สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของกำมะถันเป็นศูนย์ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี - ไฮเปอร์มาร์เก็ตความรู้

6.6. คุณสมบัติของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของโครเมียม ทองแดง และธาตุอื่นๆ

หากคุณดูภาคผนวก 4 อย่างรอบคอบ คุณอาจสังเกตเห็นว่าสำหรับอะตอมของธาตุบางชนิด ลำดับของการเติมออร์บิทัลด้วยอิเล็กตรอนถูกละเมิด บางครั้งการละเมิดเหล่านี้เรียกว่า "ข้อยกเว้น" แต่ไม่เป็นเช่นนั้น - ไม่มีข้อยกเว้นสำหรับกฎของธรรมชาติ!

องค์ประกอบแรกที่มีการละเมิดคือโครเมียม ให้เราพิจารณารายละเอียดเพิ่มเติมเกี่ยวกับโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ (รูปที่ 6.16 ก). อะตอมของโครเมียมมี 4 ส-sublevel ไม่ใช่สองอย่างที่เราคาดไว้ แต่มีเพียงอิเล็กตรอนตัวเดียว แต่สำหรับ 3 ง- อิเล็กตรอนระดับย่อย 5 ตัว แต่ระดับย่อยนี้จะถูกเติมหลังจาก 4 ส-ระดับย่อย (ดูรูปที่ 6.4) เพื่อทำความเข้าใจว่าเหตุใดจึงเกิดขึ้น มาดูกันว่าเมฆอิเล็กตรอน 3 คืออะไร งระดับย่อยของอะตอมนี้

อย่างละห้า 3 ง- เมฆในกรณีนี้เกิดจากอิเล็กตรอนหนึ่งตัว ดังที่คุณทราบแล้วจาก § 4 ของบทนี้ เมฆอิเล็กตรอนทั่วไปของอิเล็กตรอนทั้งห้านี้เป็นทรงกลม หรือตามที่พวกเขากล่าวว่าสมมาตรเป็นทรงกลม โดยธรรมชาติของการกระจายความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในทิศทางต่างๆ จะเหมือนกับ 1 ส-อีโอ. พลังงานของระดับย่อยที่อิเล็กตรอนก่อตัวเป็นเมฆดังกล่าวจะต่ำกว่าในกรณีของเมฆที่มีความสมมาตรน้อยกว่า ในกรณีนี้ พลังงานของออร์บิทัล 3 ง-sublevel เท่ากับพลังงาน 4 ส-วงโคจร เมื่อความสมมาตรเสียไป เช่น เมื่ออิเล็กตรอนตัวที่ 6 ปรากฏขึ้น พลังงานของออร์บิทัลจะเท่ากับ 3 ง-sublevel อีกครั้งกลายเป็นมากกว่าพลังงาน 4 ส-วงโคจร ดังนั้นอะตอมของแมงกานีสจึงมีอิเล็กตรอนตัวที่สองเท่ากับ 4 ส-AO.
สมมาตรทรงกลมมีเมฆทั่วไปของระดับย่อยใด ๆ ที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนทั้งแบบครึ่งและแบบสมบูรณ์ การลดลงของพลังงานในกรณีเหล่านี้เป็นลักษณะทั่วไปและไม่ได้ขึ้นอยู่กับว่าชั้นย่อยใดมีอิเล็กตรอนเต็มครึ่งหนึ่งหรือเต็มหมด และถ้าเป็นเช่นนั้น เราจะต้องมองหาการละเมิดครั้งต่อไปในอะตอม ในเปลือกอิเล็กตรอนซึ่งตัวที่เก้า "มา" สุดท้าย ง-อิเล็กตรอน. แท้จริงแล้วอะตอมของทองแดงมี 3 ง-sublevel 10 อิเล็กตรอน และ 4 ส- มีเพียงหนึ่งระดับย่อย (รูปที่ 6.16 ข).
การลดลงของพลังงานของออร์บิทัลของระดับย่อยที่เต็มหรือครึ่งหนึ่งเป็นสาเหตุของปรากฏการณ์ทางเคมีที่สำคัญหลายประการ ซึ่งบางอย่างคุณจะคุ้นเคย

