Den elektroniska formeln för svavel är noll. Elektroniska konfigurationer av atomer av kemiska grundämnen - Knowledge Hypermarket

6.6. Funktioner i den elektroniska strukturen av atomer av krom, koppar och några andra element

Om du noggrant tittade på bilaga 4, har du förmodligen märkt att för atomer av vissa grundämnen bryts sekvensen av att fylla orbitaler med elektroner. Ibland kallas dessa kränkningar "undantag", men det är inte så - det finns inga undantag från naturens lagar!

Det första elementet med en sådan överträdelse är krom. Låt oss överväga mer i detalj dess elektroniska struktur (Fig. 6.16 A). Kromatomen har 4 s-undernivå är inte två, som man kan förvänta sig, utan bara en elektron. Men för 3 d-undernivå fem elektroner, men denna undernivå fylls efter 4 s-undernivå (se fig. 6.4). För att förstå varför detta händer, låt oss titta på vad elektronmoln är 3 d undernivå av denna atom.

Var och en av de fem 3 d-moln i detta fall bildas av en elektron. Som du redan vet från § 4 i detta kapitel är det vanliga elektronmolnet för dessa fem elektroner sfäriskt, eller, som man säger, sfäriskt symmetriskt. Genom arten av elektrondensitetsfördelningen i olika riktningar liknar den 1 s-EO. Energin för den undernivå vars elektroner bildar ett sådant moln visar sig vara lägre än i fallet med ett mindre symmetriskt moln. I detta fall orbitalers energi 3 d-subnivå är lika med energi 4 s-orbitaler. När symmetrin bryts, till exempel när den sjätte elektronen dyker upp, är orbitalernas energi 3 d-subnivå blir återigen mer än energi 4 s-orbitaler. Därför har manganatomen återigen en andra elektron för 4 s-AO.
Sfärisk symmetri har ett gemensamt moln av vilken undernivå som helst fylld med elektroner både till hälften och helt. Minskningen av energi i dessa fall är av generell karaktär och beror inte på om någon undernivå är halv eller helt fylld med elektroner. Och i så fall måste vi leta efter nästa kränkning i atomen, i elektronskalet av vilket den nionde "kommer" sist d-elektron. Kopparatomen har faktiskt 3 d-undernivå 10 elektroner och 4 s- det finns bara en undernivå (Fig. 6.16 b).
Minskningen av energin hos orbitalerna på en helt eller halvfylld undernivå är orsaken till ett antal viktiga kemiska fenomen, av vilka du kommer att bli bekant med några.

I kemi studeras som regel inte egenskaperna hos isolerade atomer, eftersom nästan alla atomer, som är en del av olika ämnen, bildar kemiska bindningar. Kemiska bindningar bildas under interaktionen mellan atomernas elektronskal. För alla atomer (utom väte) deltar inte alla elektroner i bildandet av kemiska bindningar: för bor tre av fem elektroner, för kol fyra av sex, och till exempel för barium två av femtio- sex. Dessa "aktiva" elektroner kallas valenselektroner.

Ibland förväxlas valenselektroner med extern elektroner, men de är inte samma sak.

De yttre elektronernas elektronmoln har den maximala radien (och det maximala värdet av huvudkvanttalet).

Det är de yttre elektronerna som i första hand deltar i bildningen av bindningar, om så bara för att när atomerna närmar sig varandra kommer elektronmolnen som bildas av dessa elektroner i kontakt först och främst. Men tillsammans med dem kan en del av elektronerna också delta i bildandet av en bindning. pre-extern(näst sista) lagret, men bara om de har en energi som inte skiljer sig mycket från energin hos de yttre elektronerna. Både dessa och andra elektroner i atomen är valens. (I lantanider och aktinider är till och med några av de "yttre" elektronerna valens)
Valenselektronernas energi är mycket större än energin hos andra elektroner i atomen, och valenselektroner skiljer sig mycket mindre i energi från varandra.
Yttre elektroner är alltid valens endast om atomen överhuvudtaget kan bilda kemiska bindningar. Så båda elektronerna i heliumatomen är externa, men de kan inte kallas valens, eftersom heliumatomen inte bildar några kemiska bindningar alls.
Valenselektroner upptar valens orbitaler, som i sin tur bildar valens undernivåer.

