai ir VIB grupės elementams, tačiau jie, kaip prisimenate, yra valentinėje s-polygis turi tik vieną elektroną ir bendrą valentinę elektroninę formulę ns 1 (n–1)d 5 . Todėl valentinė elektroninė formulė, pavyzdžiui, molibdeno (5 periodas) yra 5 s 1 4d 5 .
Taip pat nesunku sudaryti valentinę elektroninę formulę iš bet kurio IB grupės elemento, pavyzdžiui, aukso (6 periodas)>–>6 s 1 5d 10 , tačiau šiuo atveju turite tai atsiminti d- šios grupės elementų atomų elektronai vis dar išlieka valentiniais, o kai kurie iš jų gali dalyvauti formuojant cheminius ryšius.
IIB grupės elementų atomų bendroji valentinė elektroninė formulė yra ns 2 (n – 1)d 10 . Todėl, pavyzdžiui, cinko atomo valentinė elektroninė formulė yra 4 s 2 3d 10 .
Bendrosios taisyklės paklūsta ir pirmosios triados elementų (Fe, Co ir Ni) valentinės elektroninės formulės. Geležis, VIIIB grupės elementas, turi valentinę elektroninę formulę 4 s 2 3d 6. Kobalto atomas turi vieną d- daugiau elektronų (4 s 2 3d 7), o nikelio atomas turi du (4 s 2 3d 8).
Naudojant tik šias valentinių elektroninių formulių rašymo taisykles, kai kurių atomų elektroninių formulių sudaryti neįmanoma d-elementai (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), nes juose dėl polinkio į labai simetriškus elektronų apvalkalus valentinių polygių užpildymas elektronais turi keletą papildomų savybių.
Žinant valentinę elektroninę formulę, galima užrašyti ir visą elektroninę atomo formulę (žr. toliau).
Dažnai vietoj sudėtingų elektroninių formulių jie užsirašo sutrumpintos elektroninės formulės atomai. Norint juos sudaryti elektroninėje formulėje, parenkami visi atomo elektronai, išskyrus valentinguosius, jų simboliai dedami laužtiniuose skliaustuose ir elektroninės formulės dalis, atitinkanti ankstesnio elemento paskutinio elemento atomo elektroninę formulę. laikotarpis (elementas, sudarantis tauriąsias dujas) pakeičiamas šio atomo simboliu.

Įvairių tipų elektroninių formulių pavyzdžiai pateikti 14 lentelėje.

14 lentelė Elektroninių atomų formulių pavyzdžiai

	Elektroninės formulės
		sutrumpintai	Valencija
	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

Elektroninių atomų formulių sudarymo algoritmas (jodo atomo pavyzdžiu)

№ operacijos	Operacija	Rezultatas
	Nustatykite atomo koordinates elementų lentelėje.	5 laikotarpis, VIIA grupė
	Parašykite elektroninę valentingumo formulę.	5s 2 5p 5
	Pridėkite vidinių elektronų simbolius tokia tvarka, kokia jie užpildo polygius.	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 5
	Atsižvelgiant į visiškai užpildytos energijos sumažėjimą d- Ir f- polygiai, užsirašykite visą elektroninę formulę.
	Pažymėkite valentinius elektronus.	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5
	Pasirinkite ankstesnio tauriųjų dujų atomo elektroninę konfigūraciją.
	Užrašykite sutrumpintą elektroninę formulę, laužtiniuose skliaustuose sujungdami visas nevalentinis elektronų.	5s 2 5p 5

Pastabos
1. 2 ir 3 periodų elementams trečioji operacija (be ketvirtojo) iš karto veda prie pilnos elektroninės formulės.
2. (n – 1)d 10 – elektronai lieka valentingi ties IB grupės elementų atomais.

PILNOJI ELEKTRONINĖ FORMULĖ, VALENCINĖ ELEKTRONINĖ FORMULĖ, sutrumpintai ELEKTRONINĖ FORMULĖ, ALGORITMAS ELEKTRONINĖS ATOMO FORMULĖS SUDĖTI.
1. Sudarykite elemento atomo valentinę elektroninę formulę a) trečiosios A grupės antrojo periodo, b) antrosios A grupės trečiojo periodo, c) ketvirtosios A grupės ketvirtojo periodo.
2. Padarykite sutrumpintas elektronines magnio, fosforo, kalio, geležies, bromo ir argono atomų formules.