ในวิชาเคมี ตามกฎแล้วคุณสมบัติของอะตอมที่แยกได้จะไม่ได้รับการศึกษาเนื่องจากอะตอมเกือบทั้งหมดซึ่งเป็นส่วนหนึ่งของสารต่าง ๆ ก่อตัวเป็นพันธะเคมี พันธะเคมีเกิดขึ้นระหว่างปฏิสัมพันธ์ของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม สำหรับอะตอมทั้งหมด (ยกเว้นไฮโดรเจน) อิเล็กตรอนบางตัวไม่ได้มีส่วนร่วมในการสร้างพันธะเคมี: สำหรับโบรอน อิเล็กตรอนสามในห้าตัว สำหรับคาร์บอน สี่ในหกตัว และสำหรับแบเรียม สองในห้าสิบ- หก. เรียกอิเล็กตรอนที่ "แอคทีฟ" เหล่านี้ วาเลนซ์อิเล็กตรอน.

บางครั้งวาเลนซ์อิเล็กตรอนจะสับสนกับ ภายนอกอิเล็กตรอนแต่ไม่ใช่สิ่งเดียวกัน

เมฆอิเล็กตรอนของอิเล็กตรอนวงนอกมีรัศมีสูงสุด (และค่าสูงสุดของเลขควอนตัมหลัก)

มันคืออิเล็กตรอนวงนอกที่มีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะในตอนแรก หากเพียงเพราะเมื่ออะตอมเข้าใกล้กัน เมฆอิเล็กตรอนที่เกิดจากอิเล็กตรอนเหล่านี้จะสัมผัสกันเป็นอันดับแรก แต่ร่วมกับพวกเขา ส่วนหนึ่งของอิเล็กตรอนยังสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะ ก่อนภายนอก(ขั้นสุดท้าย) ชั้น แต่ถ้าพวกมันมีพลังงานไม่แตกต่างจากพลังงานของอิเล็กตรอนวงนอกมากนัก ทั้งอิเล็กตรอนเหล่านั้นและอิเล็กตรอนอื่น ๆ ของอะตอมมีวาเลนซ์ (ในแลนทาไนด์และแอกทิไนด์ แม้แต่อิเล็กตรอน "ภายนอก" บางตัวก็มีเวเลนซ์)
พลังงานของเวเลนซ์อิเล็กตรอนมีค่ามากกว่าพลังงานของอิเล็กตรอนตัวอื่นในอะตอม และเวเลนซ์อิเล็กตรอนมีพลังงานจากกันและกันน้อยกว่ามาก
อิเล็กตรอนวงนอกจะมีวาเลนซ์เสมอก็ต่อเมื่ออะตอมสามารถสร้างพันธะเคมีได้เลย ดังนั้น อิเล็กตรอนทั้งสองของอะตอมฮีเลียมจึงอยู่ภายนอก แต่ไม่สามารถเรียกว่าวาเลนซ์ได้ เนื่องจากอะตอมของฮีเลียมไม่สร้างพันธะเคมีใดๆ เลย
เวเลนซ์อิเล็กตรอนครอบครอง เวเลนซ์ออร์บิทัลซึ่งจะเป็นรูปเป็นร่าง ระดับย่อยของวาเลนซ์.

ตัวอย่างเช่น พิจารณาอะตอมของเหล็กที่มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ดังแสดงในรูปที่ 6.17. ของอิเล็กตรอนของอะตอมเหล็ก จำนวนควอนตัมหลักสูงสุด ( น= 4) มีเพียงสอง 4 ส-อิเล็กตรอน. ดังนั้นพวกมันจึงเป็นอิเล็กตรอนวงนอกของอะตอมนี้ วงโคจรรอบนอกของอะตอมเหล็กล้วนเป็นวงโคจรที่มี น= 4 และระดับย่อยภายนอกคือระดับย่อยทั้งหมดที่เกิดจากออร์บิทัลเหล่านี้ นั่นคือ 4 ส-, 4หน้า-, 4ง- และ 4 ฉ-EPU
อิเล็กตรอนวงนอกจึงมีเวเลนต์เสมอ ดังนั้น 4 ส- อิเล็กตรอนของอะตอมเหล็กเป็นเวเลนซ์อิเล็กตรอน และถ้าเป็นเช่นนั้น 3 ง-อิเล็กตรอนที่มีพลังงานสูงกว่าเล็กน้อยจะมีเวเลนซ์ด้วย ที่ระดับชั้นนอกของอะตอมเหล็ก นอกเหนือไปจากที่เติม 4 ส-AO ยังมีฟรี 4 หน้า-, 4ง- และ 4 ฉ-AO. ทั้งหมดเป็นภายนอก แต่มีเพียง 4 เท่านั้นที่มีความจุ ร-AO เนื่องจากพลังงานของออร์บิทัลที่เหลือนั้นสูงกว่ามากและการปรากฏตัวของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเหล่านี้ไม่เป็นประโยชน์ต่ออะตอมของเหล็ก