Som ett exempel, betrakta en järnatom vars elektroniska konfiguration visas i fig. 6.17. Av järnatomens elektroner är det maximala huvudsakliga kvantantal ( n= 4) har bara två 4 s-elektron. Därför är de de yttre elektronerna i denna atom. Järnatomens yttre orbitaler är alla orbitaler med n= 4, och de yttre undernivåerna är alla undernivåerna som bildas av dessa orbitaler, det vill säga 4 s-, 4sid-, 4d- och 4 f-EPU.
Yttre elektroner är alltid valens, därför 4 s-elektroner i en järnatom är valenselektroner. Och i så fall 3 d-elektroner med något högre energi kommer också att vara valens. På den yttre nivån av järnatomen, förutom de fyllda 4 s-AO det finns fortfarande 4 lediga sid-, 4d- och 4 f-AO. Alla av dem är externa, men endast 4 är valens R-AO, eftersom energin hos de återstående orbitalerna är mycket högre, och förekomsten av elektroner i dessa orbitaler är inte fördelaktigt för järnatomen.

Alltså järnatomen
extern elektronisk nivå - den fjärde,
yttre undernivåer - 4 s-, 4sid-, 4d- och 4 f-EPU,
yttre orbitaler - 4 s-, 4sid-, 4d- och 4 f-AO,
yttre elektroner - två 4 s-elektron (4 s 2),
det yttre elektronskiktet är det fjärde,
externt elektronmoln - 4 s-EO
valens undernivåer - 4 s-, 4sid-, och 3 d-EPU,
valens orbitaler - 4 s-, 4sid-, och 3 d-AO,
valenselektroner - två 4 s-elektron (4 s 2) och sex 3 d-elektroner (3 d 6).

Valenssubnivåer kan vara delvis eller helt fyllda med elektroner, eller så kan de överhuvudtaget förbli fria. Med en ökning av kärnans laddning minskar energivärdena för alla undernivåer, men på grund av interaktionen av elektroner med varandra minskar energin för olika undernivåer med olika "hastighet". Energin av fullt fylld d- Och f-subnivåer minskar så mycket att de upphör att vara valens.

Som ett exempel, betrakta atomerna av titan och arsenik (Fig. 6.18).

När det gäller titanatom 3 d-EPU är endast delvis fylld med elektroner, och dess energi är större än energin av 4 s-EPU och 3 d-elektroner är valens. Vid arsenikatomen 3 d-EPU är helt fylld med elektroner, och dess energi är mycket mindre än energi 4 s-EPU, och därför 3 d-elektroner är inte valens.
I dessa exempel analyserade vi valens elektronisk konfiguration titan- och arsenikatomer.

En atoms valens elektroniska konfiguration avbildas som valens elektronisk formel, eller i formen energidiagram över valensundernivåer.

VALENSELEKTRONER, EXTERNA ELEKTRONER, VALENS EPU, VALENS AO, VALENSELEKTRONS KONFIGURATION AV ATOMEN, VALENSELEKTRONFORMEL, VALENS UNDERLAVSDIAGRAM.

1. På energidiagrammen du har sammanställt och i de fullständiga elektroniska formlerna för atomerna Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, ange de yttre elektronerna och valenselektronerna. Gör upp valensen elektroniska formler dessa atomer. På energidiagrammen markerar du de delar som motsvarar energidiagrammen för valensundernivåerna.
2. Vad är gemensamt mellan de elektroniska konfigurationerna av atomer a) Li och Na, B och Al, O och S, Ne och Ar; b) Zn och Mg, Sc och Al, Cr och S, Ti och Si; c) H och He, Li och O, K och Kr, Sc och Ga. Vilka är deras skillnader
3. Hur många valensundernivåer finns i elektronskalet hos en atom av vart och ett av elementen: a) väte, helium och litium, b) kväve, natrium och svavel, c) kalium, kobolt och germanium
4. Hur många valensorbitaler är helt fyllda vid a) bor, b) fluor, c) natriumatom?
5. Hur många orbitaler med en oparad elektron har en atom a) bor, b) fluor, c) järn
6. Hur många fria yttre orbitaler har en manganatom? Hur många fria valenser?
7. För nästa lektion, förbered en pappersremsa 20 mm bred, dela den i celler (20 × 20 mm) och applicera en naturlig serie av element på denna remsa (från väte till meitnerium).
8. I varje cell placerar du elementets symbol, dess serienummer och valens elektroniska formel, som visas i fig. 6.19 (använd bilaga 4).

