Fórmulas eletrônicas completas de elementos químicos. Catálogo de Arquivos de Química

Ao escrever fórmulas eletrônicas de átomos de elementos, os níveis de energia são indicados (valores do número quântico principal n na forma de números - 1, 2, 3, etc.), subníveis de energia (valores do número quântico orbital eu em forma de letras s, p, d, f) e o número no topo indica o número de elétrons em um determinado subnível.

O primeiro elemento do D.I. Mendeleev é hidrogênio, portanto, a carga do núcleo de um átomo H igual a 1, o átomo tem apenas um elétron por s subnível do primeiro nível. Portanto, a fórmula eletrônica do átomo de hidrogênio é:

O segundo elemento é o hélio, existem dois elétrons em seu átomo, portanto a fórmula eletrônica do átomo de hélio é 2 Não 1s 2. O primeiro período inclui apenas dois elementos, pois o primeiro nível de energia é preenchido com elétrons, que só podem ser ocupados por 2 elétrons.

O terceiro elemento da ordem - lítio - já está no segundo período, portanto, seu segundo nível de energia começa a ser preenchido por elétrons (falamos sobre isso acima). O preenchimento do segundo nível com elétrons começa com s-subnível, então a fórmula eletrônica do átomo de lítio é 3 li 1s 2 2s 1 . No átomo de berílio, o preenchimento com elétrons é concluído s- subníveis: 4 Ve 1s 2 2s 2 .

Para os elementos subseqüentes do 2º período, o segundo nível de energia continua preenchido com elétrons, só que agora está preenchido com elétrons R- subnível: 5 EM 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 COM 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2R 6 .

Átomo de neon completa o preenchimento com elétrons R-subnível, este elemento termina o segundo período, possui oito elétrons, pois s- E R-subníveis podem conter apenas oito elétrons.

Os elementos do 3º período têm uma sequência semelhante de preenchimento dos subníveis de energia do terceiro nível com elétrons. As fórmulas eletrônicas dos átomos de alguns elementos deste período são:

11 N / D 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 .

O terceiro período, como o segundo, termina com um elemento (argônio), que completa seu preenchimento com elétrons R–subnível, embora o terceiro nível inclua três subníveis ( s, R, d). De acordo com a ordem acima de preenchimento dos subníveis de energia de acordo com as regras de Klechkovsky, a energia do subnível 3 d mais energia do subnível 4 s, portanto, o átomo de potássio após o argônio e o átomo de cálcio após ele são preenchidos com elétrons 3 s- subnível do quarto nível:

19 PARA 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Sa 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

A partir do 21º elemento - escândio, nos átomos dos elementos, o subnível 3 começa a se encher de elétrons d. As fórmulas eletrônicas dos átomos desses elementos são:

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 .

Nos átomos do 24º elemento (cromo) e do 29º elemento (cobre), observa-se um fenômeno denominado “ruptura” ou “falha” de um elétron: um elétron de um 4 s-subnível "falha" por 3 d– subnível, completando seu preenchimento pela metade (para o cromo) ou completamente (para o cobre), o que contribui para maior estabilidade do átomo:

24 Cr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (em vez de ...4 s 2 3d 4) e

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

A partir do 31º elemento - gálio, continua o preenchimento do 4º nível com elétrons, agora - R– subnível:

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 .

Este elemento encerra o quarto período, que já inclui 18 elementos.

Uma ordem semelhante de preenchimento de subníveis de energia com elétrons ocorre nos átomos dos elementos do 5º período. Os dois primeiros (rubídio e estrôncio) são preenchidos s- subnível do 5º nível, os próximos dez elementos (do ítrio ao cádmio) são preenchidos d– subnível do 4º nível; seis elementos completam o período (do índio ao xenônio), em cujos átomos os elétrons são preenchidos R- subnível do quinto nível exterior. Há também 18 elementos em um período.

Para os elementos do sexto período, esta ordem de preenchimento é violada. No início do período, como sempre, existem dois elementos, cujos átomos estão cheios de elétrons s- subnível do sexto nível exterior. No próximo elemento - lantânio - começa a se encher de elétrons d– subnível do nível anterior, ou seja, 5 d. Neste preenchimento com elétrons 5 d- o subnível para e os próximos 14 elementos - do cério ao lutécio - começam a se preencher f- subnível do 4º nível. Esses elementos estão todos incluídos em uma célula da tabela e, abaixo, há uma série expandida desses elementos, chamados lantanídeos.

A partir do 72º elemento - háfnio - ao 80º elemento - mercúrio, o preenchimento de elétrons continua 5 d- subnível, e o período termina, como sempre, com seis elementos (do tálio ao radônio), em cujos átomos está cheio de elétrons R- subnível do sexto nível externo. Este é o maior período, incluindo 32 elementos.

Nos átomos dos elementos do sétimo período, incompleto, observa-se a mesma ordem de preenchimento dos subníveis, conforme descrito acima. Permitimos que os alunos escrevam fórmulas eletrônicas de átomos de elementos do 5º - 7º períodos, levando em consideração tudo o que foi dito acima.

Observação:Em alguns material didácticoé permitida uma ordem diferente de escrita das fórmulas eletrônicas dos átomos dos elementos: não na ordem em que são preenchidos, mas de acordo com o número de elétrons dados na tabela em cada nível de energia. Por exemplo, a fórmula eletrônica de um átomo de arsênico pode se parecer com: Como 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .

Configuração eletronica um átomo é uma representação numérica de seus orbitais de elétrons. Orbitais de elétrons são áreas várias formas, localizado ao redor do núcleo atômico, no qual o elétron é matematicamente provável. A configuração eletrônica ajuda a informar ao leitor de maneira rápida e fácil quantos orbitais de elétrons um átomo possui, bem como a determinar o número de elétrons em cada orbital. Depois de ler este artigo, você dominará o método de compilação de configurações eletrônicas.

Passos

Distribuição de elétrons usando o sistema periódico de D. I. Mendeleev

Encontre o número atômico do seu átomo. Cada átomo tem um certo número de elétrons associados a ele. Encontre o símbolo do seu átomo na tabela periódica. Um número atômico é um inteiro número positivo, começando de 1 (para hidrogênio) e aumentando em um para cada átomo subseqüente. O número atômico é o número de prótons em um átomo e, portanto, também é o número de elétrons em um átomo com carga zero.

Determinar a carga de um átomo.Átomos neutros terão o mesmo número de elétrons conforme mostrado na tabela periódica. No entanto, átomos carregados terão mais ou menos elétrons, dependendo da magnitude de sua carga. Se você estiver trabalhando com um átomo carregado, adicione ou subtraia elétrons da seguinte maneira: adicione um elétron para cada carga negativa e subtraia um para cada carga positiva.

• Por exemplo, um átomo de sódio com carga -1 terá um elétron extra além disso ao seu número atômico base de 11. Em outras palavras, um átomo terá 12 elétrons no total.
• Se nós estamos falando sobre um átomo de sódio com uma carga de +1, um elétron deve ser subtraído do número atômico de base 11. Então o átomo terá 10 elétrons.

1. Memorize a lista básica de orbitais.À medida que o número de elétrons aumenta em um átomo, eles preenchem os vários subníveis da camada eletrônica do átomo de acordo com uma determinada sequência. Cada subnível da camada de elétrons, quando preenchido, contém um número par de elétrons. Existem os seguintes subníveis:

   Entenda o registro configuração eletronica. As configurações eletrônicas são anotadas para refletir claramente o número de elétrons em cada orbital. Os orbitais são escritos sequencialmente, com o número de átomos em cada orbital escrito como um sobrescrito à direita do nome do orbital. A configuração eletrônica completa tem a forma de uma sequência de designações de subnível e sobrescritos.

   • Aqui, por exemplo, está a configuração eletrônica mais simples: 1s 2 2s 2 2p 6 . Essa configuração mostra que há dois elétrons no subnível 1s, dois elétrons no subnível 2s e seis elétrons no subnível 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elétrons no total. Esta é a configuração eletrônica do átomo de néon neutro (o número atômico do néon é 10).

2. Lembre-se da ordem dos orbitais. Lembre-se de que os orbitais dos elétrons são numerados em ordem crescente de número de camadas de elétrons, mas organizados em ordem crescente de energia. Por exemplo, um orbital 4s 2 preenchido tem menos energia (ou menos mobilidade) do que um 3d 10 parcialmente preenchido ou preenchido, então o orbital 4s é escrito primeiro. Depois de conhecer a ordem dos orbitais, você pode facilmente preenchê-los de acordo com o número de elétrons no átomo. A ordem em que os orbitais são preenchidos é a seguinte: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • A configuração eletrônica de um átomo em que todos os orbitais são preenchidos terá a seguinte forma: 10 7p 6
   • Observe que a notação acima, quando todas as órbitas estão preenchidas, é a configuração eletrônica do elemento Uuo (ununoctium) 118, o átomo de maior número na Tabela Periódica. Portanto, esta configuração eletrônica contém todos os subníveis eletrônicos atualmente conhecidos de um átomo com carga neutra.

3. Preencha os orbitais de acordo com o número de elétrons em seu átomo. Por exemplo, se quisermos anotar a configuração eletrônica de um átomo neutro de cálcio, devemos começar procurando seu número atômico na tabela periódica. Seu número atômico é 20, então vamos escrever a configuração de um átomo com 20 elétrons de acordo com a ordem acima.

   • Preencha os orbitais na ordem acima até chegar ao vigésimo elétron. O primeiro orbital 1s terá dois elétrons, o orbital 2s também terá dois, o orbital 2p terá seis, o orbital 3s terá dois, o orbital 3p terá 6 e o ​​orbital 4s terá 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Em outras palavras, a configuração eletrônica do cálcio tem a forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Observe que os orbitais estão em ordem crescente de energia. Por exemplo, quando você estiver pronto para passar para o 4º nível de energia, primeiro anote o orbital 4s e então 3d. Após o quarto nível de energia, você passa para o quinto, onde a mesma ordem é repetida. Isso acontece somente após o terceiro nível de energia.

4. Use a tabela periódica como uma sugestão visual. Você provavelmente já percebeu que a forma da tabela periódica corresponde à ordem dos subníveis eletrônicos nas configurações eletrônicas. Por exemplo, os átomos na segunda coluna da esquerda sempre terminam em "s 2 ", enquanto os átomos na borda direita da fina seção do meio sempre terminam em "d 10 ", e assim por diante. Use a tabela periódica como um guia visual para escrever as configurações - pois a ordem em que você adiciona os orbitais corresponde à sua posição na tabela. Veja abaixo:

   • Em particular, as duas colunas mais à esquerda contêm átomos cujas configurações eletrônicas terminam em orbitais s, o bloco da direita da tabela contém átomos cujas configurações terminam em orbitais p e na parte inferior os átomos terminam em orbitais f.
   • Por exemplo, ao anotar a configuração eletrônica do cloro, pense assim: "Este átomo está localizado na terceira linha (ou "período") da tabela periódica. Ele também está localizado no quinto grupo do bloco orbital p da tabela periódica. Portanto, sua configuração eletrônica terminará com. ..3p 5
   • Observe que os elementos nas regiões orbitais d e f da tabela possuem níveis de energia que não correspondem ao período em que estão localizados. Por exemplo, a primeira linha de um bloco de elementos com orbitais d corresponde a orbitais 3d, embora esteja localizada no 4º período, e a primeira linha de elementos com orbitais f corresponde ao orbital 4f, apesar de ser está localizado no 6º período.

5. Aprenda as abreviações para escrever configurações eletrônicas longas. Os átomos do lado direito da tabela periódica são chamados gases nobres. Esses elementos são quimicamente muito estáveis. Para encurtar o processo de escrever configurações eletrônicas longas, simplesmente escreva entre colchetes o símbolo químico do gás nobre mais próximo com menos elétrons que seu átomo e, em seguida, continue a escrever a configuração eletrônica dos níveis orbitais subsequentes. Veja abaixo:

   • Para entender esse conceito, será útil escrever um exemplo de configuração. Vamos escrever a configuração do zinco (número atômico 30) usando a abreviação de gás nobre. A configuração completa do zinco é assim: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . No entanto, vemos que 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 é a configuração eletrônica do argônio, um gás nobre. Simplesmente substitua a parte da configuração eletrônica do zinco pelo símbolo químico do argônio entre colchetes (.)
   • Assim, a configuração eletrônica do zinco, escrita de forma abreviada, é: 4s 2 3d 10 .
   • Note que se você estiver escrevendo a configuração eletrônica de um gás nobre, digamos argônio, você não pode escrever! Deve-se usar a abreviação do gás nobre na frente desse elemento; para argônio será neon ().