6.11. Trumpojo laikotarpio cheminių elementų lentelė

Per daugiau nei 100 metų nuo natūralios elementų sistemos atradimo buvo pasiūlyta keli šimtai pačių įvairiausių lentelių, kurios grafiškai atspindi šią sistemą. Iš jų, be ilgojo periodo lentelės, plačiausiai naudojama vadinamoji trumpojo periodo D. I. Mendelejevo elementų lentelė. Trumpojo periodo lentelė gaunama iš ilgo periodo, jei 4, 5, 6 ir 7 periodai yra iškirpti prieš IB grupės elementus, perkeliami vienas nuo kito ir gautos eilutės pridedamos taip pat, kaip mes. pridėjo ankstesnius laikotarpius. Rezultatas parodytas 6.24 pav.

Lantanidai ir aktinidai čia taip pat dedami po pagrindiniu stalu.

IN grupėsšioje lentelėje yra elementai, kurių atomai turi tiek pat valentinių elektronų kad ir kokiose orbitose šie elektronai būtų. Taigi, elementai chloras (tipiškas elementas, kuris sudaro nemetalą; 3 s 2 3p 5) ir manganas (metalą formuojantis elementas; 4 s 2 3d 5), neturintys elektronų apvalkalų panašumo, patenka į tą pačią septintąją grupę. Dėl poreikio atskirti tokius elementus būtina išskirti grupes pogrupius: pagrindinis- ilgo laikotarpio lentelės A grupių analogai ir šalutiniai poveikiai yra B grupės analogai. 34 paveiksle pagrindinių pogrupių elementų simboliai perkeliami į kairę, o antrinių pogrupių elementų simboliai – į dešinę.
Tiesa, toks elementų išdėstymas lentelėje turi ir privalumų, nes būtent valentinių elektronų skaičius pirmiausia lemia atomo valentines galimybes.
Ilgojo periodo lentelė atspindi atomų elektroninės struktūros modelius, savybių panašumą ir kitimo modelius. paprastos medžiagos ir junginiai pagal elementų grupes, reguliarus kai kurių fizikinių dydžių, apibūdinančių atomus, paprastas medžiagas ir junginius visoje elementų sistemoje, pasikeitimas ir daug daugiau. Trumpo laikotarpio lentelė šiuo atžvilgiu yra mažiau patogi.

TRUMPJO LAIKOTARPIO LENTELĖ, PAGRINDINĖS POGRUPĖS, ANTRINĖS POGRUPĖS.
1. Konvertuokite ilgo periodo lentelę, kurią sukūrėte iš natūralių elementų serijų, į trumpo laikotarpio lentelę. Atlikite atvirkštinę transformaciją.
2. Ar galima sudaryti trumpojo periodo lentelės vienos grupės elementų atomų bendrąją valentinę elektroninę formulę? Kodėl?

6.12. Atomų dydžiai. Orbitos spinduliai

.

Atomas neturi aiškių ribų. Koks yra izoliuoto atomo dydis? Atomo branduolys yra apsuptas elektronų apvalkalo, o apvalkalas susideda iš elektronų debesų. EO dydis apibūdinamas spinduliu r oo. Visi debesys išoriniame sluoksnyje yra maždaug vienodo spindulio. Todėl atomo dydį galima apibūdinti šiuo spinduliu. Tai vadinama atomo orbitos spindulys(r 0).