Systematiseringen av kemiska grundämnen bygger på den naturliga serien av grundämnen Och principen om likhet mellan elektronskal deras atomer.
Med en naturlig sida kemiska grundämnen du är redan bekant. Låt oss nu bekanta oss med principen om likhet mellan elektronskal.
Med tanke på de elektroniska valensformlerna för atomer i NRE är det lätt att upptäcka att för vissa atomer skiljer de sig endast i värdena för huvudkvantnumret. Till exempel, 1 s 1 för väte, 2 s 1 för litium, 3 s 1 för natrium, etc. Eller 2 s 2 2sid 5 för fluor, 3 s 2 3sid 5 för klor, 4 s 2 4sid 5 för brom, etc. Detta betyder att de yttre områdena av molnen av valenselektroner hos sådana atomer är mycket lika i form och skiljer sig endast i storlek (och, naturligtvis, i elektrontäthet). Och om så är fallet, kan elektronmolnen för sådana atomer och deras motsvarande valenskonfigurationer kallas liknande. För atomer av olika grundämnen med liknande elektroniska konfigurationer kan vi skriva vanliga valens elektroniska formler: ns 1 i det första fallet och ns 2 np 5 i tvåan. När man rör sig längs den naturliga serien av element kan man hitta andra grupper av atomer med liknande valenskonfigurationer.
Således, i den naturliga serien av element förekommer regelbundet atomer med liknande valenselektroniska konfigurationer. Detta är principen om likhet mellan elektronskal.
Låt oss försöka avslöja formen för denna regelbundenhet. För att göra detta kommer vi att använda den naturliga serien av element du gjort.

NRE börjar med väte, vars valens elektroniska formel är 1 s 1 . På jakt efter liknande valenskonfigurationer skär vi den naturliga serien av element framför element med en vanlig valens elektronisk formel ns 1 (det vill säga före litium, före natrium, etc.). Vi har fått så kallade "perioder" av element. Låt oss lägga till de resulterande "perioderna" så att de blir tabellrader (se figur 6.20). Som ett resultat kommer endast atomerna i de två första kolumnerna i tabellen att ha sådana elektroniska konfigurationer.

Låt oss försöka uppnå likheter mellan valens elektroniska konfigurationer i andra kolumner i tabellen. För att göra detta skär vi ut element med nummer 58 - 71 och 90 -103 från den 6:e och 7:e perioden (de har 4 f- och 5 f-sublevels) och placera dem under bordet. Symbolerna för de återstående elementen kommer att flyttas horisontellt som visas i figuren. Därefter kommer atomerna i elementen i samma kolumn i tabellen att ha liknande valenskonfigurationer, som kan uttryckas i allmänna valenselektroniska formler: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 och så vidare tills ns 2 np 6. Alla avvikelser från de allmänna valensformlerna förklaras av samma skäl som i fallet med krom och koppar (se avsnitt 6.6).

Som du kan se, genom att använda NRE och tillämpa principen om likhet mellan elektronskal, lyckades vi systematisera de kemiska elementen. Ett sådant system av kemiska element kallas naturlig, eftersom den enbart bygger på naturens lagar. Tabellen vi fick (fig. 6.21) är ett av sätten att grafiskt avbilda ett naturligt system av element och kallas lång periodtabell över kemiska grundämnen.

PRINCIPEN OM LIKHET FÖR ELEKTRONISKA SKAL, NATURLIGT SYSTEM AV KEMISKA ELEMENT ("PERIODISKA" SYSTEM), TABEL ÖVER KEMISKA ELEMENT.

Låt oss bekanta oss mer detaljerat med strukturen av långperiodtabellen för kemiska element.
Raderna i denna tabell, som du redan vet, kallas "perioder" av elementen. Perioder numreras med arabiska siffror från 1 till 7. Det finns bara två element i den första perioden. Den andra och tredje perioden, som innehåller åtta element vardera, kallas kort perioder. Den fjärde och femte perioden, som innehåller 18 element vardera, kallas lång perioder. Den sjätte och sjunde perioden, som innehåller 32 element vardera, kallas extra lång perioder.
Kolumnerna i denna tabell kallas grupper element. Gruppnummer anges med romerska siffror med latinska bokstäver A eller B.
Elementen i vissa grupper har sina egna gemensamma (grupp)namn: element i IA-gruppen (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkaliska grundämnen(eller alkalimetallelement); grupp IIA-element (Ca, Sr, Ba och Ra) - alkaliska jordartsmetaller(eller alkaliska jordartsmetaller)(namn "alkalimetaller" och alkaliska jordartsmetaller" hänvisar till enkla ämnen som bildas av respektive grundämnen och bör inte användas som namn på grupper av grundämnen); grupp VIA-element (O, S, Se, Te, Po) - kalkogener, element i grupp VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogener, element i grupp VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – ädelgaselement.(Det traditionella namnet "ädelgaser" gäller även för enkla ämnen)
De element som vanligtvis placeras i den nedre delen av tabellen med serienummer 58 - 71 (Ce - Lu) kallas lantanider("efter lantan"), och element med serienummer 90 - 103 (Th - Lr) - aktinider("efter aktinium"). Det finns en variant av långperiodstabellen, där lantaniderna och aktiniderna inte skärs ut ur NRE, utan stannar kvar på sina ställen under extra långa perioder. Denna tabell kallas ibland extra lång period.
Den långa periodtabellen är uppdelad i fyra blockera(eller avsnitt).
s-block inkluderar element av IA- och IIA-grupper med vanliga elektroniska valensformler ns 1 och ns 2 (s-element).
p-block innehåller element från grupp IIIA till VIIIA med vanliga valens elektroniska formler från ns 2 np 1 till ns 2 np 6 (p-element).
d-block innehåller element från IIIB till IIB grupp med vanliga valens elektroniska formler från ns 2 (n–1)d 1 till ns 2 (n–1)d 10 (d-element).
f-block inkluderar lantanider och aktinider ( f-element).