ดังนั้นอะตอมของเหล็ก
ระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอก - ที่สี่
ระดับย่อยภายนอก - 4 ส-, 4หน้า-, 4ง- และ 4 ฉ-EPU,
วงโคจรรอบนอก - 4 ส-, 4หน้า-, 4ง- และ 4 ฉ-AO,
อิเล็กตรอนวงนอก - สอง 4 ส-อิเล็กตรอน(4 ส 2),
ชั้นอิเล็กตรอนวงนอกคือชั้นที่สี่
เมฆอิเล็กตรอนภายนอก - 4 ส-อีโอ
ระดับย่อยของวาเลนซ์ - 4 ส-, 4หน้า-, และ 3 ง-EPU,
เวเลนซ์ออร์บิทัล - 4 ส-, 4หน้า-, และ 3 ง-AO,
เวเลนต์อิเล็กตรอน - สอง 4 ส-อิเล็กตรอน(4 ส 2) และหก 3 ง-อิเล็กตรอน(3 ง 6).

ระดับย่อยของวาเลนซ์สามารถเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเพียงบางส่วนหรือทั้งหมด หรือจะคงอยู่อย่างอิสระเลยก็ได้ ด้วยการเพิ่มประจุของนิวเคลียสค่าพลังงานของระดับย่อยทั้งหมดจะลดลง แต่เนื่องจากการทำงานร่วมกันของอิเล็กตรอนซึ่งกันและกันพลังงานของระดับย่อยต่างๆ จะลดลงตาม "ความเร็ว" ที่แตกต่างกัน พลังงานที่เต็มเปี่ยม ง- และ ฉ- ระดับย่อยลดลงมากจนไม่เหลือความจุ

ตัวอย่างเช่น พิจารณาอะตอมของไททาเนียมและสารหนู (รูปที่ 6.18)

ในกรณีของอะตอมไททาเนียม3 ง-EPU เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเพียงบางส่วน และพลังงานของมันมากกว่าพลังงาน 4 ส-EPU และ 3 ง- อิเล็กตรอนเป็นวาเลนซ์ ที่อะตอมของสารหนู3 ง-EPU เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนและพลังงานน้อยกว่าพลังงาน 4 มาก ส-EPU และ 3 ง- อิเล็กตรอนไม่มีวาเลนซ์
ในตัวอย่างเหล่านี้ เราได้วิเคราะห์ การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์อะตอมไททาเนียมและสารหนู

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์ของอะตอมแสดงเป็น สูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์หรือในรูปแบบ แผนภาพพลังงานของระดับย่อยของวาเลนซ์.

VALENCE ELECTRONS, ELECTRONS ภายนอก, VALENCE EPU, VALENCE AO, การกำหนดค่า VALENCE ELECTRON ของ ATOM, VALENCE ELECTRON FORMULA, VALENCE SUBLEVEL DIAGRAM

