Den elektroniske formelen for svovel er null. Elektroniske konfigurasjoner av atomer av kjemiske elementer - Kunnskapshypermarked

6.6. Funksjoner av den elektroniske strukturen til atomer av krom, kobber og noen andre elementer

Hvis du så nøye på vedlegg 4, har du sannsynligvis lagt merke til at for atomer av noen grunnstoffer blir sekvensen for å fylle orbitaler med elektroner brutt. Noen ganger kalles disse bruddene "unntak", men det er ikke slik - det er ingen unntak fra naturens lover!

Det første elementet med et slikt brudd er krom. La oss vurdere mer detaljert dens elektroniske struktur (fig. 6.16 EN). Kromatomet har 4 s-undernivå er ikke to, som man forventer, men bare ett elektron. Men for 3 d-undernivå fem elektroner, men dette undernivået er fylt etter 4 s-undernivå (se fig. 6.4). For å forstå hvorfor dette skjer, la oss se på hva elektronskyer er 3 d undernivå av dette atomet.

Hver av de fem 3 d-skyer i dette tilfellet dannes av ett elektron. Som du allerede vet fra § 4 i dette kapittelet, er den vanlige elektronskyen til disse fem elektronene sfærisk, eller, som de sier, sfærisk symmetrisk. Av arten av elektrontetthetsfordelingen i forskjellige retninger, ligner den på 1 s-EO. Energien til undernivået hvis elektroner danner en slik sky, viser seg å være lavere enn i tilfellet med en mindre symmetrisk sky. I dette tilfellet er energien til orbitaler 3 d-subnivå er lik energi 4 s-orbitaler. Når symmetrien brytes, for eksempel når det sjette elektronet dukker opp, er energien til orbitalene 3 d-subnivå blir igjen mer enn energi 4 s-orbitaler. Derfor har manganatomet igjen et andre elektron for 4 s-AO.
Sfærisk symmetri har en felles sky av et hvilket som helst undernivå fylt med elektroner både halvt og fullstendig. Nedgangen i energi i disse tilfellene er av generell karakter og avhenger ikke av om et undernivå er halvt eller helt fylt med elektroner. Og i så fall må vi se etter neste brudd i atomet, i elektronskallet som det niende "kommer" sist d-elektron. Faktisk har kobberatomet 3 d-undernivå 10 elektroner, og 4 s- det er bare ett undernivå (fig. 6.16 b).
Nedgangen i energien til orbitalene på et helt eller halvt fylt undernivå er årsaken til en rekke viktige kjemiske fenomener, noen av dem vil du bli kjent med.

I kjemi blir egenskapene til isolerte atomer som regel ikke studert, siden nesten alle atomer, som er en del av forskjellige stoffer, danner kjemiske bindinger. Kjemiske bindinger dannes under samspillet mellom elektronskallene til atomer. For alle atomer (unntatt hydrogen) deltar ikke alle elektroner i dannelsen av kjemiske bindinger: for bor, tre av fem elektroner, for karbon, fire av seks, og, for eksempel, for barium, to av femti- seks. Disse "aktive" elektronene kalles valenselektroner.

Noen ganger forveksles valenselektroner med utvendig elektroner, men de er ikke det samme.

Elektronskyene til ytre elektroner har den maksimale radiusen (og den maksimale verdien av hovedkvantetallet).

Det er de ytre elektronene som tar del i dannelsen av bindinger i utgangspunktet, om ikke annet fordi når atomene nærmer seg hverandre, kommer elektronskyene som dannes av disse elektronene først i kontakt. Men sammen med dem kan også en del av elektronene delta i dannelsen av en binding. pre-ekstern(nest siste) lag, men bare hvis de har en energi som ikke er mye forskjellig fra energien til de ytre elektronene. Både disse og andre elektroner i atomet er valens. (I lantanider og aktinider er til og med noen "pre-eksterne" elektroner valens)
Energien til valenselektroner er mye større enn energien til andre elektroner i atomet, og valenselektroner avviker mye mindre i energi fra hverandre.
Ytre elektroner er alltid valens bare hvis atomet i det hele tatt kan danne kjemiske bindinger. Så begge elektronene til heliumatomet er eksterne, men de kan ikke kalles valens, siden heliumatomet ikke danner noen kjemiske bindinger i det hele tatt.
Valenselektroner okkuperer valens orbitaler, som igjen danner valens undernivåer.