Element s- Och sid-block bildar A-grupper och element d-block - B-grupp av ett system av kemiska element. Allt f-element ingår formellt i grupp IIIB.
Grundämnena i den första perioden - väte och helium - är s-element och kan placeras i IA- och IIA-grupper. Men helium placeras oftare i grupp VIIIA som grundämnet med vilket perioden slutar, vilket är helt förenligt med dess egenskaper (helium, som alla andra enkla ämnen bildad av elementen i denna grupp är en ädelgas). Väte placeras ofta i grupp VIIA, eftersom dess egenskaper är mycket närmare halogener än alkaliska element.
Var och en av systemets perioder börjar med ett element som har en valenskonfiguration av atomer ns 1 , eftersom det är från dessa atomer som bildningen av nästa elektronskikt börjar och slutar med ett element med atomernas valenskonfiguration ns 2 np 6 (förutom den första perioden). Detta gör det enkelt att identifiera grupper av undernivåer på energidiagrammet som är fyllda med elektroner vid atomerna i var och en av perioderna (Fig. 6.22). Gör det här arbetet med alla undernivåer som visas i kopian du gjorde av figur 6.4. Undernivåerna som är markerade i figur 6.22 (förutom helt ifyllda d- Och f-subnivåer) är valens för atomer av alla element i en given period.
Utseende i perioder s-, sid-, d- eller f-element är helt förenliga med fyllningssekvensen s-, sid-, d- eller f- undernivåer av elektroner. Denna egenskap hos elementsystemet gör det möjligt att, med kännedom om perioden och gruppen, som inkluderar ett givet element, omedelbart skriva ner dess elektroniska valensformel.

LÅNGPERIODSTABEL ÖVER KEMISKA ELEMENT, BLOCK, PERIODER, GRUPPER, ALKALISKA ELEMENT, ALKALISKA JORDELEMENT, KALKOGENER, HALOGENER, ÄDELGASELEMENT, LANTANOIDER, AKTINOIDER.
Skriv ner de allmänna valenselektroniska formlerna för elementens atomer a) IVA- och IVB-grupper, b) IIIA- och VIIB-grupper?
2. Vad är gemensamt mellan de elektroniska konfigurationerna av atomerna i element A- och B-grupperna? Hur skiljer de sig åt?
3. Hur många grupper av element ingår i a) s-block, b) R-block, c) d-blockera?
4. Fortsätt figur 30 i riktning mot att öka energin för undernivåerna och välj grupperna av undernivåer som är fyllda med elektroner i den 4:e, 5:e och 6:e perioden.
5. Lista valensundernivåerna för atomerna a) kalcium, b) fosfor, c) titan, d) klor, e) natrium. 6. Formulera hur s-, p- och d-element skiljer sig från varandra.
7. Förklara varför en atom tillhör något grundämne bestäms av antalet protoner i kärnan och inte av denna atoms massa.
8. För atomer av litium, aluminium, strontium, selen, järn och bly, gör valens, kompletta och förkortade elektroniska formler och rita energidiagram av valensundernivåer. 9. De atomer av vilka element motsvarar följande valens elektroniska formler: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 sid 6 , 5s 2 5sid 2 , 5s 2 4d 2 ?

För olika ändamål behöver vi veta antingen den fullständiga eller valenskonfigurationen av en atom. Var och en av dessa elektroniska konfigurationer kan representeras både av en formel och av ett energidiagram. Det är, fullständig elektronisk konfiguration av en atom uttryckt den fullständiga elektroniska formeln för atomen, eller fullt energidiagram för en atom. I sin tur, valenselektronkonfiguration för en atom uttryckt valens(eller, som det ofta kallas, " kort") den elektroniska formeln för atomen, eller diagram över valens undernivåer av en atom(Fig. 6.23).