   Usando a Tabela Periódica ADOMAH

   1. Domine a tabela periódica ADOMAH. Este método registros da configuração eletrônica não requer memorização, porém, requer a presença de uma tabela periódica convertida, pois em mesa tradicional Mendeleev, a partir de Quarto período, o número do período não corresponde à camada do elétron. Encontre a tabela periódica ADOMAH, um tipo especial de tabela periódica projetada pelo cientista Valery Zimmerman. É fácil de encontrar com uma pequena pesquisa na Internet.

      • Na tabela periódica ADOMAH, as linhas horizontais representam grupos de elementos como halogênios, gases nobres, metais alcalinos, metais alcalino-terrosos, etc. As colunas verticais correspondem aos níveis eletrônicos, e as chamadas "cascatas" (linhas diagonais conectando blocos s,p,d e f) correspondem a períodos.
      • O hélio é movido para o hidrogênio, já que ambos os elementos são caracterizados por um orbital 1s. Os blocos de período (s,p,d ef) são mostrados no lado direito e os números dos níveis são dados na parte inferior. Os elementos são representados em caixas numeradas de 1 a 120. Esses números são os números atômicos usuais que representam total elétrons em um átomo neutro.

   2. Encontre seu átomo na tabela ADOMAH. Para anotar a configuração eletrônica de um elemento, encontre seu símbolo na tabela periódica ADOMAH e risque todos os elementos com um número atômico maior. Por exemplo, se você precisar anotar a configuração eletrônica do érbio (68), risque todos os elementos de 69 a 120.

      • Preste atenção nos números de 1 a 8 na base da tabela. Estes são os números de nível eletrônico ou números de coluna. Ignore as colunas que contêm apenas itens riscados. Para o érbio, permanecem as colunas com os números 1,2,3,4,5 e 6.

   3. Conte os subníveis orbitais até o seu elemento. Observando os símbolos de bloco mostrados à direita da tabela (s, p, d e f) e os números das colunas mostrados na parte inferior, ignore as linhas diagonais entre os blocos e divida as colunas em colunas-bloco, listando-as em ordem de baixo para cima. E, novamente, ignore os blocos nos quais todos os elementos estão riscados. Escreva os blocos de colunas começando pelo número da coluna seguido pelo símbolo do bloco, assim: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (para érbio).

      • Observe: A configuração eletrônica Er acima é escrita em ordem crescente do número do subnível eletrônico. Também pode ser escrito na ordem em que os orbitais são preenchidos. Para fazer isso, siga as cascatas de baixo para cima, não colunas, ao escrever blocos de colunas: 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. Conte os elétrons para cada subnível eletrônico. Conte os elementos em cada bloco de coluna que não foram riscados anexando um elétron de cada elemento e escreva seu número próximo ao símbolo de bloco para cada bloco de coluna da seguinte forma: 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 . Em nosso exemplo, esta é a configuração eletrônica do érbio.

   5. Esteja ciente de configurações eletrônicas incorretas. Existem dezoito exceções típicas relacionadas às configurações eletrônicas dos átomos no estado de menor energia, também chamado de estado de energia fundamental. Não obedecem à regra geral apenas nas duas ou três últimas posições ocupadas pelos elétrons. Nesse caso, a configuração eletrônica real assume que os elétrons estão em um estado de menor energia em comparação com a configuração padrão do átomo. Os átomos de exceção incluem:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); mo(..., 4d5, 5s1); ru(..., 4d7, 5s1); RH(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); Lá(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Deus(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); º(..., 6d2, 7s2); pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); você(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) e cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Para encontrar o número atômico de um átomo quando escrito em formato eletrônico, basta somar todos os números que seguem as letras (s, p, d e f). Isso só funciona para átomos neutros, se você estiver lidando com um íon não funcionará - você terá que adicionar ou subtrair o número de elétrons extras ou perdidos.
   • O número que segue a letra é sobrescrito, não se engane no controle.
   • A "estabilidade de um subnível meio cheio" não existe. Esta é uma simplificação. Qualquer estabilidade que pertença aos subníveis "meio-cheios" é devido ao fato de que cada orbital é ocupado por um elétron, então a repulsão entre os elétrons é minimizada.
   • Cada átomo tende a um estado estável, e as configurações mais estáveis ​​preencheram os subníveis s e p (s2 e p6). Os gases nobres têm essa configuração, por isso raramente reagem e estão localizados à direita na tabela periódica. Portanto, se uma configuração termina em 3p 4 , ela precisa de dois elétrons para atingir um estado estável (é preciso mais energia para perder seis, incluindo elétrons de nível s, então quatro é mais fácil de perder). E se a configuração terminar em 4d 3 , então ele precisa perder três elétrons para atingir um estado estável. Além disso, subníveis meio preenchidos (s1, p3, d5..) são mais estáveis ​​do que, por exemplo, p4 ou p2; no entanto, s2 e p6 serão ainda mais estáveis.
   • Quando você está lidando com um íon, isso significa que o número de prótons não é o mesmo que o número de elétrons. A carga do átomo, neste caso, será mostrada no canto superior direito (geralmente) do símbolo químico. Portanto, um átomo de antimônio com carga +2 tem a configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Observe que 5p 3 mudou para 5p 1 . Tenha cuidado quando a configuração de um átomo neutro terminar em subníveis diferentes de s e p. Quando você pega elétrons, você só pode pegá-los de orbitais de valência (orbitais s e p). Portanto, se a configuração terminar em 4s 2 3d 7 e o átomo receber +2 de carga, a configuração terminará em 4s 0 3d 7 . Observe que 3d 7 Não mudanças, em vez disso, os elétrons do orbital s são perdidos.
   • Existem condições em que um elétron é forçado a "mover-se para um nível de energia mais alto". Quando um subnível carece de um elétron para ser metade ou completo, pegue um elétron do subnível s ou p mais próximo e mova-o para o subnível que precisa de um elétron.
   • Existem duas opções para escrever uma configuração eletrônica. Eles podem ser escritos em ordem crescente dos números de níveis de energia ou na ordem em que os orbitais dos elétrons são preenchidos, como foi mostrado acima para o érbio.
   • Você também pode escrever a configuração eletrônica de um elemento escrevendo apenas a configuração de valência, que é o último subnível s e p. Assim, a configuração de valência do antimônio será 5s 2 5p 3 .
   • Os íons não são os mesmos. É muito mais difícil com eles. Pule dois níveis e siga o mesmo padrão, dependendo de onde você começou e quão alto é o número de elétrons.

A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos dos quatro primeiros períodos: $s-$, $p-$ e $d-$elementos. A configuração eletrônica do átomo. Estados fundamentais e excitados dos átomos

O conceito de átomo surgiu no mundo antigo para designar as partículas da matéria. Em grego, átomo significa "indivisível".

elétrons

O físico irlandês Stoney, com base em experimentos, chegou à conclusão de que a eletricidade é transportada pelas menores partículas que existem nos átomos de todos elementos químicos. Em $ 1891 $, Stoney propôs chamar essas partículas elétrons, que em grego significa "âmbar".

Alguns anos depois que o elétron recebeu esse nome, o físico inglês Joseph Thomson e o físico francês Jean Perrin provaram que os elétrons carregam uma carga negativa. Esta é a menor carga negativa, que em química é tomada como a unidade $(–1)$. Thomson ainda conseguiu determinar a velocidade do elétron (é igual à velocidade da luz - $ 300.000$ km/s) e a massa do elétron (é $ 1836$ vezes menor que a massa do átomo de hidrogênio).

Thomson e Perrin conectaram os pólos de uma fonte de corrente com duas placas de metal - um cátodo e um ânodo, soldadas em um tubo de vidro, de onde o ar foi evacuado. Quando uma voltagem de cerca de 10 mil volts foi aplicada às placas do eletrodo, uma descarga luminosa brilhou no tubo e as partículas voaram do cátodo (pólo negativo) para o ânodo (pólo positivo), que os cientistas primeiro chamaram raios catódicos, e então descobri que era um fluxo de elétrons. Os elétrons, atingindo substâncias especiais aplicadas, por exemplo, a uma tela de TV, causam um brilho.

A conclusão foi feita: os elétrons escapam dos átomos do material do qual o cátodo é feito.

Os elétrons livres ou seu fluxo também podem ser obtidos de outras maneiras, por exemplo, aquecendo um fio de metal ou caindo luz sobre metais formados por elementos do subgrupo principal do grupo I da tabela periódica (por exemplo, césio).

O estado dos elétrons em um átomo

O estado de um elétron em um átomo é entendido como um conjunto de informações sobre energia elétron específico em espaço em que está localizado. Já sabemos que um elétron em um átomo não tem uma trajetória de movimento, ou seja, só pode falar sobre probabilidades encontrando-o no espaço ao redor do núcleo. Ele pode estar localizado em qualquer parte desse espaço ao redor do núcleo, e a totalidade de suas várias posições é considerada como uma nuvem de elétrons com uma certa densidade de carga negativa. Figurativamente, isso pode ser imaginado da seguinte forma: se fosse possível fotografar a posição de um elétron em um átomo em centésimos ou milionésimos de segundo, como em um photo finish, então o elétron nessas fotografias seria representado como um ponto. A sobreposição de inúmeras dessas fotografias resultaria na imagem de uma nuvem de elétrons com a maior densidade onde há a maioria desses pontos.

A figura mostra um "corte" de tal densidade eletrônica em um átomo de hidrogênio passando pelo núcleo, e uma esfera é delimitada por uma linha tracejada, dentro da qual a probabilidade de encontrar um elétron é de $90%$. O contorno mais próximo do núcleo cobre a região do espaço em que a probabilidade de encontrar um elétron é $10%$, a probabilidade de encontrar um elétron dentro do segundo contorno do núcleo é de $20%$, dentro do terceiro - $≈30 %$, etc Há alguma incerteza no estado do elétron. Para caracterizar esse estado especial, o físico alemão W. Heisenberg introduziu o conceito de princípio da incerteza, ou seja mostrou que é impossível determinar simultânea e exatamente a energia e a localização do elétron. Quanto mais precisamente a energia de um elétron é determinada, mais incerta é sua posição e vice-versa, tendo determinado a posição, é impossível determinar a energia do elétron. A região de probabilidade de detecção de elétrons não tem limites claros. No entanto, é possível destacar o espaço onde a probabilidade de encontrar um elétron é máxima.

O espaço ao redor do núcleo atômico, no qual o elétron é mais provável de ser encontrado, é chamado de orbital.

Ele contém aproximadamente $ 90% $ da nuvem de elétrons, o que significa que cerca de $ 90% $ do tempo em que o elétron está nesta parte do espaço. De acordo com o formulário, são distinguidos $4$ dos tipos de orbitais atualmente conhecidos, que são denotados pelas letras latinas $s, p, d$ e $f$. imagem gráfica algumas formas de orbitais de elétrons são mostradas na figura.

A característica mais importante do movimento de um elétron em uma determinada órbita é a energia de sua conexão com o núcleo. Elétrons com valores de energia semelhantes formam um único camada eletrônica, ou nível de energia. Os níveis de energia são numerados a partir do núcleo: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ e $7$.

Um inteiro $n$ denotando o número do nível de energia é chamado de número quântico principal.

Caracteriza a energia dos elétrons que ocupam um determinado nível de energia. Os elétrons do primeiro nível de energia, mais próximos do núcleo, têm a energia mais baixa. Comparados com os elétrons do primeiro nível, os elétrons dos próximos níveis são caracterizados por uma grande quantidade de energia. Consequentemente, os elétrons do nível externo são os menos fortemente ligados ao núcleo do átomo.