Atomų orbitos spindulių reikšmės pateiktos 5 priede.
EO spindulys priklauso nuo branduolio krūvio ir nuo to, kurioje orbitoje yra elektronas, sudarantis šį debesį. Vadinasi, nuo tų pačių charakteristikų priklauso ir atomo orbitos spindulys.
Apsvarstykite vandenilio ir helio atomų elektronų apvalkalus. Tiek vandenilio atome, tiek helio atome elektronai yra 1 s-AO, o jų debesys būtų vienodo dydžio, jei šių atomų branduolių krūviai būtų vienodi. Tačiau helio atomo branduolio krūvis yra du kartus didesnis už vandenilio atomo branduolio krūvį. Pagal Kulono dėsnį, kiekvieną helio atomo elektroną veikianti traukos jėga yra dvigubai didesnė už elektrono traukos jėgą vandenilio atomo branduoliui. Todėl helio atomo spindulys turi būti daug mažesnis nei vandenilio atomo spindulys. Tai yra tiesa: r 0 (jis) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Ličio atomas turi išorinį elektroną ties 2 s-AO, tai yra, sudaro antrojo sluoksnio debesį. Natūralu, kad jo spindulys turėtų būti didesnis. Tikrai: r 0 (Li) = 1,586 E.
Likusių antrojo periodo elementų atomai turi išorinius elektronus (ir 2 s, ir 2 p) dedami į tą patį antrąjį elektronų sluoksnį, o šių atomų branduolio krūvis didėja didėjant eilės numeriui. Elektronai stipriau pritraukiami prie branduolio, ir, žinoma, atomų spindulys mažėja. Šiuos argumentus galėtume pakartoti dėl kitų laikotarpių elementų atomų, tačiau su vienu patikslinimu: orbitos spindulys monotoniškai mažėja tik užpildžius kiekvieną iš polygių.
Bet jei neatsižvelgsime į detales, tada bendras atomų dydžio pasikeitimo elementų sistemoje pobūdis yra toks: didėjant serijos numeriui per laikotarpį, atomų orbitos spindulys mažėja, o grupėje. jie didėja. Didžiausias atomas yra cezio atomas, o mažiausias – helio atomas, tačiau iš cheminius junginius sudarančių elementų atomų (helis ir neonas jų nesudaro) mažiausias – fluoro atomas.
Daugumos elementų atomų, esančių natūralioje serijoje po lantanidų, orbitos spindulys yra šiek tiek mažesnis, nei būtų galima tikėtis, remiantis bendraisiais dėsniais. Taip yra dėl to, kad tarp lantano ir hafnio elementų sistemoje yra 14 lantanidų, todėl hafnio atomo branduolinis krūvis yra 14 e daugiau nei lantano. Todėl išoriniai šių atomų elektronai branduolį traukia stipriau, nei būtų traukiami nesant lantanidų (šis poveikis dažnai vadinamas „lantanido susitraukimu“).
Atkreipkite dėmesį, kad pereinant nuo VIIIA grupės elementų atomų prie IA grupės elementų atomų, orbitos spindulys staigiai didėja. Vadinasi, mūsų pasirinkimas pirmųjų kiekvieno laikotarpio elementų (žr. § 7) pasirodė teisingas.

ATOMO ORBITAS SPINDULIS, JO KITA ELEMENTŲ SISTEMOJE.
1. Remdamiesi 5 priede pateiktais duomenimis, ant milimetrinio popieriaus nubraižykite atomo orbitos spindulio priklausomybę nuo elemento serijos numerio elementams su Z nuo 1 iki 40. Horizontaliosios ašies ilgis 200 mm, vertikalios ašies ilgis 100 mm.
2. Kaip galite apibūdinti gautos nutrūkusios linijos išvaizdą?

6.13. Atomo jonizacijos energija

Jei elektronui atome suteiksite papildomos energijos (iš fizikos kurso išmoksite tai padaryti), tada elektronas gali pereiti į kitą AO, tai yra, atomas atsidurs susijaudinusi būsena. Ši būsena yra nestabili, ir elektronas beveik iš karto grįš į pradinę būseną, o energijos perteklius bus išleistas. Bet jei elektronui perduodama energija yra pakankamai didelė, elektronas gali visiškai atitrūkti nuo atomo, o atomas jonizuotas ty jis virsta teigiamai įkrautu jonu ( katijonas). Tam reikalinga energija vadinama atomo jonizacijos energija(E Ir).

Atplėšti elektroną nuo vieno atomo ir išmatuoti tam reikalingą energiją gana sunku, todėl tai praktiškai nustatoma ir naudojama molinė jonizacijos energija(E ir m).

Molinė jonizacijos energija parodo, kokia yra mažiausia energija, reikalinga atskirti 1 molį elektronų nuo 1 molio atomų (po vieną elektroną nuo kiekvieno atomo). Ši vertė paprastai matuojama kilodžauliais vienam moliui. Daugumos elementų pirmojo elektrono molinės jonizacijos energijos reikšmės pateiktos 6 priede.
Kaip atomo jonizacijos energija priklauso nuo elemento padėties elementų sistemoje, tai yra, kaip ji kinta grupėje ir periode?
Fizine prasme jonizacijos energija yra lygi darbui, kurį reikia atlikti norint įveikti elektrono traukos jėgą prie atomo, kai elektronas perkeliamas iš atomo į begalinį atstumą nuo jo.