Tidigare gjorde vi elektroniska formler för atomer med hjälp av elementens ordningsnummer. Samtidigt bestämde vi sekvensen för att fylla undernivåer med elektroner enligt energidiagrammet: 1 s, 2s, 2sid, 3s, 3sid, 4s, 3d, 4sid, 5s, 4d, 5sid, 6s, 4f, 5d, 6sid, 7s och så vidare. Och bara genom att skriva ner den fullständiga elektroniska formeln kunde vi också skriva ner valensformeln.
Det är bekvämare att skriva den elektroniska valensformeln för atomen, som oftast används, baserat på elementets position i systemet av kemiska element, enligt periodgruppkoordinaterna.
Låt oss överväga i detalj hur detta görs för element s-, sid- Och d-block.
För element s-blockvalens elektronisk formel för en atom består av tre symboler. Generellt kan det skrivas så här:

I första hand (i stället för en stor cell) är periodtalet (lika med huvudkvanttalet för dessa s-elektroner), och på den tredje (i den övre skriften) - gruppens nummer (lika med antalet valenselektroner). Om vi ​​tar som exempel en magnesiumatom (3:e perioden, grupp IIA), får vi:

För element sid-blockvalens elektronisk formel för en atom består av sex symboler:

Här, i stället för stora celler, sätts även periodnumret (lika med huvudkvanttalet för dessa s- Och sid-elektroner), och grupptalet (lika med antalet valenselektroner) visar sig vara lika med summan av de upphöjda. För syreatomen (2:a perioden, VIA-grupp) får vi:

2s 2 2sid 4 .

Valens elektronisk formel för de flesta element d block kan skrivas så här:

Som i tidigare fall, här istället för den första cellen, sätts periodnumret (lika med huvudkvantnumret för dessa s-elektroner). Antalet i den andra cellen visar sig vara ett mindre, eftersom huvudkvantnumret av dessa d-elektroner. Gruppnumret här är också lika med summan av indexen. Ett exempel är den elektroniska valensformeln för titan (4:e perioden, IVB-grupp): 4 s 2 3d 2 .

Gruppnumret är lika med summan av indexen och för elementen i VIB-gruppen, men de, som du minns, på valensen s-undernivå har bara en elektron, och den allmänna valens elektroniska formeln ns 1 (n–1)d 5 . Därför är den elektroniska valensformeln, till exempel, för molybden (5:e perioden) 5 s 1 4d 5 .
Det är också lätt att komponera den elektroniska valensformeln för alla element i IB-gruppen, till exempel guld (6:e perioden)>–>6 s 1 5d 10 , men i det här fallet måste du komma ihåg det d- elektronerna i atomerna i elementen i denna grupp förblir fortfarande valens, och några av dem kan delta i bildandet av kemiska bindningar.
Den allmänna valens elektroniska formeln för atomer i grupp IIB-element är - ns 2 (n – 1)d 10 . Därför är den elektroniska valensformeln, till exempel, för en zinkatom 4 s 2 3d 10 .
Generella regler de elektroniska valensformlerna för elementen i förstatriaden (Fe, Co och Ni) lyder också. Järn, ett element i grupp VIIIB, har en valens elektronisk formel på 4 s 2 3d 6. Koboltatomen har en d-elektron mer (4 s 2 3d 7), medan nickelatomen har två (4 s 2 3d 8).
Genom att endast använda dessa regler för att skriva valens elektroniska formler är det omöjligt att komponera de elektroniska formlerna för atomer i vissa d-element (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), eftersom i dem, på grund av tendensen till mycket symmetriska elektronskal, har fyllningen av valensundernivåer med elektroner några ytterligare funktioner.
Genom att känna till den elektroniska valensformeln kan man också skriva ner den fullständiga elektroniska formeln för atomen (se nedan).
Ofta, istället för krångliga fullständiga elektroniska formler, skriver de ner förkortade elektroniska formler atomer. För att sammanställa dem i den elektroniska formeln väljs alla elektroner i atomen utom valensen, deras symboler placeras inom hakparenteser och den del av den elektroniska formeln som motsvarar den elektroniska formeln för atomen i det sista elementet i föregående period (grundämnet som bildar ädelgasen) ersätts med symbolen för denna atom.

Exempel på elektroniska formler av olika typer visas i Tabell 14.

Tabell 14 Exempel på elektroniska formler för atomer

Algoritm för att sammanställa elektroniska formler för atomer (på exemplet med en jodatom)

Anteckningar
1. För element i den 2:a och 3:e perioden leder den tredje operationen (utan den fjärde) omedelbart till en komplett elektronisk formel.
2. (n – 1)d 10 - Elektroner förblir valens vid atomerna i elementen i IB-gruppen.

KOMPLETT ELEKTRONISK FORMEL, VALENS ELEKTRONISK FORMEL, förkortad ELEKTRONISK FORMEL, ALGORITM FÖR ATT KOMPOSERA ELEKTRONISK FORMEL FÖR ATOMER.
1. Sammanställ den elektroniska valensformeln för elementets atom a) den andra perioden i den tredje A-gruppen, b) den tredje perioden i den andra A-gruppen, c) fjärde perioden fjärde A-gruppen.
2. Gör förkortade elektroniska formler av magnesium-, fosfor-, kalium-, järn-, brom- och argonatomer.