O número de níveis de energia (camadas eletrônicas) em um átomo é igual ao número do período no sistema de D. I. Mendeleev, ao qual pertence o elemento químico: os átomos dos elementos do primeiro período têm um nível de energia; o segundo período - dois; sétimo período - sete.

O maior número de elétrons no nível de energia é determinado pela fórmula:

onde $N$ é o número máximo de elétrons; $n$ é o número do nível, ou o número quântico principal. Conseqüentemente: o primeiro nível de energia mais próximo do núcleo não pode conter mais do que dois elétrons; no segundo - não mais que $8$; no terceiro - não mais que $18$; no quarto - não mais que $32$. E como, por sua vez, os níveis de energia (camadas eletrônicas) estão dispostos?

A partir do segundo nível de energia $(n = 2)$, cada um dos níveis é subdividido em subníveis (subcamadas), ligeiramente diferentes entre si pela energia de ligação com o núcleo.

O número de subníveis é igual ao valor do número quântico principal: o primeiro nível de energia tem um subnível; o segundo - dois; terceiro - três; o quarto é quatro. Os subníveis, por sua vez, são formados por orbitais.

Cada valor de $n$ corresponde ao número de orbitais igual a $n^2$. De acordo com os dados apresentados na tabela, é possível traçar a relação entre o número quântico principal $n$ e o número de subníveis, o tipo e número de orbitais e o número máximo de elétrons por subnível e nível.

Número quântico principal, tipos e número de orbitais, número máximo de elétrons em subníveis e níveis.

Nível de energia $(n)$	Número de subníveis igual a $n$	tipo orbital	Número de orbitais		Número máximo de elétrons
			no subnível	em nível igual a $n^2$	no subnível	em um nível igual a $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$ 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 $	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Costuma-se designar os subníveis em letras latinas, bem como a forma dos orbitais que os compõem: $s, p, d, f$. Então:

• $s$-subnível - o primeiro subnível de cada nível de energia mais próximo do núcleo atômico, consiste em um $s$-orbital;
• $p$-subnível - o segundo subnível de cada um, exceto o primeiro, nível de energia, consiste em três $p$-orbitais;
• $d$-subnível - o terceiro subnível de cada um, a partir do terceiro nível de energia, consiste em cinco $d$-orbitais;
• O subnível $f$ de cada um, a partir do quarto nível de energia, consiste em sete orbitais $f$.

núcleo do átomo

Mas não apenas os elétrons fazem parte dos átomos. O físico Henri Becquerel descobriu que um mineral natural contendo sal de urânio também emite radiação desconhecida, iluminando filmes fotográficos fechados à luz. Este fenômeno tem sido chamado radioatividade.

Existem três tipos de raios radioativos:

1. $α$-rays, que consistem em $α$-partículas com uma carga $2$ vezes maior que a carga de um elétron, mas com um sinal positivo, e uma massa $4$ vezes maior que a massa de um átomo de hidrogênio;
2. $β$-rays são um fluxo de elétrons;
3. $γ$-rays são ondas eletromagnéticas com uma massa desprezível que não carregam uma carga elétrica.

Conseqüentemente, o átomo tem uma estrutura complexa - consiste em um núcleo carregado positivamente e elétrons.

Como o átomo está organizado?

Em 1910, em Cambridge, perto de Londres, Ernest Rutherford com seus alunos e colegas estudou o espalhamento de partículas $α$ passando por uma fina folha de ouro e caindo em uma tela. As partículas alfa geralmente se desviavam da direção original em apenas um grau, confirmando, ao que parece, a uniformidade e uniformidade das propriedades dos átomos de ouro. E de repente os pesquisadores notaram que algumas partículas $α$ mudaram abruptamente a direção de seu caminho, como se encontrassem algum tipo de obstáculo.

Ao colocar a tela na frente da folha, Rutherford foi capaz de detectar até mesmo aqueles casos raros em que partículas $α$, refletidas em átomos de ouro, voavam na direção oposta.

Os cálculos mostraram que os fenômenos observados poderiam ocorrer se toda a massa do átomo e todos os seus carga positiva estavam concentrados em um minúsculo núcleo central. O raio do núcleo, como se viu, é 100.000 vezes menor que o raio de todo o átomo, aquela área em que existem elétrons com carga negativa. Se aplicarmos uma comparação figurativa, todo o volume do átomo pode ser comparado ao estádio Luzhniki, e o núcleo pode ser comparado a uma bola de futebol localizada no centro do campo.

Um átomo de qualquer elemento químico é comparável a um minúsculo sistema solar. Portanto, tal modelo do átomo, proposto por Rutherford, é chamado de planetário.

Prótons e nêutrons

Acontece que o minúsculo núcleo atômico, no qual toda a massa do átomo está concentrada, consiste em partículas de dois tipos - prótons e nêutrons.

prótons tem uma carga igual à carga dos elétrons, mas oposta no sinal $(+1)$, e uma massa igual à massa de um átomo de hidrogênio (é aceito na química como uma unidade). Os prótons são representados por $↙(1)↖(1)p$ (ou $р+$). nêutrons não carregam carga, são neutros e têm massa igual à massa de um próton, ou seja, $ 1 $. Os nêutrons são denotados por $↙(0)↖(1)n$ (ou $n^0$).

Prótons e nêutrons são chamados coletivamente nucleons(do lat. núcleo- essencial).

A soma do número de prótons e nêutrons em um átomo é chamada Número de massa. Por exemplo, o número de massa de um átomo de alumínio:

Como a massa do elétron, que é desprezível, pode ser desprezada, é óbvio que toda a massa do átomo está concentrada no núcleo. Os elétrons são representados da seguinte forma: $e↖(-)$.

Como o átomo é eletricamente neutro, também é óbvio que que o número de prótons e elétrons em um átomo é o mesmo. É igual ao número atômico do elemento químico atribuído a ele na Tabela Periódica. Por exemplo, o núcleo de um átomo de ferro contém $ 26 $ prótons e $ 26 $ elétrons giram em torno do núcleo. E como determinar o número de nêutrons?

Como você sabe, a massa de um átomo é a soma da massa de prótons e nêutrons. Conhecendo o número ordinal do elemento $(Z)$, ou seja, o número de prótons e o número de massa $(A)$, igual à soma dos números de prótons e nêutrons, você pode encontrar o número de nêutrons $(N)$ usando a fórmula:

Por exemplo, o número de nêutrons em um átomo de ferro é:

$56 – 26 = 30$.

A tabela mostra as principais características das partículas elementares.

Características básicas das partículas elementares.

isótopos

Variedades de átomos do mesmo elemento que têm a mesma carga nuclear, mas diferentes números de massa são chamados de isótopos.

Palavra isótopo consiste em dois palavras gregas:isos- o mesmo e topos- lugar, significa "ocupando um lugar" (célula) no sistema periódico de elementos.

Os elementos químicos encontrados na natureza são uma mistura de isótopos. Assim, o carbono tem três isótopos com massa de $12, 13, 14$; oxigênio - três isótopos com massa de $ 16, 17, 18 $, etc.

Geralmente dado no sistema periódico, a massa atômica relativa de um elemento químico é o valor médio das massas atômicas de uma mistura natural de isótopos de um determinado elemento, levando em consideração sua abundância relativa na natureza, portanto, os valores de as massas atômicas são muitas vezes fracionárias. Por exemplo, átomos de cloro natural são uma mistura de dois isótopos - $35$ (existem $75%$ na natureza) e $37$ (existem $25%$); portanto, a massa atômica relativa do cloro é $35,5$. Os isótopos de cloro são escritos da seguinte forma:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ e $↖(37)↙(17)(Cl)$

As propriedades químicas dos isótopos de cloro são exatamente as mesmas dos isótopos da maioria dos elementos químicos, como potássio, argônio:

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

No entanto, os isótopos de hidrogênio diferem muito em propriedades devido ao aumento dramático em sua massa atômica relativa; eles até receberam nomes individuais e sinais químicos: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutério - $↖(2)↙(1)(H)$, ou $↖(2)↙(1)(D)$; trítio - $↖(3)↙(1)(H)$, ou $↖(3)↙(1)(T)$.

Agora é possível dar uma definição moderna, mais rigorosa e científica de um elemento químico.

Um elemento químico é um conjunto de átomos com a mesma carga nuclear.

A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos dos primeiros quatro períodos

Considere o mapeamento das configurações eletrônicas dos átomos dos elementos pelos períodos do sistema de D. I. Mendeleev.

Elementos do primeiro período.

Os esquemas da estrutura eletrônica dos átomos mostram a distribuição dos elétrons sobre as camadas eletrônicas (níveis de energia).

As fórmulas eletrônicas dos átomos mostram a distribuição dos elétrons nos níveis e subníveis de energia.

Fórmulas eletrônicas gráficas de átomos mostram a distribuição de elétrons não apenas em níveis e subníveis, mas também em orbitais.

Em um átomo de hélio, a primeira camada de elétrons está completa - ela tem $2$ elétrons.

Hidrogênio e hélio são elementos $s$, esses átomos têm orbitais $s$ preenchidos com elétrons.

Elementos do segundo período.

Para todos os elementos do segundo período, a primeira camada de elétrons é preenchida e os elétrons preenchem os orbitais $s-$ e $p$ da segunda camada de elétrons de acordo com o princípio da menor energia (primeiro $s$, depois $ p$) e as regras de Pauli e Hund.

No átomo de néon, a segunda camada de elétrons está completa - ela tem $8$ elétrons.

Elementos do terceiro período.

Para átomos de elementos do terceiro período, a primeira e a segunda camadas de elétrons são concluídas, então a terceira camada de elétrons é preenchida, na qual os elétrons podem ocupar os subníveis 3s-, 3p- e 3d.

A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do terceiro período.

Um orbital de elétrons de $3,5$ é completado no átomo de magnésio. $Na$ e $Mg$ são elementos $s$.

Para alumínio e elementos subseqüentes, o subnível $3d$ é preenchido com elétrons.

$↙(18)(Ar)$ Argônio

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

Em um átomo de argônio, a camada externa (a terceira camada de elétrons) tem $8$ elétrons. Como a camada externa está completa, mas no total, na terceira camada de elétrons, como você já sabe, pode haver 18 elétrons, o que significa que os elementos do terceiro período têm $3d$-orbitais não preenchidos.

Todos os elementos de $Al$ a $Ar$ - $p$ -elementos.

$s-$ e $r$ -elementos forma principais subgrupos no sistema Periódico.

Elementos do quarto período.

Os átomos de potássio e cálcio têm uma quarta camada de elétrons, o subnível $4s$ é preenchido, porque tem menos energia que o subnível $3d$. Para simplificar as fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos elementos do quarto período:

1. denotamos condicionalmente a fórmula eletrônica gráfica do argônio como segue: $Ar$;
2. não descreveremos os subníveis que não são preenchidos para esses átomos.

$K, Ca$ - $s$ -elementos, incluídos nos subgrupos principais. Para átomos de $Sc$ a $Zn$, o subnível 3d é preenchido com elétrons. Estes são $3d$-elementos. Eles estão incluídos em subgrupos laterais, sua camada eletrônica pré-externa é preenchida, eles são referidos elementos de transição.

Preste atenção à estrutura das camadas eletrônicas dos átomos de cromo e cobre. Nelas, um elétron "cai" do subnível $4s-$ para o subnível $3d$, o que se explica pela maior estabilidade energética das configurações eletrônicas $3d^5$ e $3d^(10)$ resultantes:

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

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

Símbolo do elemento, número de série, nome	Diagrama da estrutura eletrônica	fórmula eletrônica	Fórmula eletrônica gráfica
$↙(19)(K)$ Potássio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Cálcio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ escândio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titânio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanádio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Cromo		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Cromo		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ ou $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zinco		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ ou $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gálio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ ou $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ ou $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

No átomo de zinco, a terceira camada de elétrons está completa - todos os subníveis $3s, 3p$ e $3d$ estão preenchidos nela, no total há $18$ de elétrons neles.

Nos elementos seguintes ao zinco, a quarta camada de elétrons, o subnível $4p$, continua a ser preenchida. Elementos de $Ga$ a $Kr$ - $r$ -elementos.