Kur q yra elektrono krūvis, K yra katijono krūvis, likęs pašalinus elektroną, ir r o yra atomo orbitos spindulys.

IR q, Ir K yra pastovios vertės, ir galima daryti išvadą, kad elektrono atskyrimo darbas A o kartu ir jonizacijos energija E ir yra atvirkščiai proporcingi atomo orbitos spinduliui.
Išanalizavus įvairių elementų atomų orbitos spindulių vertes ir atitinkamas jonizacijos energijos reikšmes, pateiktas 5 ir 6 prieduose, matote, kad ryšys tarp šių verčių yra artimas proporcingam, bet šiek tiek. skiriasi nuo jo. Priežastis, kodėl mūsų išvados nesutampa su eksperimentiniais duomenimis, yra ta, kad naudojome labai apytikslį modelį, kuriame neatsižvelgiama į daugelį svarbių veiksnių. Tačiau net ir šis apytikslis modelis leido padaryti teisingą išvadą, kad padidėjus orbitos spinduliui, atomo jonizacijos energija mažėja ir, atvirkščiai, mažėjant spinduliui – didėja.
Kadangi didėjant eilės numeriui, atomų orbitos spindulys mažėja, jonizacijos energija didėja. Grupėje, didėjant atominiam skaičiui, atomų orbitos spindulys, kaip taisyklė, didėja, o jonizacijos energija mažėja. Didžiausia molinė jonizacijos energija yra mažiausiuose atomuose – helio atomuose (2372 kJ/mol), o iš atomų, galinčių sudaryti cheminius ryšius – fluoro atomuose (1681 kJ/mol). Mažiausias skirtas didžiausiems atomams – cezio atomams (376 kJ/mol). Elementų sistemoje jonizacijos energijos didėjimo kryptį galima schematiškai parodyti taip:

Chemijoje svarbu, kad jonizacijos energija charakterizuotų atomo polinkį paaukoti „savo“ elektronus: kuo didesnė jonizacijos energija, tuo atomas mažiau linkęs paaukoti elektronus ir atvirkščiai.

Sužadinta būsena, jonizacija, katijonas, jonizacijos energija, molinė jonizacijos energija, jonizacijos energijos kitimas elementų sistemoje.
1. Naudodamiesi 6 priede pateiktais duomenimis, nustatykite, kiek energijos jums reikia išleisti, kad atplėštumėte vieną elektroną nuo visų natrio atomų, kurių bendra masė yra 1 g.
2. Naudodamiesi 6 priede pateiktais duomenimis, nustatykite, kiek kartų daugiau energijos reikia sunaudoti vienam elektronui atsiskirti nuo visų 3 g masės natrio atomų nei nuo visų tokios pat masės kalio atomų. Kodėl šis santykis skiriasi nuo tų pačių atomų molinės jonizacijos energijų santykio?
3. Pagal 6 priede pateiktus duomenis nubraižykite molinės jonizacijos energijos priklausomybę nuo eilės numerio elementams su Z nuo 1 iki 40. Grafiko matmenys tokie patys kaip ir ankstesnės pastraipos užduotyje. Pažiūrėkite, ar šis grafikas atitinka elementų sistemos „periodų“ pasirinkimą.

6.14. Elektronų afiniteto energija

.

Antra pagal svarbą atomo energetinė charakteristika yra elektronų giminingumo energija(E Su).

Praktikoje, kaip ir jonizacijos energijos atveju, paprastai naudojamas atitinkamas molinis kiekis - molinių elektronų giminingumo energija().