Som et eksempel, vurder et jernatom hvis elektroniske konfigurasjon er vist i fig. 6.17. Av elektronene i jernatomet er det maksimale hovedkvantetallet ( n= 4) har bare to 4 s-elektron. Derfor er de de ytre elektronene til dette atomet. De ytre orbitalene til jernatomet er alle orbitaler med n= 4, og de ytre undernivåene er alle undernivåene som dannes av disse orbitalene, det vil si 4 s-, 4s-, 4d- og 4 f-EPU.
Ytre elektroner er alltid valens, derfor 4 s-elektroner i et jernatom er valenselektroner. Og i så fall 3 d-elektroner med litt høyere energi vil også være valens. På det ytre nivået av jernatomet, i tillegg til de fylte 4 s-AO det er fortsatt ledige 4 s-, 4d- og 4 f-AO. Alle av dem er eksterne, men bare 4 er valens R-AO, siden energien til de gjenværende orbitalene er mye høyere, og utseendet av elektroner i disse orbitalene er ikke gunstig for jernatomet.

Altså jernatomet
eksternt elektronisk nivå - det fjerde,
ytre undernivåer - 4 s-, 4s-, 4d- og 4 f-EPU,
ytre orbitaler - 4 s-, 4s-, 4d- og 4 f-AO,
ytre elektroner - to 4 s-elektron (4 s 2),
det ytre elektronlaget er det fjerde,
ekstern elektronsky - 4 s-EO
valens undernivåer - 4 s-, 4s-, og 3 d-EPU,
valens orbitaler - 4 s-, 4s-, og 3 d-AO,
valenselektroner - to 4 s-elektron (4 s 2) og seks 3 d-elektroner (3 d 6).

Valensundernivåer kan være delvis eller fullstendig fylt med elektroner, eller de kan forbli frie i det hele tatt. Med en økning i ladningen til kjernen synker energiverdiene til alle undernivåer, men på grunn av interaksjonen av elektroner med hverandre, avtar energien til forskjellige undernivåer med forskjellig "hastighet". Energien av fullt fylt d- Og f-subnivåer synker så mye at de slutter å være valens.

Ta som et eksempel atomene av titan og arsen (fig. 6.18).

Når det gjelder titanatom 3 d-EPU er bare delvis fylt med elektroner, og energien er større enn energien til 4 s-EPU, og 3 d-elektroner er valens. Ved arsen atom 3 d-EPU er fullstendig fylt med elektroner, og energien er mye mindre enn energi 4 s-EPU, og derfor 3 d-elektroner er ikke valens.
I disse eksemplene analyserte vi valens elektronisk konfigurasjon titan og arsen atomer.

Valens elektronisk konfigurasjon av et atom er avbildet som valens elektronisk formel, eller i skjemaet energidiagram over valensundernivåer.

VALENSELEKTRONER, EKSTERNE ELEKTRONER, VALENSE EPU, VALENSE AO, VALENSELEKTRONKONFIGURASJON AV ATOMET, VALENSELEKTRONFORMEL, VALENS SUBLEVEL DIAGRAM.

1. På energidiagrammene du har satt sammen og i de fullstendige elektroniske formlene for atomene Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, angir de ytre elektronene og valenselektronene. Gjør opp valensen elektroniske formler disse atomene. På energidiagrammene markerer du delene som tilsvarer energidiagrammene for valensundernivåene.
2. Hva er felles mellom de elektroniske konfigurasjonene av atomer a) Li og Na, B og Al, O og S, Ne og Ar; b) Zn og Mg, Sc og Al, Cr og S, Ti og Si; c) H og He, Li og O, K og Kr, Sc og Ga. Hva er forskjellene deres
3. Hvor mange valensundernivåer er det i elektronskallet til et atom av hvert av grunnstoffene: a) hydrogen, helium og litium, b) nitrogen, natrium og svovel, c) kalium, kobolt og germanium
4. Hvor mange valensorbitaler er fullstendig fylt ved atomet til a) bor, b) fluor, c) natrium?
5. Hvor mange orbitaler med et uparet elektron har et atom a) bor, b) fluor, c) jern
6. Hvor mange frie ytre orbitaler har et manganatom? Hvor mange frie valenser?
7. For neste leksjon, klargjør en papirstrimmel 20 mm bred, del den inn i celler (20 × 20 mm), og påfør en naturlig serie med elementer på denne stripen (fra hydrogen til meitnerium).
8. I hver celle plasserer du symbolet til elementet, dets serienummer og den elektroniske valensformelen, som vist i fig. 6.19 (bruk vedlegg 4).