A (quarta) camada externa de um átomo de criptônio está completa, tem $8$ de elétrons. Mas apenas na quarta camada de elétrons, como você sabe, pode haver $32$ de elétrons; o átomo de criptônio ainda tem subníveis $4d-$ e $4f$ não preenchidos.

Os elementos do quinto período estão preenchendo os subníveis na seguinte ordem: $5s → 4d → 5р$. E também há exceções relacionadas à "falha" de elétrons, para $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ aparecem no sexto e sétimo períodos -elementos, ou seja elementos cujos subníveis $4f-$ e $5f$-da terceira camada eletrônica externa estão sendo preenchidos, respectivamente.

$4f$ -elementos chamado lantanídeos.

$5f$ -elementos chamado actinídeos.

A ordem de preenchimento dos subníveis eletrônicos nos átomos dos elementos do sexto período: $↙(55)Cs$ e $↙(56)Ba$ - $6s$-elementos; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elemento; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementos; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementos; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elementos. Mas aqui também existem elementos nos quais a ordem de preenchimento dos orbitais de elétrons é violada, o que, por exemplo, está associado a uma maior estabilidade energética de subníveis $f$ meio e completamente preenchidos, ou seja, $nf^7$ e $nf^(14)$.

Dependendo de qual subnível do átomo é preenchido com elétrons por último, todos os elementos, como você já entendeu, são divididos em quatro famílias eletrônicas ou blocos:

1. $s$ -elementos; o subnível $s$ do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; $s$-elementos incluem hidrogênio, hélio e elementos dos principais subgrupos dos grupos I e II;
2. $r$ -elementos; o subnível $p$ do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; $p$-elementos incluem elementos dos principais subgrupos dos grupos III–VIII;
3. $d$ -elementos; o subnível $d$ do nível pré-externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos $d$ incluem elementos de subgrupos secundários dos grupos I–VIII, ou seja, elementos de décadas intercaladas de grandes períodos localizados entre $s-$ e $p-$elementos. Eles também são chamados elementos de transição;
4. $f$ -elementos;$f-$subnível do terceiro nível do átomo do lado de fora é preenchido com elétrons; estes incluem lantanídeos e actinídeos.

A configuração eletrônica do átomo. Estados fundamentais e excitados dos átomos

O físico suíço W. Pauli em $1925$ estabeleceu que Um átomo pode ter no máximo dois elétrons em um orbital. tendo spins opostos (antiparalelos) (traduzido do inglês como fuso), ou seja, possuindo tais propriedades que podem ser condicionalmente imaginadas como a rotação de um elétron em torno de seu eixo imaginário no sentido horário ou anti-horário. Este princípio é chamado o princípio de Pauli.

Se houver um elétron em um orbital, então ele é chamado não emparelhado, se dois, então este elétrons emparelhados, ou seja elétrons com spins opostos.

A figura mostra um diagrama da divisão dos níveis de energia em subníveis.

$s-$ Orbital, como você já sabe, tem uma forma esférica. O elétron do átomo de hidrogênio $(n = 1)$ está localizado neste orbital e não é pareado. De acordo com este seu fórmula eletrônica, ou configuração eletronica, é escrito assim: $1s^1$. Nas fórmulas eletrônicas, o número do nível de energia é indicado pelo número na frente da letra $ (1 ...) $, letra latina denotam o subnível (tipo de orbital), e o número, que é escrito no canto superior direito da letra (como um expoente), mostra o número de elétrons no subnível.

Para um átomo de hélio He, que tem dois elétrons emparelhados no mesmo $s-$orbital, esta fórmula é: $1s^2$. A camada de elétrons do átomo de hélio é completa e muito estável. O hélio é um gás nobre. O segundo nível de energia $(n = 2)$ tem quatro orbitais, um $s$ e três $p$. Os elétrons orbitais $s$ de segundo nível (orbitais $2s$) têm uma energia mais alta, porque estão a uma distância maior do núcleo do que os elétrons do orbital $1s$ $(n = 2)$. Em geral, para cada valor de $n$ existe um orbital $s-$, mas com uma quantidade correspondente de energia do elétron sobre ele e, portanto, com um diâmetro correspondente, crescendo conforme o valor de $n$.$s- $Orbital aumenta, como você já sabe, tem uma forma esférica. O elétron do átomo de hidrogênio $(n = 1)$ está localizado neste orbital e não é pareado. Portanto, sua fórmula eletrônica, ou configuração eletrônica, é escrita da seguinte forma: $1s^1$. Nas fórmulas eletrônicas, o número do nível de energia é indicado pelo número na frente da letra $ (1 ...) $, o subnível (tipo orbital) é indicado pela letra latina e o número que é escrito no à direita da letra (como um expoente) mostra o número de elétrons no subnível.

Para um átomo de hélio $He$, que tem dois elétrons emparelhados no mesmo $s-$orbital, esta fórmula é: $1s^2$. A camada de elétrons do átomo de hélio é completa e muito estável. O hélio é um gás nobre. O segundo nível de energia $(n = 2)$ tem quatro orbitais, um $s$ e três $p$. Elétrons de orbitais $s-$ de segundo nível (orbitais $2s$) possuem maior energia, pois estão a uma distância maior do núcleo do que os elétrons do orbital $1s$ $(n = 2)$. Em geral, para cada valor de $n$ existe um orbital $s-$, mas com uma quantidade correspondente de energia de elétrons sobre ele e, portanto, com um diâmetro correspondente, crescendo à medida que o valor de $n$ aumenta.

$r-$ Orbital Tem a forma de um haltere, ou volume oito. Todos os três $p$-orbitais estão localizados no átomo mutuamente perpendicularmente ao longo das coordenadas espaciais desenhadas através do núcleo do átomo. Cabe ressaltar novamente que cada nível de energia (camada eletrônica), a partir de $n= 2$, possui três orbitais $p$. À medida que o valor de $n$ aumenta, os elétrons ocupam orbitais $p$ localizados a grandes distâncias do núcleo e direcionados ao longo dos eixos $x, y, z$.

Para elementos do segundo período $(n = 2)$, primeiro um $s$-orbital é preenchido e depois três $p$-orbitais; fórmula eletrônica $Li: 1s^(2)2s^(1)$. O elétron $2s^1$ está menos ligado ao núcleo atômico, então um átomo de lítio pode doá-lo facilmente (como você provavelmente se lembra, esse processo é chamado de oxidação), transformando-se em um íon de lítio $Li^+$.

No átomo de berílio Be, o quarto elétron também está colocado no orbital $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Os dois elétrons externos do átomo de berílio são facilmente separados - $B^0$ é oxidado no cátion $Be^(2+)$.

O quinto elétron do átomo de boro ocupa o orbital $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Em seguida, os orbitais $2p$ dos átomos $C, N, O, F$ são preenchidos, que terminam com o gás nobre neon: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Para os elementos do terceiro período, os orbitais $3s-$ e $3p$ são preenchidos, respectivamente. Cinco orbitais $d$ do terceiro nível permanecem livres:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Às vezes, em diagramas que representam a distribuição de elétrons em átomos, apenas o número de elétrons em cada nível de energia é indicado, ou seja, escreva fórmulas eletrônicas abreviadas de átomos de elementos químicos, em contraste com as fórmulas eletrônicas completas acima, por exemplo:

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

Para elementos de grandes períodos (quarto e quinto), os dois primeiros elétrons ocupam respectivamente orbitais $4s-$ e $5s$: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Começando com o terceiro elemento de cada longo período, os próximos dez elétrons irão para os orbitais $3d-$ e $4d-$ anteriores, respectivamente (para elementos de subgrupos laterais): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Como regra, quando o subnível $d$ anterior é preenchido, o subnível $p-$ externo (respectivamente $4p-$ e $5p-$) começa a ser preenchido: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Para elementos de grandes períodos - o sexto e o sétimo incompleto - os níveis e subníveis eletrônicos são preenchidos com elétrons, via de regra, da seguinte forma: os dois primeiros elétrons entram no subnível $s-$ externo: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; o próximo elétron (para $La$ e $Ca$) para o subnível $d$ anterior: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ e $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Então os próximos $14$ elétrons entrarão no terceiro nível de energia do lado de fora, os orbitais $4f$ e $5f$ dos lantonídeos e actinídeos, respectivamente: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Em seguida, o segundo nível de energia do lado de fora ($d$-subnível) começará a se acumular novamente para os elementos dos subgrupos laterais: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. E, finalmente, somente depois que o subnível $d$ estiver completamente preenchido com dez elétrons, o subnível $p$ será preenchido novamente: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Muitas vezes, a estrutura das camadas eletrônicas dos átomos é representada usando energia ou células quânticas - eles anotam os chamados fórmulas eletrônicas gráficas. Para esse registro, utiliza-se a seguinte notação: cada célula quântica é denotada por uma célula que corresponde a um orbital; cada elétron é indicado por uma seta correspondente à direção do spin. Ao escrever uma fórmula eletrônica gráfica, duas regras devem ser lembradas: princípio de Pauli, segundo a qual uma célula (orbital) não pode ter mais do que dois elétrons, mas com spins antiparalelos, e Regra de F. Hund, segundo o qual os elétrons ocupam as células livres primeiro uma de cada vez e ao mesmo tempo têm o mesmo valor de spin, e só então emparelham, mas os spins, de acordo com o princípio de Pauli, já terão direção oposta.

6.6. Características da estrutura eletrônica de átomos de cromo, cobre e alguns outros elementos

Se você examinou cuidadosamente o Apêndice 4, provavelmente notou que, para átomos de alguns elementos, a sequência de preenchimento de orbitais com elétrons é violada. Às vezes, essas violações são chamadas de "exceções", mas não é assim - não há exceções às leis da Natureza!

O primeiro elemento com tal violação é o cromo. Vamos considerar com mais detalhes sua estrutura eletrônica (Fig. 6.16 A). O átomo de cromo tem 4 s-sublevel não é dois, como seria de esperar, mas apenas um elétron. mas para 3 d-subnível cinco elétrons, mas este subnível é preenchido após 4 s-subnível (ver Fig. 6.4). Para entender por que isso acontece, vamos ver o que são nuvens de elétrons 3 d subnível deste átomo.

Cada um dos cinco 3 d-nuvens neste caso é formada por um elétron. Como você já sabe do § 4 deste capítulo, a nuvem eletrônica comum desses cinco elétrons é esférica ou, como dizem, esfericamente simétrica. Pela natureza da distribuição de densidade de elétrons em diferentes direções, é semelhante a 1 s-EO. A energia do subnível cujos elétrons formam tal nuvem acaba sendo menor do que no caso de uma nuvem menos simétrica. EM este caso energia orbital 3 d-subnível é igual a energia 4 s-orbitais. Quando a simetria é quebrada, por exemplo, quando o sexto elétron aparece, a energia dos orbitais é 3 d-subnível novamente se torna mais do que energia 4 s-orbitais. Portanto, o átomo de manganês novamente tem um segundo elétron por 4 s-AO.
A simetria esférica tem uma nuvem comum de qualquer subnível preenchida com elétrons pela metade e completamente. A diminuição da energia nesses casos é de natureza geral e não depende se algum subnível está meio ou completamente preenchido com elétrons. E se assim for, devemos procurar a próxima violação no átomo, em cuja camada de elétrons a nona “vem” por último d-elétron. De fato, o átomo de cobre tem 3 d-subnível 10 elétrons, e 4 s- existe apenas um subnível (Fig. 6.16 b).
A diminuição da energia dos orbitais de um subnível totalmente ou parcialmente preenchido é a causa de vários fenômenos químicos importantes, alguns dos quais você se familiarizará.

6.7. Elétrons externos e de valência, orbitais e subníveis

Na química, as propriedades dos átomos isolados, via de regra, não são estudadas, pois quase todos os átomos, fazendo parte de várias substâncias, formam ligações químicas. As ligações químicas são formadas durante a interação das camadas eletrônicas dos átomos. Para todos os átomos (exceto hidrogênio), nem todos os elétrons participam da formação de ligações químicas: para o boro, três em cinco elétrons, para o carbono, quatro em seis e, por exemplo, para o bário, dois em cinquenta- seis. Esses elétrons "ativos" são chamados elétrons de valência.

Às vezes, os elétrons de valência são confundidos com externo elétrons, mas não são a mesma coisa.