Under de mer än 100 år som har gått sedan upptäckten av det naturliga systemet av element, har flera hundra av de mest olikartade tabellerna föreslagits som grafiskt återspeglar detta system. Av dessa används, förutom långperiodtabellen, den så kallade kortperiodtabellen över element av D. I. Mendeleev mest. En kortperiodtabell erhålls från en långperiod om den 4:e, 5:e, 6:e och 7:e perioden skärs framför elementen i IB-gruppen, flyttas isär och de resulterande raderna läggs till på samma sätt som vi lade till perioderna innan. Resultatet visas i figur 6.24.

Även lantaniderna och aktiniderna placeras här under huvudbordet.

I grupper denna tabell innehåller element vars atomer har samma antal valenselektroner oavsett vilka orbitaler dessa elektroner befinner sig i. Så, grundämnena klor (ett typiskt grundämne som bildar en icke-metall; 3 s 2 3sid 5) och mangan (metallbildande element; 4 s 2 3d 5), som inte har likheten med elektronskal, faller här i samma sjunde grupp. Behovet av att skilja mellan sådana element gör det nödvändigt att peka ut i grupper undergrupper: huvud- analoger till A-grupper i långperiodtabellen och bieffekterär analoger till B-grupper. I figur 34 skiftas symbolerna för elementen i huvudundergrupperna åt vänster och symbolerna för elementen i de sekundära undergrupperna skiftas åt höger.
Det är sant att ett sådant arrangemang av element i tabellen också har sina fördelar, eftersom det är antalet valenselektroner som i första hand bestämmer valensförmågan hos en atom.
Långperiodtabellen återspeglar lagarna för atomernas elektroniska struktur, likheten och mönstren för förändringar i egenskaperna hos enkla ämnen och föreningar efter grupper av element, den regelbundna förändringen i ett antal fysikaliska storheter som kännetecknar atomer, enkla ämnen och föreningar genom hela systemet av element, och mycket mer. Den korta periodtabellen är mindre bekväm i detta avseende.

KORTPERIODSTABELL, HUVUDUNDERGRUPPER, SEKUNDÄRA UNDERGRUPPER.
1. Konvertera långperiodtabellen du byggde från den naturliga serien av element till en kortperiodtabell. Utför den omvända omvandlingen.
2. Är det möjligt att göra en allmän valens elektronisk formel för atomer av element i en grupp i ett kort periodtabell? Varför?

Atomen har inga tydliga gränser. Vad anses vara storleken på en isolerad atom? Kärnan i en atom är omgiven av ett elektronskal, och skalet består av elektronmoln. Storleken på EO kännetecknas av en radie r oo. Alla moln i det yttre lagret har ungefär samma radie. Därför kan storleken på en atom karakteriseras av denna radie. Det kallas en atoms omloppsradie(r 0).

Värdena på atomernas omloppsradier ges i bilaga 5.
Radien för EO beror på kärnans laddning och på vilken omloppsbana elektronen som bildar detta moln är belägen. Följaktligen beror också en atoms omloppsradie på samma egenskaper.
Tänk på elektronskalen hos väte- och heliumatomer. Både i väteatomen och i heliumatomen finns elektroner på 1 s-AO, och deras moln skulle ha samma storlek om laddningarna för dessa atomers kärnor var desamma. Men laddningen av kärnan i en heliumatom är dubbelt så stor som laddningen av kärnan i en väteatom. Enligt Coulombs lag är attraktionskraften som verkar på var och en av elektronerna i en heliumatom dubbelt så stor som en elektrons attraktionskraft till en väteatoms kärna. Därför måste radien för en heliumatom vara mycket mindre än radien för en väteatom. Detta är sant: r 0 (han) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Litiumatomen har en yttre elektron vid 2 s-AO, det vill säga, bildar ett moln av det andra lagret. Naturligtvis bör dess radie vara större. Verkligen: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomerna i de återstående elementen i den andra perioden har externa elektroner (och 2 s, och 2 sid) placeras i samma andra elektronskikt, och laddningen av kärnan i dessa atomer ökar med ökande serienummer. Elektroner attraheras starkare till kärnan, och naturligtvis minskar atomernas radier. Vi skulle kunna upprepa dessa argument för atomerna i elementen från andra perioder, men med ett förtydligande: omloppsradien minskar monotont endast när var och en av undernivåerna är fyllda.
Men om vi ignorerar detaljerna, så är den allmänna karaktären av förändringen i storleken på atomer i ett system av element som följer: med en ökning av serienumret under en period minskar atomernas omloppsradier och i en grupp de ökar. Den största atomen är en cesiumatom, och den minsta är en heliumatom, men av atomerna i de grundämnen som bildar kemiska föreningar (helium och neon bildar dem inte) är den minsta en fluoratom.
De flesta av elementens atomer, som står i den naturliga serien efter lantaniderna, har omloppsradier något mindre än man skulle förvänta sig, baserat på allmänna lagar. Detta beror på det faktum att 14 lantanider är belägna mellan lantan och hafnium i systemet av element, och följaktligen är hafniumatomens kärnladdning 14 e mer än lantan. Därför attraheras de yttre elektronerna av dessa atomer till kärnan starkare än de skulle attraheras i frånvaro av lantanider (denna effekt kallas ofta "lantanidkontraktion").
Observera att när man går från atomer av element i grupp VIIIA till atomer av element i grupp IA, ökar omloppsradien abrupt. Följaktligen visade sig vårt val av de första elementen i varje period (se § 7) vara korrekt.