Systematiseringen av kjemiske grunnstoffer er basert på den naturlige serien av grunnstoffer Og likhetsprinsippet til elektronskall deres atomer.
Med en naturlig side kjemiske elementer du er allerede kjent. La oss nå bli kjent med prinsippet om likhet med elektronskjell.
Tatt i betraktning de elektroniske valensformlene til atomer i NRE, er det lett å finne at for noen atomer skiller de seg bare i verdiene til hovedkvantetallet. For eksempel, 1 s 1 for hydrogen, 2 s 1 for litium, 3 s 1 for natrium osv. Eller 2 s 2 2s 5 for fluor, 3 s 2 3s 5 for klor, 4 s 2 4s 5 for brom, etc. Dette betyr at de ytre områdene av skyene av valenselektroner til slike atomer er svært like i form og skiller seg bare i størrelse (og, selvfølgelig, i elektrontetthet). Og i så fall kan elektronskyene til slike atomer og deres tilsvarende valenskonfigurasjoner kalles lignende. For atomer av forskjellige grunnstoffer med lignende elektroniske konfigurasjoner kan vi skrive vanlige valens elektroniske formler: ns 1 i det første tilfellet og ns 2 np 5 i den andre. Når man beveger seg langs den naturlige serien av elementer, kan man finne andre grupper av atomer med lignende valenskonfigurasjoner.
Dermed, i den naturlige serien av elementer forekommer atomer med lignende elektroniske valenskonfigurasjoner regelmessig. Dette er likhetsprinsippet til elektronskall.
La oss prøve å avsløre formen til denne regelmessigheten. For å gjøre dette vil vi bruke den naturlige serien med elementer du har laget.

NRE begynner med hydrogen, hvis valens elektroniske formel er 1 s 1 . På jakt etter lignende valenskonfigurasjoner kutter vi den naturlige serien av elementer foran elementer med en vanlig elektronisk valensformel ns 1 (det vil si før litium, før natrium, etc.). Vi har fått såkalte «perioder» av elementer. La oss legge til de resulterende "periodene" slik at de blir tabellrader (se figur 6.20). Som et resultat vil bare atomene i de to første kolonnene i tabellen ha slike elektroniske konfigurasjoner.

La oss prøve å oppnå likhet med valens elektroniske konfigurasjoner i andre kolonner i tabellen. For å gjøre dette kutter vi ut elementer med tallene 58 - 71 og 90 -103 fra den 6. og 7. perioden (de har 4 f- og 5 f-undernivåer) og plasser dem under bordet. Symbolene til de gjenværende elementene vil bli forskjøvet horisontalt som vist på figuren. Etter det vil atomene til elementene i samme kolonne i tabellen ha lignende valenskonfigurasjoner, som kan uttrykkes i generelle valens elektroniske formler: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 og så videre til ns 2 np 6. Alle avvik fra de generelle valensformlene er forklart av samme årsaker som for krom og kobber (se avsnitt 6.6).

Som du kan se, ved å bruke NRE og bruke prinsippet om likhet mellom elektronskall, klarte vi å systematisere de kjemiske elementene. Et slikt system av kjemiske elementer kalles naturlig, da det utelukkende er basert på naturens lover. Tabellen vi mottok (fig. 6.21) er en av måtene å grafisk avbilde et naturlig system av elementer og kalles lang periodetabell over kjemiske elementer.

PRINSIPP OM LIKHET AV ELEKTRONISKE SKALL, NATURLIGE SYSTEM AV KJEMISKE ELEMENTER ("PERIODISKE" SYSTEM), TABEL OVER KJEMISKE ELEMENTER.

La oss bli mer detaljert kjent med strukturen til langperiodetabellen for kjemiske elementer.
Radene i denne tabellen, som du allerede vet, kalles "perioder" av elementene. Perioder er nummerert med arabiske tall fra 1 til 7. Det er bare to elementer i den første perioden. Den andre og tredje perioden, som inneholder åtte elementer hver, kalles kort perioder. Den fjerde og femte perioden, som inneholder 18 elementer hver, kalles lang perioder. Den sjette og syvende perioden, som inneholder 32 elementer hver, kalles ekstra lang perioder.
Kolonnene i denne tabellen kalles grupper elementer. Gruppetall er indikert med romertall med latinske bokstaver A eller B.
Elementene i noen grupper har sine egne vanlige (gruppe) navn: elementer i IA-gruppen (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkaliske elementer(eller alkalimetallelementer); gruppe IIA-elementer (Ca, Sr, Ba og Ra) - jordalkalielementer(eller jordalkalimetallelementer)(navn "alkalimetaller" og jordalkalimetaller" refererer til enkle stoffer dannet av de respektive grunnstoffene og skal ikke brukes som navn på grupper av grunnstoffer); gruppe VIA-elementer (O, S, Se, Te, Po) - kalkogener, elementer fra gruppe VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogener, elementer av gruppe VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) - edelgasselementer.(Det tradisjonelle navnet "edelgasser" gjelder også for enkle stoffer)
Elementene som vanligvis er plassert i den nedre delen av tabellen med serienummer 58 - 71 (Ce - Lu) kalles lantanider("følgende lantan"), og elementer med serienummer 90 - 103 (Th - Lr) - aktinider("etter aktinium"). Det finnes en variant av langperiodetabellen, der lantanidene og aktinidene ikke kuttes ut av NRE, men blir liggende på plass i ekstra lange perioder. Denne tabellen kalles noen ganger ekstra lang periode.
Den lange periodetabellen er delt inn i fire blokkere(eller seksjoner).
s-blokk inkluderer elementer av IA- og IIA-grupper med vanlige elektroniske valensformler ns 1 og ns 2 (s-elementer).
p-blokk inkluderer elementer fra gruppe IIIA til VIIIA med vanlige valens elektroniske formler fra ns 2 np 1 til ns 2 np 6 (p-elementer).
d-blokk inkluderer elementer fra IIIB til IIB gruppe med vanlige valens elektroniske formler fra ns 2 (n–1)d 1 til ns 2 (n–1)d 10 (d-elementer).
f-blokk inkluderer lantanider og aktinider ( f-elementer).