Molinė elektronų giminingumo energija parodo, kokia energija išsiskiria, kai vienas molis elektronų pridedamas prie vieno molio neutralių atomų (po vieną elektroną kiekvienam atomui). Kaip ir molinė jonizacijos energija, šis kiekis taip pat matuojamas kilodžauliais vienam moliui.
Iš pirmo žvilgsnio gali atrodyti, kad energija šiuo atveju neturėtų išsiskirti, nes atomas yra neutrali dalelė, o tarp neutralaus atomo ir neigiamą krūvį turinčio elektrono nėra elektrostatinių traukos jėgų. Priešingai, artėjant prie atomo, elektroną, atrodytų, turėtų atstumti tie patys neigiamai įkrauti elektronai, kurie sudaro elektronų apvalkalą. Tiesą sakant, tai netiesa. Prisiminkite, ar kada nors turėjote reikalų su atominiu chloru. Žinoma ne. Juk ji egzistuoja tik esant labai aukštai temperatūrai. Dar stabilesnio molekulinio chloro gamtoje praktiškai nėra – prireikus jį tenka gauti naudojant chemines reakcijas. O su natrio chloridu (paprastąja druska) tenka susidurti visą laiką. Juk valgomąją druską žmogus su maistu vartoja kasdien. Ir tai gana įprasta gamtoje. Bet juk valgomojoje druskoje yra chlorido jonų, tai yra chloro atomų, kurie yra prijungę po vieną „papildomą“ elektroną. Viena iš tokio chloro jonų paplitimo priežasčių yra ta, kad chloro atomai turi tendenciją prijungti elektronus, tai yra, kai iš chloro atomų ir elektronų susidaro chlorido jonai, išsiskiria energija.
Viena iš energijos išsiskyrimo priežasčių jums jau žinoma - ji susijusi su chloro atomo elektroninio apvalkalo simetrijos padidėjimu pereinant prie vieno krūvio. anijonas. Tuo pačiu metu, kaip prisimenate, energija 3 p- polygis mažėja. Yra ir kitų sudėtingesnių priežasčių.
Dėl to, kad keli veiksniai turi įtakos elektronų giminingumo energijos vertei, šios vertės pasikeitimo pobūdis elementų sistemoje yra daug sudėtingesnis nei jonizacijos energijos kitimo pobūdis. Tuo galite įsitikinti išanalizavę 7 priede pateiktą lentelę. Bet kadangi šio dydžio reikšmę visų pirma lemia ta pati elektrostatinė sąveika kaip ir jonizacijos energijos reikšmės, tai jos pokytis sistemoje elementų (bent jau A grupėse) in bendrais bruožais panašus į jonizacijos energijos pokytį, tai yra, elektronų afiniteto energija grupėje mažėja, o laikotarpiu ji didėja. Didžiausias jis yra fluoro (328 kJ/mol) ir chloro (349 kJ/mol) atomuose. Elektronų afiniteto energijos kitimo elementų sistemoje pobūdis panašus į jonizacijos energijos kitimo pobūdį, tai yra, elektronų afiniteto energijos didėjimo kryptį galima schematiškai parodyti taip:

2. Toje pačioje skalėje išilgai horizontalios ašies, kaip ir ankstesnėse užduotyse, nubrėžkite elektronų giminingumo molinės energijos priklausomybę nuo eilės numerio elementų atomams su Z nuo 1 iki 40 naudojant 7 programą.
3.Ką fizinę reikšmę turi neigiamą elektronų giminingumo energiją?
4. Kodėl iš visų 2-ojo periodo elementų atomų tik berilis, azotas ir neonas turi neigiamas elektronų giminingumo molinės energijos vertes?

6.15. Atomų polinkis paaukoti ir įgyti elektronus

Jau žinote, kad atomo polinkis dovanoti savus ir priimti svetimus elektronus priklauso nuo jo energetinių charakteristikų (jonizacijos energijos ir elektronų giminingumo energijos). Kokie atomai labiau linkę atiduoti savo elektronus, o kurie – priimti svetimus?
Norėdami atsakyti į šį klausimą, 15 lentelėje apibendrinkime viską, ką žinome apie šių polinkių kitimą elementų sistemoje.