ATOMENS ORBITRADIUS, DESS FÖRÄNDRING I SYSTEMET AV ELEMENT.
1. Enligt de uppgifter som ges i bilaga 5, rita på diagrampapper beroendet av atomens omloppsradie på grundämnets serienummer för grundämnen med Z från 1 till 40. Längden på den horisontella axeln är 200 mm, längden på den vertikala axeln är 100 mm.
2. Hur kan du karakterisera utseendet på den resulterande brutna linjen?

Om du ger en elektron i en atom ytterligare energi (du lär dig hur man gör detta från en fysikkurs), så kan elektronen gå till en annan AO, det vill säga att atomen hamnar i upphetsat tillstånd. Detta tillstånd är instabilt, och elektronen kommer nästan omedelbart att återgå till sitt ursprungliga tillstånd, och överskottsenergi kommer att frigöras. Men om energin som ges till elektronen är tillräckligt stor kan elektronen helt bryta sig loss från atomen, medan atomen joniserad, det vill säga den förvandlas till en positivt laddad jon ( katjon). Den energi som behövs för att göra detta kallas en atoms joniseringsenergi(E Och).

Det är ganska svårt att riva av en elektron från en enda atom och mäta den energi som krävs för detta, därför är det praktiskt taget bestämt och används molär joniseringsenergi(E och m).

Molär joniseringsenergi visar vad som är den minsta energi som krävs för att lossa 1 mol elektroner från 1 mol atomer (en elektron från varje atom). Detta värde mäts vanligtvis i kilojoule per mol. Värdena på den molära joniseringsenergin för den första elektronen för de flesta grundämnen ges i bilaga 6.
Hur beror joniseringsenergin hos en atom på elementets position i elementsystemet, det vill säga hur förändras den i gruppen och perioden?
I fysiska termer är joniseringsenergin lika med det arbete som måste spenderas för att övervinna attraktionskraften från en elektron till en atom när en elektron flyttas från en atom till ett oändligt avstånd från den.

Var qär laddningen av en elektron, Fär laddningen av katjonen som finns kvar efter avlägsnandet av en elektron, och r o är atomens omloppsradie.

OCH q, Och Fär konstanta värden, och man kan dra slutsatsen att arbetet med att lossa en elektron A, och med den joniseringsenergin E och är omvänt proportionella mot atomens omloppsradie.
Efter att ha analyserat värdena för omloppsradien för atomer av olika element och motsvarande värden för joniseringsenergin som anges i bilagorna 5 och 6, kan du se att förhållandet mellan dessa värden är nära proportionellt, men något skiljer sig från den. Anledningen till att vår slutsats inte stämmer väl överens med experimentdata är att vi använt en mycket grov modell som inte tar hänsyn till många signifikanta faktorer. Men även denna grova modell tillät oss att dra den korrekta slutsatsen att med en ökning av omloppsradien minskar joniseringsenergin hos en atom och omvänt, med en minskning av radien ökar den.
Eftersom atomernas omloppsradie minskar under en period med en ökning av serienumret, ökar joniseringsenergin. I en grupp, när atomnumret ökar, ökar atomernas omloppsradie som regel, och joniseringsenergin minskar. Den högsta molära joniseringsenergin finns i de minsta atomerna, heliumatomer (2372 kJ/mol), och av de atomer som kan bilda kemiska bindningar, i fluoratomer (1681 kJ/mol). Den minsta är för de största atomerna, cesiumatomer (376 kJ/mol). I ett system av element kan riktningen för ökande joniseringsenergi visas schematiskt enligt följande:

Inom kemin är det viktigt att joniseringsenergin kännetecknar en atoms benägenhet att donera "sina" elektroner: ju större joniseringsenergin är, desto mindre benägen är atomen att donera elektroner, och vice versa.