Elementer s- Og s-blokker danner A-grupper, og elementer d-blokk - B-gruppe av et system av kjemiske elementer. Alle f-elementer er formelt inkludert i gruppe IIIB.
Grunnstoffene i den første perioden - hydrogen og helium - er s-elementer og kan plasseres i IA- og IIA-grupper. Men helium er oftere plassert i gruppe VIIIA som elementet som perioden slutter med, noe som er helt i samsvar med dets egenskaper (helium, som alle andre enkle stoffer dannet av elementene i denne gruppen er en edelgass). Hydrogen er ofte plassert i gruppe VIIA, siden egenskapene er mye nærmere halogener enn alkaliske elementer.
Hver av periodene i systemet begynner med et element som har en valenskonfigurasjon av atomer ns 1, siden det er fra disse atomene at dannelsen av det neste elektronlaget begynner, og slutter med et element med valenskonfigurasjonen til atomer ns 2 np 6 (unntatt første periode). Dette gjør det enkelt å identifisere grupper av undernivåer i energidiagrammet som er fylt med elektroner ved atomene i hver av periodene (fig. 6.22). Gjør dette arbeidet med alle undernivåene vist i kopien du laget av figur 6.4. Undernivåene uthevet i figur 6.22 (bortsett fra fullt utfylt d- Og f-subnivåer) er valens for atomer av alle elementer i en gitt periode.
Utseende i perioder s-, s-, d- eller f-elementene er helt i samsvar med fyllingssekvensen s-, s-, d- eller f- undernivåer av elektroner. Denne funksjonen i systemet av elementer gjør det mulig å kjenne perioden og gruppen, som inkluderer et gitt element, umiddelbart skrive ned dens elektroniske valensformel.

LANGPERIODESTABEL OVER KJEMISKE ELEMENTER, BLOKKER, PERIODER, GRUPPER, ALKALINE ELEMENTER, ALKALINE EARTH ELEMENTS, KALKOGENER, HALOGENER, EDELGASSELEMENTER, LANTANOIDER, AKTINOIDER.
Skriv ned de generelle valenselektroniske formlene til atomene til elementene a) IVA- og IVB-gruppene, b) IIIA- og VIIB-gruppene?
2. Hva er felles mellom de elektroniske konfigurasjonene av atomene til elementene A og B-gruppene? Hvordan skiller de seg?
3. Hvor mange grupper av elementer er inkludert i a) s-blokk, b) R-blokk, c) d-blokkere?
4. Fortsett figur 30 i retning av å øke energien til undernivåene og velg gruppene av undernivåer som er fylt med elektroner i 4., 5. og 6. periode.
5. List opp valensundernivåene til atomene a) kalsium, b) fosfor, c) titan, d) klor, e) natrium. 6. Formuler hvordan s-, p- og d-elementer skiller seg fra hverandre.
7. Forklar hvorfor et atom tilhører et grunnstoff bestemmes av antall protoner i kjernen, og ikke av massen til dette atomet.
8. For atomer av litium, aluminium, strontium, selen, jern og bly, lag valens, komplette og forkortede elektroniske formler og tegn energidiagrammer over valensundernivåer. 9. Atomene av hvilke elementer tilsvarer følgende elektroniske valensformler: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 s 6 , 5s 2 5s 2 , 5s 2 4d 2 ?

For forskjellige formål må vi vite enten den fulle eller valenskonfigurasjonen til et atom. Hver av disse elektroniske konfigurasjonene kan representeres både med en formel og med et energidiagram. Det er, fullstendig elektronisk konfigurasjon av et atom uttrykte den fullstendige elektroniske formelen til atomet, eller fullt energidiagram av et atom. I sin tur, valenselektronkonfigurasjon av et atom uttrykte valens(eller, som det ofte kalles, " kort ") den elektroniske formelen til atomet, eller diagram over valens undernivåer av et atom(Fig. 6.23).