15 lentelė

Dabar apsvarstykite, kiek elektronų gali atiduoti atomas.
Pirma, į cheminės reakcijos atomas gali paaukoti tik valentinius elektronus, nes energetiškai labai nepalanku dovanoti likusius elektronus. Antra, atomas „lengvai“ duoda (jei pakrypsta) tik pirmąjį elektroną, antrąjį elektroną duoda daug sunkiau (2-3 kartus), o trečią dar sunkiau (4-5 kartus). Taigi, atomas gali paaukoti vieną, du ir daug rečiau tris elektronus.
Kiek elektronų gali priimti atomas?
Pirma, cheminėse reakcijose atomas gali priimti elektronus tik iki valentinio polygio. Antra, energija išsiskiria tik tada, kai yra prijungtas pirmasis elektronas (ir tai toli gražu ne visada). Antrojo elektrono pridėjimas visada yra nepalankus energetiškai, o dar labiau trečiam. Nepaisant to, atomas gali pridėti vieną, du ir (labai retai) tris elektronus, kaip taisyklė, tiek, kiek jo trūksta, kad užpildytų savo valentingumo polygius.
Energijos sąnaudas jonizuojant atomus ir prijungiant prie jų antrą ar trečią elektroną, kompensuoja energija, išsiskirianti formuojantis cheminiams ryšiams. 4. Kaip pasikeičia kalio, kalcio ir skandžio atomų elektronų apvalkalas, kai jie atiduoda savo elektronus? Pateikite elektronų atatrankos atomais lygtis ir sutrumpintas elektronines atomų ir jonų formules.
5. Kaip pasikeičia chloro, sieros ir fosforo atomų elektronų apvalkalas, kai jie prijungia svetimus elektronus? Pateikite elektronų pridėjimo lygtis ir sutrumpintas elektronines atomų ir jonų formules.
6. Naudodami 7 priedą nustatykite, kokia energija išsiskirs, kai elektronai bus prijungti prie visų natrio atomų, kurių bendra masė yra 1 g.
7. Naudodami 7 priedą nustatykite, kokią energiją reikia eikvoti „papildomiems“ elektronams atskirti nuo 0,1 molio Br– jonų?

Atomo sudėtis.

Atomas sudarytas iš atomo branduolys Ir elektronų apvalkalas.

Atomo branduolys sudarytas iš protonų ( p+) ir neutronus ( n 0). Dauguma vandenilio atomų turi vieną protono branduolį.

Protonų skaičius N(p+) yra lygus branduoliniam krūviui ( Z) ir elemento eilės skaičių natūralioje elementų serijoje (ir periodinėje elementų sistemoje).

N(p +) = Z

Neutronų skaičiaus suma N(n 0), žymimas tiesiog raide N, ir protonų skaičius Z paskambino masės skaičius ir yra pažymėtas raide A.

A = Z + N

Atomo elektronų apvalkalą sudaro elektronai, judantys aplink branduolį ( e -).

Elektronų skaičius N(e-) neutralaus atomo elektronų apvalkale yra lygus protonų skaičiui Z jos esme.

Protono masė apytiksliai lygi neutrono masei ir 1840 kartų didesnė už elektrono masę, taigi atomo masė praktiškai lygi branduolio masei.

Atomo forma yra sferinė. Branduolio spindulys yra apie 100 000 kartų mažesnis už atomo spindulį.

Cheminis elementas- atomų tipas (atomų rinkinys), turintis tą patį branduolio krūvį (su tuo pačiu protonų skaičiumi branduolyje).

Izotopas- vieno elemento atomų rinkinys, kurio branduolyje yra toks pat neutronų skaičius (arba atomų tipas, turintis tiek pat protonų ir tiek pat neutronų branduolyje).

Skirtingi izotopai skiriasi vienas nuo kito neutronų skaičiumi savo atomų branduoliuose.

Vieno atomo ar izotopo žymėjimas: (E – elemento simbolis), pavyzdžiui: .

Atomo elektroninio apvalkalo sandara

atominė orbita yra elektrono būsena atome. Orbitos simbolis - . Kiekviena orbita atitinka elektronų debesį.

Tikrų atomų orbitalės pagrindinėje (nesužadintos) būsenoje yra keturių tipų: s, p, d Ir f.

elektroninis debesis- erdvės dalis, kurioje 90 (ar daugiau) procentų tikimybe galima rasti elektroną.

Pastaba: kartais „atominės orbitalės“ ir „elektronų debesies“ sąvokos neskiriamos, abi jas vadinant „atominėmis orbitomis“.

Atomo elektronų apvalkalas yra sluoksniuotas. Elektroninis sluoksnis susidarė tokio pat dydžio elektronų debesys. Susidaro vieno sluoksnio orbitalės elektroninis („energijos“) lygis, jų energija yra tokia pati vandenilio atomui, bet kitokia kitų atomų.

To paties lygio orbitos sugrupuojamos į elektroninė (energetinė) polygiai:
s- polygis (susideda iš vieno s-orbitalės), simbolis - .
p polygis (susideda iš trijų p
d polygis (susideda iš penkių d-orbitalės), simbolis - .
f polygis (susideda iš septynių f-orbitalės), simbolis - .

To paties polygio orbitų energijos yra vienodos.

Nurodant polygius, prie polygio simbolio pridedamas sluoksnio (elektroninio lygio) numeris, pvz.: 2 s, 3p, 5d reiškia s- antrojo lygio polygis, p- trečiojo lygio polygis, d- penktojo lygio polygis.