Exciterat tillstånd, jonisering, katjon, joniseringsenergi, molär joniseringsenergi, förändring i joniseringsenergi i ett system av element.
1. Använd data som ges i bilaga 6 och bestäm hur mycket energi du behöver spendera för att slita bort en elektron från alla natriumatomer med en total massa på 1 g.
2. Använd data som ges i bilaga 6 och bestäm hur många gånger mer energi som behövs för att lossa en elektron från alla natriumatomer med en massa på 3 g än från alla kaliumatomer med samma massa. Varför skiljer sig detta förhållande från förhållandet mellan de molära joniseringsenergierna för samma atomer?
3. Enligt uppgifterna i bilaga 6, plotta beroendet av den molära joniseringsenergin på serienumret för grundämnen med Z från 1 till 40. Dimensionerna på grafen är desamma som i uppgiften för föregående stycke. Se om denna graf matchar valet av "perioder" i elementsystemet.

Den näst viktigaste energiegenskapen för en atom är elektronaffinitetsenergi(E Med).

I praktiken, som i fallet med joniseringsenergi, används vanligtvis motsvarande molära kvantitet - molär elektronaffinitetsenergi().

Den molära elektronaffinitetsenergin visar vilken energi som frigörs när en mol elektroner läggs till en mol neutrala atomer (en elektron till varje atom). Liksom den molära joniseringsenergin mäts även denna mängd i kilojoule per mol.
Vid första anblicken kan det tyckas att energi inte bör frigöras i detta fall, eftersom en atom är en neutral partikel, och det finns inga elektrostatiska attraktionskrafter mellan en neutral atom och en negativt laddad elektron. Tvärtom, när man närmar sig atomen borde elektronen, verkar det som, stötas bort av samma negativt laddade elektroner som bildar elektronskalet. Detta är faktiskt inte sant. Kom ihåg om du någonsin har hanterat atomärt klor. Självklart inte. Det finns trots allt bara vid mycket höga temperaturer. Ännu mer stabilt molekylärt klor finns praktiskt taget inte i naturen - om nödvändigt måste det erhållas med kemiska reaktioner. Och du måste ta itu med natriumklorid (vanligt salt) hela tiden. När allt kommer omkring konsumeras bordssalt av en person med mat varje dag. Och det är ganska vanligt i naturen. Men trots allt innehåller bordssalt kloridjoner, det vill säga kloratomer som har fäst en "extra" elektron var. En av anledningarna till denna förekomst av kloridjoner är att kloratomer har en tendens att fästa elektroner, det vill säga när kloridjoner bildas av kloratomer och elektroner frigörs energi.
En av anledningarna till frigörandet av energi är redan känd för dig - det är förknippat med en ökning av symmetrin hos kloratomens elektronskal under övergången till en enladdad anjon. Samtidigt, som du minns, energi 3 sid- undernivån minskar. Det finns andra mer komplexa skäl.
På grund av det faktum att flera faktorer påverkar värdet av elektronaffinitetsenergin, är arten av förändringen i detta värde i ett system av element mycket mer komplex än arten av förändringen i joniseringsenergin. Du kan vara övertygad om detta genom att analysera tabellen i bilaga 7. Men eftersom värdet på denna kvantitet bestäms, först och främst, av samma elektrostatiska interaktion som värdena för joniseringsenergin, då dess förändring i systemet av element (åtminstone i A-grupper) i generellt liknande en förändring i joniseringsenergin, det vill säga energin för elektronaffinitet i gruppen minskar, och under perioden ökar den. Den är maximal vid atomerna fluor (328 kJ/mol) och klor (349 kJ/mol). Naturen av förändringen i elektronaffinitetsenergin i systemet av element liknar naturen av förändringen i joniseringsenergin, det vill säga riktningen för ökningen av elektronaffinitetsenergin kan schematiskt visas enligt följande:

2. Plotta på samma skala längs den horisontella axeln som i de föregående uppgifterna beroendet av elektronaffinitetens molära energi på serienumret för atomer av element med Z från 1 till 40 med app 7.
3. Vad fysisk mening har negativa elektronaffinitetsenergier?
4. Varför, av alla atomer i elementen i den andra perioden, är det bara beryllium, kväve och neon som har negativa värden på den molära energin för elektronaffinitet?

Du vet redan att en atoms benägenhet att donera sina egna och ta emot främmande elektroner beror på dess energiegenskaper (joniseringsenergi och elektronaffinitetsenergi). Vilka atomer är mer benägna att donera sina elektroner, och vilka är mer benägna att ta emot främlingar?
För att besvara denna fråga, låt oss i Tabell 15 sammanfatta allt vi vet om förändringen av dessa lutningar i elementsystemet.

Tabell 15