Tidligere laget vi elektroniske formler for atomer ved å bruke ordenstallene til elementene. Samtidig bestemte vi sekvensen for å fylle undernivåer med elektroner i henhold til energidiagrammet: 1 s, 2s, 2s, 3s, 3s, 4s, 3d, 4s, 5s, 4d, 5s, 6s, 4f, 5d, 6s, 7s og så videre. Og bare ved å skrive ned den fullstendige elektroniske formelen, kunne vi også skrive ned valensformelen.
Det er mer praktisk å skrive den elektroniske valensformelen til atomet, som oftest brukes, basert på posisjonen til elementet i systemet av kjemiske elementer, i henhold til periodegruppekoordinatene.
La oss vurdere i detalj hvordan dette gjøres for elementer s-, s- Og d-blokker.
For elementer s-Blokkvalens elektronisk formel for et atom består av tre tegn. Generelt kan det skrives slik:

I første omgang (i stedet for en stor celle) er periodetallet (lik hovedkvantetallet til disse s-elektroner), og på den tredje (i overskriften) - nummeret på gruppen (lik antall valenselektroner). Ved å ta som eksempel et magnesiumatom (3. periode, gruppe IIA), får vi:

For elementer s-Blokkvalens elektronisk formel for et atom består av seks symboler:

Her, i stedet for store celler, settes også periodetallet (lik hovedkvantetallet til disse s- Og s-elektroner), og gruppetallet (lik antall valenselektroner) viser seg å være lik summen av de hevete. For oksygenatomet (2. periode, VIA-gruppe) får vi:

2s 2 2s 4 .

Valens elektronisk formel for de fleste elementer d blokk kan skrives slik:

Som i tidligere tilfeller, her i stedet for den første cellen, settes periodenummeret (lik hovedkvantetallet til disse s-elektroner). Tallet i den andre cellen viser seg å være én mindre, siden hovedkvantetallet til disse d-elektroner. Gruppenummeret her er også lik summen av indeksene. Et eksempel er den elektroniske valensformelen til titan (4. periode, IVB-gruppe): 4 s 2 3d 2 .

Gruppenummeret er lik summen av indeksene og for elementene i VIB-gruppen, men de, som du husker, på valensen s-undernivå har bare ett elektron, og den generelle valens elektroniske formelen ns 1 (n–1)d 5 . Derfor er den elektroniske valensformelen, for eksempel for molybden (5. periode) 5 s 1 4d 5 .
Det er også enkelt å lage en valens elektronisk formel for et hvilket som helst element i IB-gruppen, for eksempel gull (6. periode)>–>6 s 1 5d 10 , men i dette tilfellet må du huske det d- elektronene til atomene til elementene i denne gruppen forblir fortsatt valens, og noen av dem kan delta i dannelsen av kjemiske bindinger.
Den generelle valens elektroniske formelen for atomer i gruppe IIB-elementer er - ns 2 (n – 1)d 10. Derfor er den elektroniske valensformelen, for eksempel, for et sinkatom 4 s 2 3d 10 .
Generelle regler de elektroniske valensformlene til elementene i førstetriaden (Fe, Co og Ni) adlyder også. Jern, et element i gruppe VIIIB, har en valens elektronisk formel på 4 s 2 3d 6. Koboltatomet har en d-elektron mer (4 s 2 3d 7), mens nikkelatomet har to (4 s 2 3d 8).
Ved å bare bruke disse reglene for å skrive elektroniske valensformler, er det umulig å komponere de elektroniske formlene for atomer til noen d-elementer (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), siden i dem, på grunn av tendensen til svært symmetriske elektronskall, har fyllingen av valensundernivåer med elektroner noen tilleggsfunksjoner.
Når man kjenner den elektroniske valensformelen, kan man også skrive ned den komplette elektroniske formelen til atomet (se nedenfor).
Ofte, i stedet for tungvinte elektroniske formler, skriver de ned forkortede elektroniske formler atomer. For å kompilere dem i den elektroniske formelen, er alle elektronene til atomet unntatt valensene valgt, symbolene deres er plassert i firkantede parenteser og delen av den elektroniske formelen som tilsvarer den elektroniske formelen til atomet til det siste elementet i forrige periode (elementet som danner edelgassen) erstattes av symbolet til dette atomet.

Eksempler på elektroniske formler av forskjellige typer er vist i tabell 14.

Tabell 14 Eksempler på elektroniske formler for atomer

Algoritme for å kompilere elektroniske formler for atomer (som eksempel på et jodatom)

Notater
1. For elementer av 2. og 3. periode, fører den tredje operasjonen (uten den fjerde) umiddelbart til en komplett elektronisk formel.
2. (n – 1)d 10 - Elektroner forblir valens ved atomene til elementene i IB-gruppen.

KOMPLETT ELEKTRONISK FORMEL, VALENS ELEKTRONISK FORMEL, forkortet ELEKTRONISK FORMEL, ALGORIME FOR KOMPOSISERING AV ELEKTRONISK FORMEL AV ATOMER.
1. Lag den elektroniske valensformelen til atomet til elementet a) den andre perioden i den tredje A-gruppen, b) den tredje perioden til den andre A-gruppen, c) fjerde periode fjerde A-gruppe.
2. Lag forkortede elektroniske formler av magnesium-, fosfor-, kalium-, jern-, brom- og argonatomer.