As nuvens eletrônicas dos elétrons externos têm o raio máximo (e o valor máximo do número quântico principal).

São os elétrons externos que participam da formação de ligações em primeiro lugar, mesmo porque quando os átomos se aproximam, as nuvens de elétrons formadas por esses elétrons entram em contato primeiro. Mas junto com eles, parte dos elétrons também pode participar da formação de uma ligação. pré-externo(penúltima) camada, mas apenas se tiverem uma energia não muito diferente da energia dos elétrons externos. Esses e outros elétrons do átomo são de valência. (Em lantanídeos e actinídeos, mesmo alguns elétrons "pré-externos" são de valência)
A energia dos elétrons de valência é muito maior do que a energia de outros elétrons do átomo, e os elétrons de valência diferem muito menos em energia um do outro.
Os elétrons externos são sempre de valência apenas se o átomo puder formar ligações químicas. Portanto, ambos os elétrons do átomo de hélio são externos, mas não podem ser chamados de valência, pois o átomo de hélio não forma nenhuma ligação química.
Os elétrons de valência ocupam orbitais de valência, que por sua vez formam subníveis de valência.

Como exemplo, considere um átomo de ferro cuja configuração eletrônica é mostrada na Fig. 6.17. Dos elétrons do átomo de ferro, o número quântico principal máximo ( n= 4) tem apenas dois 4 s-elétron. Portanto, eles são os elétrons externos desse átomo. Os orbitais externos do átomo de ferro são todos orbitais com n= 4, e os subníveis externos são todos os subníveis formados por esses orbitais, ou seja, 4 s-, 4p-, 4d- e 4 f-EPU.
Os elétrons externos são sempre de valência, portanto, 4 s-elétrons de um átomo de ferro são elétrons de valência. E se sim, então 3 d-elétrons com uma energia ligeiramente maior também serão de valência. No nível externo do átomo de ferro, além dos 4 preenchidos s-AO ainda há 4 grátis p-, 4d- e 4 f-AO. Todos eles são externos, mas apenas 4 são de valência R-AO, pois a energia dos orbitais restantes é muito maior, e o aparecimento de elétrons nesses orbitais não é benéfico para o átomo de ferro.

Assim, o átomo de ferro
nível eletrônico externo - o quarto,
subníveis externos - 4 s-, 4p-, 4d- e 4 f-EPU,
orbitais externos - 4 s-, 4p-, 4d- e 4 f-AO,
elétrons externos - dois 4 s-elétron (4 s 2),
a camada externa de elétrons é a quarta,
nuvem eletrônica externa - 4 s-EO
subníveis de valência - 4 s-, 4p-, e 3 d-EPU,
orbitais de valência - 4 s-, 4p-, e 3 d-AO,
elétrons de valência - dois 4 s-elétron (4 s 2) e seis 3 d-elétrons (3 d 6).

Os subníveis de valência podem ser parcialmente ou completamente preenchidos com elétrons, ou podem permanecer totalmente livres. Com o aumento da carga do núcleo, os valores de energia de todos os subníveis diminuem, mas devido à interação dos elétrons entre si, a energia de diferentes subníveis diminui com diferentes "velocidades". A energia de totalmente preenchido d- E f-subníveis diminui tanto que deixam de ser valência.

Como exemplo, considere os átomos de titânio e arsênico (Fig. 6.18).

No caso do átomo de titânio 3 d-EPU é apenas parcialmente preenchido com elétrons, e sua energia é maior que a energia de 4 s-EPU, e 3 d-elétrons são de valência. No átomo de arsênico 3 d-EPU é completamente preenchido com elétrons, e sua energia é muito menor que a energia 4 s-EPU, e portanto 3 d-elétrons não são de valência.
Nestes exemplos, analisamos configuração eletrônica de valênciaátomos de titânio e arsênio.

A configuração eletrônica de valência de um átomo é descrita como fórmula eletrônica de valência, ou na forma diagrama de energia dos subníveis de valência.

ELÉTRONS DE VALÊNCIA, ELÉTRONS EXTERNOS, VALÊNCIA EPU, VALÊNCIA AO, CONFIGURAÇÃO DO ELETRÃO DE VALÊNCIA DO ÁTOMO, FÓRMULA DO ELETRO DE VALÊNCIA, DIAGRAMA DE SUBNÍVEL DE VALÊNCIA.

1. Nos diagramas de energia que você compilou e nas fórmulas eletrônicas completas dos átomos Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, indique os elétrons externos e de valência. Escreva as fórmulas eletrônicas de valência desses átomos. Nos diagramas de energia, destaque as partes correspondentes aos diagramas de energia dos subníveis de valência.
2. O que há de comum entre as configurações eletrônicas dos átomos a) Li e Na, B e Al, O e S, Ne e Ar; b) Zn e Mg, Sc e Al, Cr e S, Ti e Si; c) H e He, Li e O, K e Kr, Sc e Ga. Quais são suas diferenças
3. Quantos subníveis de valência existem na camada eletrônica de um átomo de cada um dos elementos: a) hidrogênio, hélio e lítio, b) nitrogênio, sódio e enxofre, c) potássio, cobalto e germânio
4. Quantos orbitais de valência estão completamente preenchidos no átomo de a) boro, b) flúor, c) sódio?
5. Quantos orbitais com um elétron desemparelhado um átomo tem a) boro, b) flúor, c) ferro
6. Quantos orbitais externos livres tem um átomo de manganês? Quantas valências livres?
7. Para a próxima lição, prepare uma tira de papel de 20 mm de largura, divida-a em células (20 × 20 mm) e aplique uma série natural de elementos nesta tira (do hidrogênio ao meitnério).
8. Em cada célula, coloque o símbolo do elemento, seu número de série e a fórmula eletrônica de valência, conforme a fig. 6.19 (use o apêndice 4).

6.8. Sistematização de átomos de acordo com a estrutura de suas camadas eletrônicas

A sistematização dos elementos químicos é baseada na série natural de elementos E princípio da semelhança de camadas de elétrons seus átomos.
Você já está familiarizado com a gama natural de elementos químicos. Agora vamos nos familiarizar com o princípio da similaridade das camadas eletrônicas.
Considerando as fórmulas eletrônicas de valência dos átomos no NRE, é fácil descobrir que para alguns átomos eles diferem apenas nos valores do número quântico principal. Por exemplo, 1 s 1 para hidrogênio, 2 s 1 para lítio, 3 s 1 para sódio, etc. Ou 2 s 2 2p 5 para flúor, 3 s 2 3p 5 para cloro, 4 s 2 4p 5 para bromo, etc. Isso significa que as regiões externas das nuvens de elétrons de valência de tais átomos são muito semelhantes em forma e diferem apenas em tamanho (e, é claro, em densidade eletrônica). E se assim for, então as nuvens de elétrons de tais átomos e suas configurações de valência correspondentes podem ser chamadas de semelhante. Para átomos de diferentes elementos com configurações eletrônicas semelhantes, podemos escrever fórmulas eletrônicas de valência comum: ns 1 no primeiro caso e ns 2 np 5 no segundo. Movendo-se ao longo da série natural de elementos, pode-se encontrar outros grupos de átomos com configurações de valência semelhantes.
Por isso, na série natural de elementos, átomos com configurações eletrônicas de valência semelhantes ocorrem regularmente. Este é o princípio da similaridade das camadas eletrônicas.
Tentemos revelar a forma dessa regularidade. Para fazer isso, usaremos a série natural de elementos que você criou.

NRE começa com hidrogênio, cuja fórmula eletrônica de valência é 1 s 1 . Em busca de configurações de valência semelhantes, cortamos a série natural de elementos na frente de elementos com uma fórmula eletrônica de valência comum ns 1 (isto é, antes do lítio, antes do sódio, etc.). Recebemos os chamados "períodos" de elementos. Vamos adicionar os "períodos" resultantes para que se tornem linhas da tabela (consulte a Figura 6.20). Como resultado, apenas os átomos das duas primeiras colunas da tabela terão tais configurações eletrônicas.

Vamos tentar conseguir semelhança de configurações eletrônicas de valência em outras colunas da tabela. Para fazer isso, cortamos os elementos com os números 58 - 71 e 90 -103 do 6º e 7º períodos (eles têm 4 f- e 5 f-subníveis) e coloque-os sob a mesa. Os símbolos dos elementos restantes serão deslocados horizontalmente conforme mostrado na figura. Depois disso, os átomos dos elementos na mesma coluna da tabela terão configurações de valência semelhantes, que podem ser expressas em fórmulas eletrônicas gerais de valência: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 e assim sucessivamente até ns 2 np 6. Todos os desvios das fórmulas gerais de valência são explicados pelas mesmas razões que no caso do cromo e do cobre (ver parágrafo 6.6).

Como você pode ver, usando o NRE e aplicando o princípio da similaridade das camadas eletrônicas, conseguimos sistematizar os elementos químicos. Tal sistema de elementos químicos é chamado natural, pois se baseia unicamente nas leis da Natureza. A tabela que recebemos (Fig. 6.21) é uma das formas de representar graficamente um sistema natural de elementos e é chamada tabela de longo período de elementos químicos.

PRINCÍPIO DE SIMILARIDADE DE CARACTERÍSTICAS ELETRÔNICAS, SISTEMA NATURAL DE ELEMENTOS QUÍMICOS (SISTEMA "PERIÓDICO"), TABELA DE ELEMENTOS QUÍMICOS.

6.9. Tabela de períodos longos de elementos químicos

Vamos conhecer mais detalhadamente a estrutura da tabela de elementos químicos de longo período.
As linhas desta tabela, como você já sabe, são chamadas de "períodos" dos elementos. Os períodos são numerados com algarismos arábicos de 1 a 7. Existem apenas dois elementos no primeiro período. O segundo e terceiro períodos, contendo oito elementos cada, são chamados curto períodos. O quarto e o quinto períodos, contendo 18 elementos cada, são chamados longo períodos. O sexto e sétimo períodos, contendo 32 elementos cada, são chamados extra longo períodos.
As colunas desta tabela são chamadas grupos elementos. Os números dos grupos são indicados por algarismos romanos com letras latinas A ou B.
Os elementos de alguns grupos têm seus próprios nomes comuns (grupo): elementos do grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - elementos alcalinos(ou elementos de metal alcalino); elementos do grupo IIA (Ca, Sr, Ba e Ra) - elementos alcalinos terrosos(ou elementos de metais alcalinos terrosos)(nomes "metais alcalinos" e metais alcalino-terrosos" referem-se a substâncias simples formadas pelos respectivos elementos e não devem ser usados ​​como nomes de grupos de elementos); elementos do grupo VIA (O, S, Se, Te, Po) - calcogênios, elementos do grupo VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogênios, elementos do grupo VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementos de gases nobres.(O nome tradicional "gases nobres" também se aplica a substâncias simples)
Os elementos geralmente colocados na parte inferior da tabela com números de série 58 - 71 (Ce - Lu) são chamados lantanídeos("após lantânio") e elementos com números de série 90 - 103 (Th - Lr) - actinídeos("após actínio"). Existe uma variante da tabela de período longo, na qual os lantanídeos e actinídeos não são cortados do NRE, mas permanecem em seus lugares em períodos extralongos. Esta tabela às vezes é chamada período extra longo.
A tabela de período longo é dividida em quatro bloquear(ou seções).
bloco s inclui elementos dos grupos IA e IIA com fórmulas eletrônicas de valência comuns ns 1 e ns 2 (elementos s).
bloco p inclui elementos do grupo IIIA a VIIIA com fórmulas eletrônicas de valência comuns de ns 2 np 1 a ns 2 np 6 (p-elementos).
bloco d inclui elementos do grupo IIIB a IIB com fórmulas eletrônicas de valência comuns de ns 2 (n–1)d 1 a ns 2 (n–1)d 10 (d-elementos).
bloco f inclui lantanídeos e actinídeos ( elementos f).

elementos s- E p-blocos formam grupos A e elementos d-bloco - Grupo B de um sistema de elementos químicos. Todos f-elementos estão formalmente incluídos no grupo IIIB.
Os elementos do primeiro período - hidrogênio e hélio - são s-elementos e podem ser colocados nos grupos IA e IIA. Mas o hélio é mais frequentemente colocado no grupo VIIIA como o elemento com o qual o período termina, o que é totalmente consistente com suas propriedades (o hélio, como todas as outras substâncias simples formadas por elementos desse grupo, é um gás nobre). O hidrogênio é frequentemente colocado no grupo VIIA, pois suas propriedades são muito mais próximas dos halogênios do que dos elementos alcalinos.
Cada um dos períodos do sistema começa com um elemento que tem uma configuração de valência de átomos ns 1 , pois é a partir desses átomos que começa a formação da próxima camada de elétrons e termina com um elemento com a configuração de valência dos átomos ns 2 np 6 (exceto para o primeiro período). Isso facilita a identificação de grupos de subníveis no diagrama de energia que são preenchidos com elétrons nos átomos de cada um dos períodos (Fig. 6.22). Faça esse trabalho com todos os subníveis mostrados na cópia que você fez da Figura 6.4. Os subníveis destacados na Figura 6.22 (exceto os totalmente preenchidos d- E f-subníveis) são valências para átomos de todos os elementos de um determinado período.
Aparência em períodos s-, p-, d- ou f-elementos são totalmente consistentes com a sequência de preenchimento s-, p-, d- ou f- subníveis de elétrons. Esta característica do sistema de elementos permite, conhecendo o período e o grupo, que inclui um determinado elemento, anotar imediatamente a sua fórmula eletrónica de valência.