Bendras polygių skaičius viename lygyje yra lygus lygio skaičiui n. Bendras orbitų skaičius viename lygyje yra n 2. Atitinkamai, iš viso debesys viename sluoksnyje taip pat yra n 2 .

Pavadinimai: - laisva orbita (be elektronų), - orbitalė su nesuporuotu elektronu, - orbitalė su elektronų pora (su dviem elektronais).

Eiliškumą, kuriuo elektronai užpildo atomo orbitales, lemia trys gamtos dėsniai (formulės pateiktos supaprastintai):

1. Mažiausios energijos principas – elektronai užpildo orbitales orbitalių energijos didėjimo tvarka.

2. Pauli principas – vienoje orbitoje negali būti daugiau nei du elektronai.

3. Hundo taisyklė – polygio viduje elektronai pirmiausia užpildo laisvas orbitales (po vieną), o tik po to sudaro elektronų poras.

Bendras elektronų skaičius elektroniniame nivelyje (arba elektroniniame sluoksnyje) yra 2 n 2 .

Polygių pasiskirstymas pagal energiją išreiškiamas toliau (energijos didėjimo tvarka):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Vizualiai ši seka išreiškiama energijos diagrama:

Atomo elektronų pasiskirstymas pagal lygius, polygius ir orbitales (elektroninė atomo konfigūracija) gali būti pavaizduota kaip elektroninė formulė, energijos diagrama arba, paprasčiau tariant, kaip elektroninių sluoksnių diagrama ("elektroninė diagrama"). .

Atomų elektroninės struktūros pavyzdžiai:

Valentinių elektronų- atomo elektronai, galintys dalyvauti formuojant cheminius ryšius. Bet kurio atomo atveju tai yra visi išoriniai elektronai ir tie prieš išoriniai elektronai, kurių energija yra didesnė nei išorinių. Pavyzdžiui: Ca atomas turi 4 išorinius elektronus s 2, jie taip pat yra valentiniai; Fe atomas turi išorinių elektronų - 4 s 2, bet jis turi 3 d 6, vadinasi, geležies atomas turi 8 valentinius elektronus. Kalcio atomo valentinė elektroninė formulė yra 4 s 2, o geležies atomai - 4 s 2 3d 6 .

Periodinė D. I. Mendelejevo cheminių elementų sistema
(natūrali cheminių elementų sistema)

Periodinis cheminių elementų dėsnis(šiuolaikinė formuluotė): cheminių elementų savybės, taip pat paprasti ir sudėtingos medžiagos, jų suformuoti, yra periodiškai priklausomi nuo atomo branduolių krūvio vertės.

Periodinė sistema- periodinio dėsnio grafinė išraiška.

Natūralus cheminių elementų asortimentas- daugybė cheminių elementų, išdėstytų pagal protonų skaičiaus padidėjimą jų atomų branduoliuose arba, kas yra tas pats, pagal šių atomų branduolių krūvių padidėjimą. Šios serijos elemento serijos numeris yra lygus protonų skaičiui bet kurio šio elemento atomo branduolyje.

Cheminių elementų lentelė sudaryta „supjaustant“ natūralią cheminių elementų seriją laikotarpiais(horizontalios lentelės eilutės) ir panašios elektroninės atomų struktūros elementų grupės (vertikalios lentelės stulpeliai).

Priklausomai nuo to, kaip elementai sujungiami į grupes, gali būti lentelė ilgas laikotarpis(elementai, turintys tą patį valentinių elektronų skaičių ir tipą, renkami grupėmis) ir trumpalaikis(elementai su vienodu valentinių elektronų skaičiumi renkami į grupes).

Trumpo laikotarpio lentelės grupės suskirstytos į pogrupius ( pagrindinis Ir šalutiniai poveikiai), sutampa su ilgojo laikotarpio lentelės grupėmis.

Visi to paties periodo elementų atomai turi vienodą elektronų sluoksnių skaičių, lygų periodo skaičiui.

Elementų skaičius laikotarpiais: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Dauguma aštuntojo laikotarpio elementų buvo gauti dirbtinai, paskutiniai šio laikotarpio elementai dar nesusintetinti. Visi laikotarpiai, išskyrus pirmąjį, prasideda šarminį metalą formuojančiu elementu (Li, Na, K ir kt.) ir baigiasi tauriąsias dujas formuojančiu elementu (He, Ne, Ar, Kr ir kt.).