I løpet av de mer enn 100 årene som har gått siden oppdagelsen av det naturlige systemet av elementer, har flere hundre av de mest forskjellige tabellene blitt foreslått som grafisk gjenspeiler dette systemet. Av disse, i tillegg til langperiodetabellen, er den såkalte kortperiodetabellen over elementer av D. I. Mendeleev mest brukt. En kortperiodetabell er hentet fra en langperiode, hvis 4., 5., 6. og 7. periode kuttes foran elementene i IB-gruppen, flyttes fra hverandre og de resulterende radene legges til på samme måte som vi lagt til periodene før. Resultatet er vist i figur 6.24.

Lantanidene og aktinidene er også plassert under hovedbordet her.

I grupper denne tabellen inneholder elementer hvis atomer har samme antall valenselektroner uansett hvilke orbitaler disse elektronene befinner seg i. Så grunnstoffene klor (et typisk grunnstoff som danner et ikke-metall; 3 s 2 3s 5) og mangan (metalldannende element; 4 s 2 3d 5), som ikke har likheten til elektronskall, faller her inn i den samme syvende gruppen. Behovet for å skille mellom slike elementer gjør det nødvendig å skille seg ut i grupper undergrupper: hoved-- analoger av A-grupper i langperiodetabellen og bivirkninger er analoger til B-grupper. I figur 34 er symbolene til elementene i hovedundergruppene forskjøvet til venstre, og symbolene til elementene i de sekundære undergruppene er forskjøvet til høyre.
Riktignok har et slikt arrangement av elementer i tabellen også sine fordeler, fordi det er antallet valenselektroner som først og fremst bestemmer valensevnen til et atom.
Langperiodetabellen gjenspeiler lovene for den elektroniske strukturen til atomer, likheten og mønstrene for endringer i egenskapene til enkle stoffer og forbindelser etter grupper av elementer, den regelmessige endringen i en rekke fysiske mengder som karakteriserer atomer, enkle stoffer og forbindelser gjennom hele systemet av elementer, og mye mer. Den korte periodetabellen er mindre hensiktsmessig i denne forbindelse.

KORTPERIODESTABEL, HOVEDUNDERGRUPPER, SEKUNDÆRE UNDERGRUPPER.
1. Konverter langperiodetabellen du bygde fra den naturlige serien av elementer til en kortperiodetabell. Utfør den omvendte transformasjonen.
2. Er det mulig å lage en generell valens elektronisk formel for atomer av elementer i en gruppe i en kort periodetabell? Hvorfor?

Atomet har ingen klare grenser. Hva regnes som størrelsen på et isolert atom? Kjernen til et atom er omgitt av et elektronskall, og skallet består av elektronskyer. Størrelsen på EO er preget av en radius r oo. Alle skyene i det ytre laget har omtrent samme radius. Derfor kan størrelsen på et atom karakteriseres av denne radien. Det kalles baneradius til et atom(r 0).

Verdiene av atomomløpsradiene er gitt i vedlegg 5.
Radiusen til EO avhenger av ladningen til kjernen og på hvilken orbital elektronet som danner denne skyen befinner seg. Følgelig avhenger også baneradiusen til et atom av de samme egenskapene.
Tenk på elektronskallene til hydrogen- og heliumatomer. Både i hydrogenatomet og i heliumatomet er elektroner plassert på 1 s-AO, og deres skyer ville ha samme størrelse hvis ladningene til kjernene til disse atomene var de samme. Men ladningen til kjernen til et heliumatom er dobbelt så stor som ladningen til kjernen til et hydrogenatom. I følge Coulombs lov er tiltrekningskraften som virker på hvert av elektronene i et heliumatom to ganger tiltrekningskraften til et elektron til kjernen til et hydrogenatom. Derfor må radiusen til et heliumatom være mye mindre enn radiusen til et hydrogenatom. Dette er sant: r 0 (han) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Litiumatomet har et ytre elektron på 2 s-AO, det vil si, danner en sky av det andre laget. Naturligvis bør radiusen være større. Egentlig: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomene til de gjenværende elementene i den andre perioden har eksterne elektroner (og 2 s, og 2 s) er plassert i det samme andre elektronlaget, og ladningen til kjernen til disse atomene øker med økende serienummer. Elektroner er sterkere tiltrukket av kjernen, og naturlig nok reduseres radiene til atomene. Vi kunne gjenta disse argumentene for atomene til elementene i andre perioder, men med en presisering: orbitalradiusen avtar monotont bare når hvert av undernivåene er fylt.
Men hvis vi ignorerer detaljene, er den generelle karakteren av endringen i størrelsen på atomer i et system av elementer som følger: med en økning i serienummeret i en periode, reduseres atomradiusene, og i en gruppe de øker. Det største atomet er et cesiumatom, og det minste er et heliumatom, men av atomene til grunnstoffene som danner kjemiske forbindelser (helium og neon danner dem ikke), er det minste et fluoratom.
De fleste atomene til grunnstoffene, som står i den naturlige rekken etter lantanidene, har orbitalradier noe mindre enn man skulle forvente, basert på generelle lover. Dette skyldes det faktum at 14 lantanider er lokalisert mellom lantan og hafnium i systemet av elementer, og følgelig er kjernefysisk ladning til hafniumatomet 14 e mer enn lantan. Derfor blir de ytre elektronene til disse atomene tiltrukket av kjernen sterkere enn de ville blitt tiltrukket i fravær av lantanider (denne effekten kalles ofte "lantanidsammentrekning").
Vær oppmerksom på at når du går fra atomer av elementer i gruppe VIIIA til atomer av elementer i gruppe IA, øker baneradiusen brått. Følgelig viste vårt valg av de første elementene i hver periode (se § 7) seg å være riktig.