TABELA DE ELEMENTOS QUÍMICOS DE LONGO PERÍODO, BLOCOS, PERÍODOS, GRUPOS, ELEMENTOS ALCALINOS, ELEMENTOS ALCALINOS TERROS, CALCÓGENOS, HALOGÊNOS, ELEMENTOS DE GÁS NOBRE, LANTANÓIDES, ACTINOÍDEOS.
Escreva as fórmulas eletrônicas gerais de valência dos átomos dos elementos a) grupos IVA e IVB, b) grupos IIIA e VIIB?
2. O que há em comum entre as configurações eletrônicas dos átomos dos grupos de elementos A e B? Como eles diferem?
3. Quantos grupos de elementos estão incluídos em a) s-bloco B) R-bloco, c) d-bloquear?
4. Continue a Figura 30 no sentido de aumentar a energia dos subníveis e selecione os grupos de subníveis que são preenchidos com elétrons no 4º, 5º e 6º períodos.
5. Liste os subníveis de valência dos átomos a) cálcio, b) fósforo, c) titânio, d) cloro, e) sódio. 6. Formule como os elementos s, p e d diferem entre si.
7. Explique por que um átomo pertence a qualquer elemento é determinado pelo número de prótons no núcleo, e não pela massa desse átomo.
8. Para átomos de lítio, alumínio, estrôncio, selênio, ferro e chumbo, faça valência, fórmulas eletrônicas completas e abreviadas e desenhe diagramas de energia dos subníveis de valência. 9. Os átomos cujos elementos correspondem às seguintes fórmulas eletrônicas de valência: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2 segundos 2 2 p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

6.10. Tipos de fórmulas eletrônicas do átomo. O algoritmo para sua compilação

Para propósitos diferentes, precisamos conhecer a configuração completa ou de valência de um átomo. Cada uma dessas configurações eletrônicas pode ser representada tanto por uma fórmula quanto por um diagrama de energia. Aquilo é, configuração eletrônica completa de um átomo expresso a fórmula eletrônica completa do átomo, ou diagrama de energia completo de um átomo. Por sua vez, configuração eletrônica de valência de um átomo expresso valência(ou, como é frequentemente chamado, " curto ") a fórmula eletrônica do átomo, ou diagrama de subníveis de valência de um átomo(Fig. 6.23).

Anteriormente, fazíamos fórmulas eletrônicas de átomos usando os números ordinais dos elementos. Ao mesmo tempo, determinamos a sequência de preenchimento dos subníveis com elétrons de acordo com o diagrama de energia: 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s e assim por diante. E apenas anotando a fórmula eletrônica completa, poderíamos também anotar a fórmula de valência.
É mais conveniente escrever a fórmula eletrônica de valência do átomo, que é mais usada, com base na posição do elemento no sistema de elementos químicos, de acordo com as coordenadas do grupo de período.
Vamos considerar em detalhes como isso é feito para elementos s-, p- E d-blocos.
Para elementos s A fórmula eletrônica de valência do bloco de um átomo consiste em três caracteres. Em geral, pode ser escrito assim:

Em primeiro lugar (no lugar de uma célula grande) está o número do período (igual ao número quântico principal desses s-elétrons), e no terceiro (no sobrescrito) - o número do grupo (igual ao número de elétrons de valência). Tomando como exemplo um átomo de magnésio (3º período, grupo IIA), obtemos:

Para elementos p A fórmula eletrônica de valência do bloco de um átomo consiste em seis símbolos:

Aqui, no lugar das células grandes, também é colocado o número do período (igual ao número quântico principal dessas s- E p-elétrons), e o número do grupo (igual ao número de elétrons de valência) acaba sendo igual à soma dos sobrescritos. Para o átomo de oxigênio (2º período, grupo VIA) obtemos:

2s 2 2p 4 .

Fórmula eletrônica de valência da maioria dos elementos d bloco pode ser escrito assim:

Como nos casos anteriores, aqui em vez da primeira célula, é colocado o número do período (igual ao número quântico principal dessas s-elétrons). O número na segunda célula acaba sendo um a menos, já que o número quântico principal desses d-elétrons. O número do grupo aqui também é igual à soma dos índices. Um exemplo é a fórmula eletrônica de valência do titânio (4º período, grupo IVB): 4 s 2 3d 2 .

O número do grupo é igual à soma dos índices e para os elementos do grupo VIB, mas eles, como você se lembra, na valência s-subnível tem apenas um elétron, e a fórmula eletrônica de valência geral ns 1 (n–1)d 5 . Portanto, a fórmula eletrônica de valência, por exemplo, do molibdênio (5º período) é 5 s 1 4d 5 .
Também é fácil fazer uma fórmula eletrônica de valência de qualquer elemento do grupo IB, por exemplo, ouro (6º período)>–>6 s 1 5d 10 , mas neste caso você precisa se lembrar que d- os elétrons dos átomos dos elementos deste grupo ainda permanecem na valência, e alguns deles podem participar da formação de ligações químicas.
A fórmula eletrônica de valência geral de átomos de elementos do grupo IIB é - ns 2 (n – 1)d 10 . Portanto, a fórmula eletrônica de valência, por exemplo, de um átomo de zinco é 4 s 2 3d 10 .
Regras gerais as fórmulas eletrônicas de valência dos elementos da primeira tríade (Fe, Co e Ni) também obedecem. O ferro, um elemento do grupo VIIIB, tem uma fórmula eletrônica de valência de 4 s 2 3d 6. O átomo de cobalto tem um d-elétron mais (4 s 2 3d 7), enquanto o átomo de níquel tem dois (4 s 2 3d 8).
Usando apenas essas regras para escrever fórmulas eletrônicas de valência, é impossível compor as fórmulas eletrônicas de átomos de alguns d-elementos (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), pois neles, devido à tendência a camadas eletrônicas altamente simétricas, o preenchimento dos subníveis de valência com elétrons possui algumas características adicionais.
Conhecendo a fórmula eletrônica de valência, pode-se também escrever a fórmula eletrônica completa do átomo (veja abaixo).
Freqüentemente, em vez de complicadas fórmulas eletrônicas completas, eles escrevem fórmulas eletrônicas abreviadasátomos. Para compilá-los na fórmula eletrônica, todos os elétrons do átomo, exceto os de valência, são selecionados, seus símbolos são colocados entre colchetes e a parte da fórmula eletrônica correspondente à fórmula eletrônica do átomo do último elemento do anterior período (o elemento que forma o gás nobre) é substituído pelo símbolo deste átomo.

Exemplos de fórmulas eletrônicas de diferentes tipos são mostrados na Tabela 14.

Tabela 14 Exemplos de fórmulas eletrônicas de átomos

	fórmulas eletrônicas
		abreviado	Valência
	1s 2 2s 2 2p 3	2s 2 2p 3	2s 2 2p 3
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5	3s 2 3p 5	3s 2 3p 5
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5	4s 2 3d 5	4s 2 3d 5
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3	4s 2 4p 3	4s 2 4p 3
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6	4s 2 4p 6	4s 2 4p 6

Algoritmo para compilar fórmulas eletrônicas de átomos (no exemplo de um átomo de iodo)

№ operações	Operação	Resultado
	Determine as coordenadas do átomo na tabela de elementos.	Período 5, grupo VIIA
	Escreva a fórmula eletrônica de valência.	5s 2 5p 5
	Adicione os símbolos dos elétrons internos na ordem em que preenchem os subníveis.	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 5
	Tendo em conta a diminuição da energia de completamente cheio d- E f- subníveis, anote a fórmula eletrônica completa.
	Identifique os elétrons de valência.	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5
	Selecione a configuração eletrônica do átomo de gás nobre anterior.
	Escreva a fórmula eletrônica abreviada, combinando entre colchetes todos não valente elétrons.	5s 2 5p 5

Notas
1. Para elementos do 2º e 3º períodos, a terceira operação (sem a quarta) leva imediatamente a uma fórmula eletrônica completa.
2. (n – 1)d 10 - Os elétrons permanecem na valência nos átomos dos elementos do grupo IB.

FÓRMULA ELETRÔNICA COMPLETA, FÓRMULA ELETRÔNICA DE VALÊNCIA, FÓRMULA ELETRÔNICA Abreviada, ALGORITMO PARA COMPOR FÓRMULA ELETRÔNICA DE ÁTOMOS.
1. Componha a fórmula eletrônica de valência do átomo do elemento a) o segundo período do terceiro grupo A, b) o terceiro período do segundo grupo A, c) o quarto período do quarto grupo A.
2. Faça fórmulas eletrônicas abreviadas de átomos de magnésio, fósforo, potássio, ferro, bromo e argônio.

6.11. Tabela de Períodos Curtos de Elementos Químicos

Ao longo dos mais de 100 anos que se passaram desde a descoberta do sistema natural de elementos, foram propostas várias centenas das mais diversas tabelas que refletem graficamente esse sistema. Destes, além da tabela de longo período, a chamada tabela de elementos de curto período de D. I. Mendeleev é mais amplamente utilizada. Uma tabela de período curto é obtida de uma tabela de período longo, se os 4º, 5º, 6º e 7º períodos forem cortados na frente dos elementos do grupo IB, separados e as linhas resultantes forem adicionadas da mesma forma que nós adicionados os períodos anteriores. O resultado é mostrado na figura 6.24.

Os lantanídeos e actinídeos também são colocados aqui embaixo da tabela principal.

EM grupos esta tabela contém elementos cujos átomos têm o mesmo número de elétrons de valência não importa em que orbitais esses elétrons estejam. Assim, os elementos cloro (um elemento típico que forma um não-metal; 3 s 2 3p 5) e manganês (elemento formador de metal; 4 s 2 3d 5), não possuindo a semelhança das camadas eletrônicas, caem aqui no mesmo sétimo grupo. A necessidade de distinguir entre tais elementos torna necessário destacar em grupos subgrupos: principal- análogos de grupos A da tabela de longo período e efeitos colaterais são análogos dos grupos B. Na Figura 34, os símbolos dos elementos dos subgrupos principais são deslocados para a esquerda e os símbolos dos elementos dos subgrupos secundários são deslocados para a direita.
É verdade que esse arranjo de elementos na tabela também tem suas vantagens, porque é o número de elétrons de valência que determina principalmente as capacidades de valência de um átomo.
A tabela de longo período reflete os padrões da estrutura eletrônica dos átomos, a similaridade e os padrões de mudanças nas propriedades substâncias simples e compostos por grupos de elementos, uma mudança regular em um número de quantidades físicas que caracterizam átomos, substâncias simples e compostos em todo o sistema de elementos e muito mais. A tabela de período curto é menos conveniente a esse respeito.