1. ในแผนภาพพลังงานที่คุณรวบรวมและในสูตรอิเล็กทรอนิกส์เต็มรูปแบบของอะตอม Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar ระบุอิเล็กตรอนภายนอกและเวเลนซ์ สร้างวาเลนซ์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์อะตอมเหล่านี้ บนไดอะแกรมพลังงาน ให้เน้นส่วนที่สอดคล้องกับไดอะแกรมพลังงานของระดับย่อยของวาเลนซ์
2. อะไรคือสิ่งที่เหมือนกันระหว่างการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม a) Li และ Na, B และ Al, O และ S, Ne และ Ar; b) Zn และ Mg, Sc และ Al, Cr และ S, Ti และ Si; c) H และ He, Li และ O, K และ Kr, Sc และ Ga อะไรคือความแตกต่างของพวกเขา
3. จำนวนชั้นย่อยของวาเลนซ์ที่อยู่ในเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุแต่ละชนิด: ก) ไฮโดรเจน ฮีเลียม และลิเธียม ข) ไนโตรเจน โซเดียม และกำมะถัน ค) โพแทสเซียม โคบอลต์ และเจอร์เมเนียม
4. อะตอมของ a) โบรอน, b) ฟลูออรีน, c) โซเดียมถูกเติมจนเต็มจำนวนเท่าใด
5. อะตอมมีกี่ออร์บิทัลที่มีอิเล็กตรอนคู่เดียว ก) โบรอน ข) ฟลูออรีน ค) เหล็ก
6. อะตอมแมงกานีสมีวงโคจรรอบนอกอิสระกี่อะตอม? ฟรีวาเลนซ์กี่อัน?
7. สำหรับบทเรียนต่อไป ให้เตรียมแถบกระดาษกว้าง 20 มม. แบ่งเป็นเซลล์ (20 × 20 มม.) และใช้ชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติกับแถบนี้ (ตั้งแต่ไฮโดรเจนไปจนถึงไมต์เนเรียม)
8. ในแต่ละเซลล์ วางสัญลักษณ์ของธาตุ หมายเลขซีเรียลของธาตุ และสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ ดังแสดงในรูป 6.19 (ใช้ภาคผนวก 4)

การจัดระบบองค์ประกอบทางเคมีขึ้นอยู่กับชุดขององค์ประกอบตามธรรมชาติ และ หลักการความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอนอะตอมของพวกมัน
ด้วยด้านที่เป็นธรรมชาติ องค์ประกอบทางเคมีคุณคุ้นเคยอยู่แล้ว ตอนนี้เรามาทำความรู้จักกับหลักการของความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอน
เมื่อพิจารณาถึงสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์ของอะตอมใน NRE เป็นเรื่องง่ายที่จะพบว่าสำหรับบางอะตอมจะแตกต่างกันเฉพาะในค่าของเลขควอนตัมหลักเท่านั้น ตัวอย่างเช่น 1 ส 1 สำหรับไฮโดรเจน 2 ส 1 สำหรับลิเธียม 3 ส 1 สำหรับโซเดียม ฯลฯ หรือ 2 ส 2 2หน้า 5 สำหรับฟลูออรีน 3 ส 2 3หน้า 5 สำหรับคลอรีน 4 ส 2 4หน้า 5 สำหรับโบรมีน ฯลฯ ซึ่งหมายความว่าบริเวณรอบนอกของเมฆของเวเลนต์อิเล็กตรอนของอะตอมดังกล่าวมีรูปร่างคล้ายกันมากและแตกต่างกันในขนาดเท่านั้น (และแน่นอนในความหนาแน่นของอิเล็กตรอน) และถ้าเป็นเช่นนั้น ก็สามารถเรียกเมฆอิเล็กตรอนของอะตอมดังกล่าวและการกำหนดค่าเวเลนต์ที่สอดคล้องกันได้ คล้ายกัน. สำหรับอะตอมของธาตุต่าง ๆ ที่มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่คล้ายคลึงกัน เราสามารถเขียนได้ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั่วไปวาเลนซ์: น 1 ในกรณีแรกและ น 2 น 5 วินาที เมื่อเคลื่อนที่ไปตามชุดของธาตุตามธรรมชาติ เราจะพบกลุ่มอะตอมอื่นๆ ที่มีการกำหนดค่าเวเลนต์คล้ายกัน
ดังนั้น, ในชุดขององค์ประกอบตามธรรมชาติ อะตอมที่มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์แบบวาเลนซ์ที่คล้ายกันมักเกิดขึ้นเป็นประจำ. นี่คือหลักการของความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอน
ให้เราพยายามเปิดเผยรูปแบบของระเบียบนี้ ในการทำเช่นนี้ เราจะใช้ชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติที่คุณสร้างขึ้น

NRE ขึ้นต้นด้วยไฮโดรเจนซึ่งมีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์คือ 1 ส 1 . ในการค้นหาการกำหนดค่าเวเลนซ์ที่คล้ายกัน เราตัดชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติที่อยู่ด้านหน้าองค์ประกอบด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั่วไป น 1 (นั่นคือ ก่อนลิเธียม ก่อนโซเดียม ฯลฯ) เราได้รับสิ่งที่เรียกว่า "ช่วงเวลา" ขององค์ประกอบ มาเพิ่ม "จุด" ผลลัพธ์เพื่อให้กลายเป็นแถวของตาราง (ดูรูปที่ 6.20) เป็นผลให้มีเพียงอะตอมของสองคอลัมน์แรกของตารางเท่านั้นที่จะมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ดังกล่าว