ORBITALRADIUS TIL ATOMET, DETTE ENDRING I SYSTEMET AV ELEMENTER.
1. I henhold til dataene gitt i vedlegg 5, plott på millimeterpapir avhengigheten av atomets omløpsradius av grunnstoffets serienummer for grunnstoffer med Z fra 1 til 40. Lengden på den horisontale aksen er 200 mm, lengden på den vertikale aksen er 100 mm.
2. Hvordan kan du karakterisere utseendet til den resulterende brutte linjen?

Hvis du gir et elektron i et atom ekstra energi (du vil lære hvordan du gjør dette fra et fysikkkurs), så kan elektronet gå til en annen AO, det vil si at atomet havner i spent tilstand. Denne tilstanden er ustabil, og elektronet vil nesten umiddelbart gå tilbake til sin opprinnelige tilstand, og overflødig energi vil bli frigjort. Men hvis energien som tildeles elektronet er stor nok, kan elektronet bryte fullstendig bort fra atomet, mens atomet ionisert, det vil si at det blir til et positivt ladet ion ( kation). Energien som trengs for å gjøre dette kalles ioniseringsenergien til et atom(E Og).

Det er ganske vanskelig å rive av et elektron fra et enkelt atom og måle energien som kreves for dette, derfor er det praktisk talt bestemt og brukt molar ioniseringsenergi(E og m).

Molar ioniseringsenergi viser hva som er den minste energien som kreves for å løsne 1 mol elektroner fra 1 mol atomer (ett elektron fra hvert atom). Denne verdien måles vanligvis i kilojoule per mol. Verdiene for den molare ioniseringsenergien til det første elektronet for de fleste grunnstoffer er gitt i vedlegg 6.
Hvordan avhenger ioniseringsenergien til et atom av elementets plassering i elementsystemet, det vil si hvordan endres den i gruppen og perioden?
I fysiske termer er ioniseringsenergien lik arbeidet som må brukes for å overvinne tiltrekningskraften til et elektron til et atom når man flytter et elektron fra et atom til en uendelig avstand fra det.

Hvor q er ladningen til et elektron, Q er ladningen til kationen som er igjen etter fjerning av et elektron, og r o er baneradiusen til atomet.

OG q, Og Q er konstante verdier, og det kan konkluderes med at arbeidet med å løsne et elektron EN, og med det ioniseringsenergien E og er omvendt proporsjonale med atomets omløpsradius.
Etter å ha analysert verdiene til baneradiene til atomer av forskjellige elementer og de tilsvarende verdiene for ioniseringsenergien gitt i vedlegg 5 og 6, kan du se at forholdet mellom disse verdiene er nær proporsjonalt, men noe forskjellig fra den. Grunnen til at vår konklusjon ikke stemmer godt overens med de eksperimentelle dataene er at vi brukte en svært grov modell som ikke tar hensyn til mange vesentlige faktorer. Men selv denne grove modellen tillot oss å trekke den riktige konklusjonen at med en økning i baneradiusen, reduseres ioniseringsenergien til et atom, og omvendt, med en reduksjon i radius, øker den.
Siden omløpsradiusen til atomer avtar i en periode med økning i serienummeret, øker ioniseringsenergien. I en gruppe, når atomnummeret øker, øker atomenes baneradius, som regel, og ioniseringsenergien avtar. Den høyeste molare ioniseringsenergien er i de minste atomene, heliumatomer (2372 kJ/mol), og av atomene som er i stand til å danne kjemiske bindinger, i fluoratomer (1681 kJ/mol). Den minste er for de største atomene, cesiumatomer (376 kJ/mol). I et system av elementer kan retningen for økende ioniseringsenergi skjematisk vises som følger:

I kjemi er det viktig at ioniseringsenergien karakteriserer tilbøyeligheten til et atom til å donere "sine" elektroner: jo større ioniseringsenergi, jo mindre tilbøyelig er atomet til å donere elektroner, og omvendt.