TABELA DE PERÍODOS CURTOS, SUBGRUPOS PRINCIPAIS, SUBGRUPOS SECUNDÁRIOS.
1. Converta a tabela de período longo que você construiu a partir da série natural de elementos em uma tabela de período curto. Faça a transformação inversa.
2. É possível fazer uma fórmula eletrônica de valência geral de átomos de elementos de um grupo de uma tabela de período curto? Por que?

6.12. Tamanhos de átomos. raios orbitais

.

O átomo não tem limites claros. Qual é considerado o tamanho de um átomo isolado? O núcleo de um átomo é circundado por uma camada de elétrons, e a camada consiste em nuvens de elétrons. O tamanho do EO é caracterizado por um raio r oo. Todas as nuvens na camada externa têm aproximadamente o mesmo raio. Portanto, o tamanho de um átomo pode ser caracterizado por esse raio. é chamado raio orbital de um átomo(r 0).

Os valores dos raios orbitais dos átomos são dados no Apêndice 5.
O raio do EO depende da carga do núcleo e em qual orbital está localizado o elétron que forma essa nuvem. Consequentemente, o raio orbital de um átomo também depende dessas mesmas características.
Considere as camadas eletrônicas dos átomos de hidrogênio e hélio. Tanto no átomo de hidrogênio quanto no átomo de hélio, os elétrons estão localizados em 1 s-AO, e suas nuvens teriam o mesmo tamanho se as cargas dos núcleos desses átomos fossem as mesmas. Mas a carga do núcleo de um átomo de hélio é o dobro da carga do núcleo de um átomo de hidrogênio. De acordo com a lei de Coulomb, a força de atração que atua sobre cada um dos elétrons de um átomo de hélio é o dobro da força de atração de um elétron para o núcleo de um átomo de hidrogênio. Portanto, o raio de um átomo de hélio deve ser muito menor que o raio de um átomo de hidrogênio. Isto é verdade: r 0 (Ele) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
O átomo de lítio tem um elétron externo a 2 s-AO, ou seja, forma uma nuvem da segunda camada. Naturalmente, seu raio deve ser maior. Realmente: r 0 (Li) = 1,586 E.
Os átomos dos demais elementos do segundo período possuem elétrons externos (e 2 s, e 2 p) são colocados na mesma segunda camada de elétrons, e a carga do núcleo desses átomos aumenta com o aumento do número de série. Os elétrons são mais fortemente atraídos para o núcleo e, naturalmente, os raios dos átomos diminuem. Poderíamos repetir esses argumentos para os átomos dos elementos de outros períodos, mas com um esclarecimento: o raio orbital diminui monotonicamente apenas quando cada um dos subníveis é preenchido.
Mas se ignorarmos os detalhes, a natureza geral da mudança no tamanho dos átomos em um sistema de elementos é a seguinte: com um aumento no número de série em um período, os raios orbitais dos átomos diminuem e, em um grupo eles aumentam. O maior átomo é um átomo de césio e o menor é um átomo de hélio, mas dos átomos dos elementos que formam compostos químicos (hélio e néon não os formam), o menor é um átomo de flúor.
A maioria dos átomos dos elementos, situados na série natural depois dos lantanídeos, tem raios orbitais um pouco menores do que se esperaria, com base em leis gerais. Isso se deve ao fato de que 14 lantanídeos estão localizados entre o lantânio e o háfnio no sistema de elementos e, consequentemente, a carga nuclear do átomo de háfnio é 14 e mais do que o lantânio. Portanto, os elétrons externos desses átomos são atraídos para o núcleo com mais força do que seriam atraídos na ausência de lantanídeos (esse efeito é frequentemente chamado de "contração dos lantanídeos").
Observe que ao passar de átomos de elementos do grupo VIIIA para átomos de elementos do grupo IA, o raio orbital aumenta abruptamente. Consequentemente, nossa escolha dos primeiros elementos de cada período (ver § 7) acabou sendo correta.

RAIO ORBITAL DO ÁTOMO, SUA MUDANÇA NO SISTEMA DE ELEMENTOS.
1. De acordo com os dados fornecidos no Apêndice 5, plote em papel quadriculado a dependência do raio orbital do átomo do número de série do elemento para elementos com Z de 1 a 40. O comprimento do eixo horizontal é de 200 mm, o comprimento do eixo vertical é de 100 mm.
2. Como você pode caracterizar a aparência da linha tracejada resultante?

6.13. Energia de ionização de um átomo

Se você der energia adicional a um elétron em um átomo (você aprenderá como fazer isso em um curso de física), o elétron poderá ir para outro AO, ou seja, o átomo terminará em Estado de excitação. Esse estado é instável e o elétron retornará quase imediatamente ao seu estado original e o excesso de energia será liberado. Mas se a energia transmitida ao elétron for grande o suficiente, o elétron pode se separar completamente do átomo, enquanto o átomo ionizado, ou seja, ele se transforma em um íon carregado positivamente ( cação). A energia necessária para fazer isso é chamada energia de ionização de um átomo(E E).

É muito difícil arrancar um elétron de um único átomo e medir a energia necessária para isso, portanto, é praticamente determinado e usado energia de ionização molar(E e m).

A energia de ionização molar mostra qual é a menor energia necessária para separar 1 mol de elétrons de 1 mol de átomos (um elétron de cada átomo). Esse valor geralmente é medido em quilojoules por mol. Os valores da energia de ionização molar do primeiro elétron para a maioria dos elementos são dados no Apêndice 6.
Como a energia de ionização de um átomo depende da posição do elemento no sistema de elementos, ou seja, como ela muda no grupo e no período?
Em termos físicos, a energia de ionização é igual ao trabalho que deve ser despendido para superar a força de atração de um elétron a um átomo ao mover um elétron de um átomo a uma distância infinita dele.

Onde qé a carga de um elétron, Qé a carga do cátion remanescente após a remoção de um elétron, e r o é o raio orbital do átomo.

E q, E Q são valores constantes, e pode-se concluir que, o trabalho de desprendimento de um elétron A, e com ela a energia de ionização E e, são inversamente proporcionais ao raio orbital do átomo.
Depois de analisar os valores dos raios orbitais dos átomos de vários elementos e os valores correspondentes da energia de ionização dados nos Apêndices 5 e 6, você pode ver que a relação entre esses valores é quase proporcional, mas um tanto diferente dela. A razão pela qual nossa conclusão não concorda bem com os dados experimentais é que usamos um modelo muito grosseiro que não leva em consideração muitos fatores significativos. Mas mesmo esse modelo aproximado nos permitiu tirar a conclusão correta de que, com o aumento do raio orbital, a energia de ionização de um átomo diminui e, inversamente, com a diminuição do raio, aumenta.
Como o raio orbital dos átomos diminui em um período com o aumento do número de série, a energia de ionização aumenta. Em um grupo, à medida que o número atômico aumenta, o raio orbital dos átomos, via de regra, aumenta e a energia de ionização diminui. A maior energia molar de ionização está nos menores átomos, átomos de hélio (2372 kJ/mol), e dos átomos capazes de formar ligações químicas, em átomos de flúor (1681 kJ/mol). O menor é para os maiores átomos, átomos de césio (376 kJ/mol). Em um sistema de elementos, a direção do aumento da energia de ionização pode ser representada esquematicamente da seguinte forma:

Em química, é importante que a energia de ionização caracterize a propensão de um átomo a doar "seus" elétrons: quanto maior a energia de ionização, menos inclinado o átomo está a doar elétrons e vice-versa.

Estado excitado, ionização, cátion, energia de ionização, energia de ionização molar, mudança na energia de ionização em um sistema de elementos.
1. Usando os dados fornecidos no Apêndice 6, determine quanta energia você precisa gastar para arrancar um elétron de todos os átomos de sódio com uma massa total de 1 g.
2. Usando os dados fornecidos no Apêndice 6, determine quantas vezes mais energia precisa ser gasta para separar um elétron de todos os átomos de sódio com uma massa de 3 g do que de todos os átomos de potássio com a mesma massa. Por que essa razão difere da razão das energias molares de ionização dos mesmos átomos?
3. De acordo com os dados fornecidos no Apêndice 6, plote a dependência da energia de ionização molar no número de série para elementos com Z de 1 a 40. As dimensões do gráfico são as mesmas da tarefa do parágrafo anterior. Veja se este gráfico corresponde à escolha dos "períodos" do sistema de elementos.

6.14. Energia de afinidade eletrônica

.

A segunda característica de energia mais importante de um átomo é energia de afinidade eletrônica(E Com).

Na prática, como no caso da energia de ionização, a quantidade molar correspondente é geralmente usada - energia de afinidade eletrônica molar().

A energia de afinidade eletrônica molar mostra qual é a energia liberada quando um mol de elétrons é adicionado a um mol de átomos neutros (um elétron para cada átomo). Como a energia de ionização molar, essa quantidade também é medida em quilojoules por mol.
À primeira vista, pode parecer que a energia não deveria ser liberada neste caso, porque um átomo é uma partícula neutra e não há forças eletrostáticas de atração entre um átomo neutro e um elétron carregado negativamente. Pelo contrário, aproximando-se do átomo, o elétron, ao que parece, deveria ser repelido pelos mesmos elétrons carregados negativamente que formam a camada eletrônica. Na verdade, isso não é verdade. Lembre-se se você já lidou com cloro atômico. Claro que não. Afinal, existe apenas em temperaturas muito altas. O cloro molecular ainda mais estável praticamente não é encontrado na natureza - se necessário, deve ser obtido por meio de reações químicas. E você tem que lidar com cloreto de sódio (sal comum) o tempo todo. Afinal, o sal de mesa é consumido por uma pessoa com comida todos os dias. E é bastante comum na natureza. Afinal, o sal de mesa contém íons de cloreto, ou seja, átomos de cloro que anexaram um elétron "extra" cada. Uma das razões para esta prevalência de íons de cloreto é que os átomos de cloro têm uma tendência a anexar elétrons, ou seja, quando os íons de cloreto são formados a partir de átomos de cloro e elétrons, a energia é liberada.
Uma das razões para a liberação de energia já é conhecida por você - está associada a um aumento na simetria da camada de elétrons do átomo de cloro durante a transição para uma carga única ânion. Ao mesmo tempo, como você se lembra, a energia 3 p- diminuições de subnível. Existem outras razões mais complexas.
Devido ao fato de vários fatores influenciarem o valor da energia de afinidade eletrônica, a natureza da mudança desse valor em um sistema de elementos é muito mais complexa do que a natureza da mudança na energia de ionização. Você pode se convencer disso analisando a tabela fornecida no Apêndice 7. Mas como o valor dessa quantidade é determinado, antes de tudo, pela mesma interação eletrostática que os valores da energia de ionização, então sua mudança no sistema de elementos (pelo menos em grupos A) em em termos gerais semelhante a uma mudança na energia de ionização, ou seja, a energia de afinidade eletrônica no grupo diminui e no período aumenta. É máximo nos átomos de flúor (328 kJ/mol) e cloro (349 kJ/mol). A natureza da mudança na energia de afinidade eletrônica no sistema de elementos se assemelha à natureza da mudança na energia de ionização, ou seja, a direção do aumento na energia de afinidade eletrônica pode ser mostrada esquematicamente da seguinte forma:

2. Na mesma escala ao longo do eixo horizontal das tarefas anteriores, plote a dependência da energia molar da afinidade eletrônica com o número de série dos átomos dos elementos com Z de 1 a 40 usando o aplicativo 7.
3.O que significado físico têm energias de afinidade eletrônica negativas?
4. Por que, de todos os átomos dos elementos do 2º período, apenas berílio, nitrogênio e néon apresentam valores negativos da energia molar de afinidade eletrônica?

6.15. A tendência dos átomos de doar e ganhar elétrons

Você já sabe que a propensão de um átomo de doar seus próprios e aceitar elétrons estranhos depende de suas características energéticas (energia de ionização e energia de afinidade eletrônica). Quais átomos estão mais inclinados a doar seus elétrons e quais estão mais inclinados a aceitar estranhos?
Para responder a essa pergunta, vamos resumir na Tabela 15 tudo o que sabemos sobre a mudança dessas inclinações no sistema de elementos.