Trumpųjų periodų lentelėje – aštuonios grupės, kurių kiekviena suskirstyta į du pogrupius (pagrindinį ir antrinį), ilgojoje – šešiolika grupių, kurios numeruojamos romėniškais skaitmenimis raidėmis A arba B, pvz.: IA, IIIB, VIA, VIIB. Ilgojo laikotarpio lentelės IA grupė atitinka pagrindinį trumpojo laikotarpio lentelės pirmosios grupės pogrupį; VIIB grupė – antrinis septintos grupės pogrupis: likusieji – panašiai.

Cheminių elementų savybės natūraliai kinta grupėmis ir periodais.

Laikotarpiais (su didėjančiu serijos numeriu)

• branduolinis krūvis didėja
• išorinių elektronų skaičius didėja,
• atomų spindulys mažėja,
• didėja elektronų ryšio su branduoliu stiprumas (jonizacijos energija),
• elektronegatyvumas didėja.
• sustiprėja paprastų medžiagų oksidacinės savybės ("nemetališkumas"),
• susilpnėja paprastų medžiagų redukcinės savybės („metališkumas“),
• susilpnina pagrindines hidroksidų ir atitinkamų oksidų savybes,
• padidėja hidroksidų ir atitinkamų oksidų rūgštingumas.

Grupėse (su didėjančiu serijos numeriu)

• branduolinis krūvis didėja
• didėja atomų spindulys (tik A grupėse),
• mažėja ryšio tarp elektronų ir branduolio stiprumas (jonizacijos energija; tik A grupėse),
• elektronegatyvumas mažėja (tik A grupėse),
• susilpninti paprastų medžiagų oksidacines savybes ("nemetališkumas"; tik A grupėse),
• pagerinamos paprastų medžiagų redukuojančios savybės ("metališkumas"; tik A grupėse),
• padidėja pagrindinė hidroksidų ir atitinkamų oksidų savybė (tik A grupėse),
• susilpnėja hidroksidų ir atitinkamų oksidų rūgštingumas (tik A grupėse),
• mažėja vandenilio junginių stabilumas (didėja jų redukcinis aktyvumas; tik A grupėse).

Užduotys ir testai tema "9 tema. "Atomo sandara. D. I. Mendelejevo (PSCE) periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema“.

• Periodinis įstatymas - Periodinis dėsnis ir atomų sandara 8–9 klasė
  Turėtumėte žinoti: orbitalių užpildymo elektronais dėsnius (mažiausios energijos principas, Pauli principas, Hundo taisyklė), periodinės elementų sistemos sandarą.

  Turėtumėte mokėti: nustatyti atomo sudėtį pagal elemento padėtį periodinėje sistemoje ir, atvirkščiai, rasti elementą periodinėje sistemoje, žinodami jo sudėtį; pavaizduoti struktūros schemą, atomo, jono elektroninę konfigūraciją ir, atvirkščiai, pagal diagramą ir elektroninę konfigūraciją nustatyti cheminio elemento padėtį PSCE; apibūdinti elementą ir jo sudaromas medžiagas pagal jo vietą PSCE; nustato atomų spindulio pokyčius, cheminių elementų ir jų susidarančių medžiagų savybes per vieną periodą ir vieną pagrindinį periodinės sistemos pogrupį.

  1 pavyzdys Nustatykite orbitų skaičių trečiajame elektroniniame lygyje. Kas yra šios orbitos?
  Norėdami nustatyti orbitų skaičių, naudojame formulę N orbitalės = n 2, kur n- lygio numeris. N orbitalės = 3 2 = 9. Vienas 3 s-, trys 3 p- ir penki 3 d- orbitos.

  2 pavyzdys Nustatykite, kurio elemento elektroninė formulė yra 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Norėdami nustatyti, kuris elementas tai yra, turite sužinoti jo serijos numerį, kuris yra lygus bendram elektronų skaičiui atome. Šiuo atveju: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Tai aliuminis.

  Įsitikinę, kad išmokote viską, ko reikia, pereikite prie užduočių. Linkime sėkmės.

  
  Rekomenduojama literatūra:
  • O. S. Gabrielyan ir kt.. Chemija, 11 kl. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldmanas. Chemija 11 ląstelių. M., Išsilavinimas, 2001 m.