Eksitert tilstand, ionisering, kation, ioniseringsenergi, molar ioniseringsenergi, endring i ioniseringsenergi i et system av elementer.
1. Bruk dataene gitt i vedlegg 6 og finn ut hvor mye energi du trenger å bruke for å rive av ett elektron fra alle natriumatomer med en total masse på 1 g.
2. Bruk dataene gitt i vedlegg 6 og finn ut hvor mange ganger mer energi som må brukes for å løsne ett elektron fra alle natriumatomer med en masse på 3 g enn fra alle kaliumatomer med samme masse. Hvorfor er dette forholdet forskjellig fra forholdet mellom de molare ioniseringsenergiene til de samme atomene?
3. I henhold til dataene gitt i vedlegg 6, plott avhengigheten av den molare ioniseringsenergien på serienummeret for grunnstoffer med Z fra 1 til 40. Dimensjonene til grafen er de samme som i oppgaven for forrige avsnitt. Se om denne grafen samsvarer med valget av "perioder" i elementsystemet.

Den nest viktigste energikarakteristikken til et atom er elektronaffinitetsenergi(E Med).

I praksis, som når det gjelder ioniseringsenergi, brukes vanligvis den tilsvarende molare mengden - molar elektronaffinitetsenergi().

Den molare elektronaffinitetsenergien viser hva som er energien som frigjøres når ett mol elektroner legges til ett mol nøytrale atomer (ett elektron til hvert atom). I likhet med den molare ioniseringsenergien, måles også denne mengden i kilojoule per mol.
Ved første øyekast kan det virke som om energi ikke bør frigjøres i dette tilfellet, fordi et atom er en nøytral partikkel, og det er ingen elektrostatiske tiltrekningskrefter mellom et nøytralt atom og et negativt ladet elektron. Tvert imot, når man nærmer seg atomet, ser det ut til at elektronet burde bli frastøtt av de samme negativt ladede elektronene som danner elektronskallet. Dette er faktisk ikke sant. Husk om du noen gang har jobbet med atomært klor. Selvfølgelig ikke. Tross alt eksisterer det bare ved svært høye temperaturer. Enda mer stabilt molekylært klor finnes praktisk talt ikke i naturen - om nødvendig må det oppnås ved hjelp av kjemiske reaksjoner. Og du må forholde deg til natriumklorid (vanlig salt) hele tiden. Tross alt blir bordsalt konsumert av en person med mat hver dag. Og det er ganske vanlig i naturen. Men tross alt inneholder bordsalt kloridioner, det vil si kloratomer som har festet ett "ekstra" elektron hver. En av grunnene til denne utbredelsen av kloridioner er at kloratomer har en tendens til å feste seg elektroner, det vil si at når kloridioner dannes fra kloratomer og elektroner, frigjøres energi.
En av årsakene til frigjøring av energi er allerede kjent for deg - det er assosiert med en økning i symmetrien til elektronskallet til kloratomet under overgangen til et enkeltladet anion. Samtidig, som du husker, energi 3 s- undernivå synker. Det er andre mer komplekse årsaker.
På grunn av det faktum at flere faktorer påvirker verdien av elektronaffinitetsenergien, er arten av endringen i denne verdien i et system av elementer mye mer kompleks enn arten av endringen i ioniseringsenergien. Du kan bli overbevist om dette ved å analysere tabellen gitt i vedlegg 7. Men siden verdien av denne mengden bestemmes, først av alt, av den samme elektrostatiske interaksjonen som verdiene til ioniseringsenergien, så dens endring i systemet av elementer (minst i A-grupper) i generelt ligner på en endring i ioniseringsenergien, det vil si at energien til elektronaffinitet i gruppen avtar, og i perioden øker den. Det er maksimalt ved atomene av fluor (328 kJ/mol) og klor (349 kJ/mol). Naturen til endringen i elektronaffinitetsenergien i systemet av elementer ligner på naturen til endringen i ioniseringsenergien, det vil si at retningen for økningen i elektronaffinitetsenergien kan skjematisk vises som følger:

2. På samme skala langs den horisontale aksen som i de foregående oppgavene, plott avhengigheten av den molare energien til elektronaffinitet på serienummeret for atomer til elementer med Z fra 1 til 40 ved hjelp av app 7.
3.Hva fysisk mening har negative elektronaffinitetsenergier?
4. Hvorfor, av alle atomene til elementene i den andre perioden, er det bare beryllium, nitrogen og neon som har negative verdier for den molare energien til elektronaffinitet?

Du vet allerede at tilbøyeligheten til et atom til å donere sine egne og akseptere fremmede elektroner avhenger av dets energikarakteristikker (ioniseringsenergi og elektronaffinitetsenergi). Hvilke atomer er mer tilbøyelige til å donere elektronene sine, og hvilke er mer tilbøyelige til å akseptere fremmede?
For å svare på dette spørsmålet, la oss i tabell 15 oppsummere alt vi vet om endringen i disse tilbøyelighetene i elementsystemet.

Tabell 15