Tabela 15

Agora considere quantos elétrons um átomo pode doar.
Primeiro em reações químicas um átomo pode doar apenas elétrons de valência, pois é energeticamente extremamente desfavorável doar o restante. Em segundo lugar, o átomo "facilmente" dá (se inclinado) apenas o primeiro elétron, dá ao segundo elétron muito mais difícil (2-3 vezes) e ao terceiro ainda mais difícil (4-5 vezes). Por isso, um átomo pode doar um, dois e, muito menos frequentemente, três elétrons.
Quantos elétrons um átomo pode aceitar?
Primeiro, nas reações químicas, um átomo pode aceitar elétrons apenas até os subníveis de valência. Em segundo lugar, a liberação de energia ocorre apenas quando o primeiro elétron é anexado (e nem sempre é esse o caso). A adição de um segundo elétron é sempre energeticamente desfavorável, ainda mais para um terceiro. No entanto, um átomo pode adicionar um, dois e (muito raramente) três elétrons, via de regra, tanto quanto lhe falta para preencher seus subníveis de valência.
Os custos energéticos de ionizar átomos e anexar um segundo ou terceiro elétron a eles são compensados ​​pela energia liberada durante a formação de ligações químicas. 4. Como a camada eletrônica dos átomos de potássio, cálcio e escândio muda quando eles doam seus elétrons? Dê as equações para o recuo de elétrons por átomos e as fórmulas eletrônicas abreviadas de átomos e íons.
5. Como a camada eletrônica dos átomos de cloro, enxofre e fósforo muda quando eles ligam elétrons estranhos? Dê as equações de adição de elétrons e fórmulas eletrônicas abreviadas de átomos e íons.
6. Usando o Apêndice 7, determine qual energia será liberada quando os elétrons estiverem ligados a todos os átomos de sódio com uma massa total de 1 g.
7. Usando o Apêndice 7, determine que energia deve ser gasta para separar elétrons "extras" de 0,1 mol de íons Br-?

A composição do átomo.

Um átomo é formado por núcleo atômico E escudo do elétron.

O núcleo de um átomo é formado por prótons ( p+) e nêutrons ( n 0). A maioria dos átomos de hidrogênio tem um único núcleo de próton.

Número de prótons N(p+) é igual à carga nuclear ( Z) e o número ordinal do elemento na série natural de elementos (e no sistema periódico de elementos).

N(p +) = Z

A soma do número de nêutrons N(n 0), denotado simplesmente pela letra N, e o número de prótons Z chamado Número de massa e está marcada com a letra A.

A = Z + N

A camada eletrônica de um átomo consiste em elétrons movendo-se ao redor do núcleo ( e -).

Número de elétrons N(e-) na camada de elétrons de um átomo neutro é igual ao número de prótons Z em seu núcleo.

A massa de um próton é aproximadamente igual à massa de um nêutron e 1840 vezes a massa de um elétron, então a massa de um átomo é praticamente igual à massa do núcleo.

A forma de um átomo é esférica. O raio do núcleo é cerca de 100.000 vezes menor que o raio do átomo.

Elemento químico- tipo de átomos (conjunto de átomos) com a mesma carga nuclear (com o mesmo número de prótons no núcleo).

Isótopo- um conjunto de átomos de um elemento com o mesmo número de nêutrons no núcleo (ou um tipo de átomo com o mesmo número de prótons e o mesmo número de nêutrons no núcleo).

Diferentes isótopos diferem uns dos outros no número de nêutrons nos núcleos de seus átomos.

Designação de um único átomo ou isótopo: (E - símbolo do elemento), por exemplo: .

A estrutura da camada de elétrons do átomo

orbital atômicoé o estado de um elétron em um átomo. Símbolo orbital - . Cada orbital corresponde a uma nuvem de elétrons.

Os orbitais de átomos reais no estado fundamental (não excitado) são de quatro tipos: s, p, d E f.

nuvem eletrônica- a parte do espaço em que um elétron pode ser encontrado com uma probabilidade de 90 (ou mais) por cento.

Observação: às vezes os conceitos de "orbital atômico" e "nuvem de elétrons" não são distinguidos, chamando-os de "orbital atômico".

A camada de elétrons de um átomo é estratificada. camada eletrônica formado por nuvens de elétrons de mesmo tamanho. Orbitais de uma camada formam nível eletrônico ("energia"), suas energias são as mesmas para o átomo de hidrogênio, mas diferentes para outros átomos.

Orbitais de mesmo nível são agrupados em eletrônico (energia) subníveis:
s- subnível (consiste em um s-orbitais), símbolo - .
p subnível (consiste em três p
d subnível (consiste em cinco d-orbitais), símbolo - .
f subnível (consiste em sete f-orbitais), símbolo - .

As energias dos orbitais do mesmo subnível são as mesmas.

Ao designar subníveis, o número da camada (nível eletrônico) é adicionado ao símbolo do subnível, por exemplo: 2 s, 3p, 5d significa s- subnível do segundo nível, p- subnível do terceiro nível, d- subnível do quinto nível.

O número total de subníveis em um nível é igual ao número do nível n. O número total de orbitais em um nível é n 2. De acordo, número total nuvens em uma camada também é n 2 .

Designações: - orbital livre (sem elétrons), - orbital com um elétron desemparelhado, - orbital com um par de elétrons (com dois elétrons).

A ordem na qual os elétrons preenchem os orbitais de um átomo é determinada por três leis da natureza (as formulações são dadas de forma simplificada):

1. O princípio da menor energia - os elétrons preenchem os orbitais em ordem crescente de energia dos orbitais.

2. Princípio de Pauli - não pode haver mais de dois elétrons em um orbital.

3. Regra de Hund - dentro do subnível, os elétrons primeiro preenchem os orbitais livres (um de cada vez), e só depois formam pares de elétrons.

O número total de elétrons no nível eletrônico (ou na camada eletrônica) é 2 n 2 .

A distribuição dos subníveis por energia é expressa a seguir (em ordem crescente de energia):

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

Visualmente, essa sequência é expressa pelo diagrama de energia:

A distribuição de elétrons de um átomo por níveis, subníveis e orbitais (a configuração eletrônica de um átomo) pode ser descrita como uma fórmula eletrônica, um diagrama de energia ou, mais simplesmente, como um diagrama de camadas eletrônicas ("diagrama eletrônico") .

Exemplos da estrutura eletrônica dos átomos:

elétrons de valência- elétrons de um átomo que podem participar da formação de ligações químicas. Para qualquer átomo, estes são todos os elétrons externos mais aqueles elétrons pré-externos cuja energia é maior que a dos externos. Por exemplo: o átomo de Ca tem 4 elétrons externos s 2, eles também são valência; o átomo de Fe tem elétrons externos - 4 s 2 mas ele tem 3 d 6, portanto, o átomo de ferro tem 8 elétrons de valência. A fórmula eletrônica de valência do átomo de cálcio é 4 s 2, e átomos de ferro - 4 s 2 3d 6 .

Sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev
(sistema natural de elementos químicos)

Lei periódica dos elementos químicos(formulação moderna): propriedades de elementos químicos, bem como simples e substâncias complexas, formados por eles, estão em uma dependência periódica do valor da carga dos núcleos atômicos.

sistema periódico- expressão gráfica da lei periódica.

Gama natural de elementos químicos- um número de elementos químicos, dispostos de acordo com o aumento do número de prótons nos núcleos de seus átomos, ou, o que é o mesmo, de acordo com o aumento das cargas dos núcleos desses átomos. O número de série de um elemento desta série é igual ao número de prótons no núcleo de qualquer átomo deste elemento.

A tabela de elementos químicos é construída "cortando" a série natural de elementos químicos em períodos(linhas horizontais da tabela) e agrupamentos (colunas verticais da tabela) de elementos com uma estrutura eletrônica similar de átomos.

Dependendo de como os elementos são combinados em grupos, uma tabela pode ser longo período(elementos com o mesmo número e tipo de elétrons de valência são coletados em grupos) e curto prazo(elementos com o mesmo número de elétrons de valência são coletados em grupos).

Os grupos da tabela de período curto são divididos em subgrupos ( principal E efeitos colaterais), coincidindo com os grupos da tabela de longo período.

Todos os átomos de elementos do mesmo período têm o mesmo número de camadas de elétrons, igual ao número do período.

O número de elementos nos períodos: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. A maioria dos elementos do oitavo período foi obtida artificialmente, os últimos elementos deste período ainda não foram sintetizados. Todos os períodos, exceto o primeiro, começam com um elemento formador de metal alcalino (Li, Na, K, etc.) e terminam com um elemento formador de gás nobre (He, Ne, Ar, Kr, etc.).

Na tabela de período curto - oito grupos, cada um dividido em dois subgrupos (principal e secundário), na tabela de período longo - dezesseis grupos, que são numerados em algarismos romanos com as letras A ou B, por exemplo: IA, IIIB, VIA, VIIB. O grupo IA da tabela de período longo corresponde ao subgrupo principal do primeiro grupo da tabela de período curto; grupo VIIB - subgrupo secundário do sétimo grupo: o resto - da mesma forma.

As características dos elementos químicos mudam naturalmente em grupos e períodos.

Em períodos (com número de série crescente)

• a carga nuclear aumenta
• o número de elétrons externos aumenta,
• o raio dos átomos diminui,
• a força de ligação dos elétrons com o núcleo aumenta (energia de ionização),
• eletronegatividade aumenta.
• as propriedades oxidantes de substâncias simples são aprimoradas ("não metalicidade"),
• as propriedades redutoras de substâncias simples ("metalicidade") enfraquecem,
• enfraquece o caráter básico dos hidróxidos e dos óxidos correspondentes,
• o caráter ácido dos hidróxidos e dos óxidos correspondentes aumenta.

Em grupos (com número de série crescente)

• a carga nuclear aumenta
• o raio dos átomos aumenta (apenas nos grupos A),
• a força da ligação entre os elétrons e o núcleo diminui (energia de ionização; apenas nos grupos A),
• diminui a eletronegatividade (apenas nos grupos A),
• enfraquecer as propriedades oxidantes de substâncias simples ("não metalicidade"; apenas em grupos A),
• as propriedades redutoras de substâncias simples são aprimoradas ("metalicidade"; apenas em grupos A),
• o caráter básico de hidróxidos e os aumentos de óxidos correspondentes (somente em A-grupos),
• a natureza ácida dos hidróxidos e dos óxidos correspondentes enfraquece (apenas nos grupos A),
• a estabilidade de reduções de compostos de hidrogênio (os seus aumentos de atividade redutores; só em A-grupos).

Tarefas e testes sobre o tema "Tópico 9. "A estrutura do átomo. Lei periódica e sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Lei Periódica - Lei periódica e estrutura dos átomos Grau 8–9
  Você deve saber: as leis de preenchimento de orbitais com elétrons (princípio da menor energia, princípio de Pauli, regra de Hund), a estrutura do sistema periódico de elementos.

  Você deve ser capaz de: determinar a composição de um átomo pela posição de um elemento no sistema periódico e, inversamente, encontrar um elemento no sistema periódico, conhecendo sua composição; representar o diagrama de estrutura, a configuração eletrônica de um átomo, íon e, inversamente, determinar a posição de um elemento químico no PSCE a partir do diagrama e da configuração eletrônica; caracterizar o elemento e as substâncias que ele forma de acordo com sua posição no PSCE; determinar as mudanças no raio dos átomos, as propriedades dos elementos químicos e as substâncias que eles formam dentro de um período e um subgrupo principal do sistema periódico.

  Exemplo 1 Determine o número de orbitais no terceiro nível eletrônico. Quais são esses orbitais?
  Para determinar o número de orbitais, usamos a fórmula N orbitais = n 2 , onde n- número do nível. N orbitais = 3 2 = 9. Um 3 s-, três 3 p- e cinco 3 d-orbitais.

  Exemplo 2 Determine o átomo de qual elemento tem a fórmula eletrônica 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Para determinar qual elemento é, você precisa descobrir seu número de série, que é igual ao número total de elétrons no átomo. Neste caso: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Isso é alumínio.

  Depois de certificar-se de que tudo o que você precisa foi aprendido, prossiga para as tarefas. Desejamos-lhe sucesso.

  
  Literatura recomendada:
  • O. S. Gabrielyan e outros. Química, 11ª série. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Química 11 células. M., Educação, 2001.