มาลองทำให้การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์มีความคล้ายคลึงกันในคอลัมน์อื่นๆ ของตาราง ในการทำเช่นนี้เราตัดองค์ประกอบที่มีหมายเลข 58 - 71 และ 90 -103 ออกจากงวดที่ 6 และ 7 (มี 4 ฉ- และ 5 ฉ-sublevels) และวางไว้ใต้โต๊ะ สัญลักษณ์ขององค์ประกอบที่เหลือจะเลื่อนตามแนวนอนดังรูป หลังจากนั้น อะตอมของธาตุในคอลัมน์เดียวกันของตารางจะมีการกำหนดค่าของวาเลนซ์ที่คล้ายกัน ซึ่งสามารถแสดงในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์ทั่วไป: น 1 , น 2 , น 2 (น–1)ง 1 , น 2 (น–1)ง 2 เรื่อยมาจนถึง น 2 น 6. การเบี่ยงเบนทั้งหมดจากสูตรวาเลนซ์ทั่วไปจะอธิบายด้วยเหตุผลเดียวกับในกรณีของโครเมียมและทองแดง (ดูย่อหน้าที่ 6.6)

อย่างที่คุณเห็น การใช้ NRE และใช้หลักการความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอน เราสามารถจัดระบบองค์ประกอบทางเคมีได้ ระบบองค์ประกอบทางเคมีนี้เรียกว่า เป็นธรรมชาติเนื่องจากเป็นไปตามกฎของธรรมชาติแต่เพียงผู้เดียว ตารางที่เราได้รับ (รูปที่ 6.21) เป็นวิธีหนึ่งในการพรรณนาระบบองค์ประกอบตามธรรมชาติแบบกราฟิกและเรียกว่า ตารางธาตุเคมีแบบคาบยาว

หลักการความคล้ายคลึงกันของเปลือกหอยอิเล็กทรอนิกส์ ระบบธรรมชาติขององค์ประกอบทางเคมี (ระบบ "ธาตุ") ตารางองค์ประกอบทางเคมี

มาดูรายละเอียดเพิ่มเติมเกี่ยวกับโครงสร้างของตารางองค์ประกอบทางเคมีระยะยาว
อย่างที่คุณทราบแถวของตารางนี้เรียกว่า "จุด" ขององค์ประกอบ งวดจะมีเลขอารบิกตั้งแต่ 1 ถึง 7 คาบแรกมีเพียงสององค์ประกอบ คาบที่ 2 และ 3 แต่ละคาบมี 8 ธาตุ เรียกว่า สั้นช่วงเวลา คาบที่สี่และห้า แต่ละคาบมี 18 ธาตุ เรียกว่า ยาวช่วงเวลา คาบที่หกและเจ็ด แต่ละคาบมี ๓๒ ธาตุ เรียกว่า ยาวเป็นพิเศษช่วงเวลา
คอลัมน์ของตารางนี้เรียกว่า กลุ่มองค์ประกอบ หมายเลขกลุ่มระบุด้วยเลขโรมันด้วยอักษรละติน A หรือ B
องค์ประกอบของบางกลุ่มมีชื่อสามัญ (กลุ่ม) ของตนเอง: องค์ประกอบของกลุ่ม IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - องค์ประกอบที่เป็นด่าง(หรือ องค์ประกอบของโลหะอัลคาไล); ธาตุหมู่ IIA (Ca, Sr, Ba และ Ra) - ธาตุอัลคาไลน์เอิร์ธ(หรือ ธาตุโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ)(ชื่อ "โลหะอัลคาไล" และโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ" หมายถึงสารอย่างง่ายที่เกิดจากธาตุที่เกี่ยวข้องและไม่ควรใช้เป็นชื่อของกลุ่มธาตุ) ธาตุหมู่ VIA (O, S, Se, Te, Po) - ชาลโคเจน, องค์ประกอบของหมู่ VIIA (F, Cl, Br, I, At) – ฮาโลเจน, องค์ประกอบของกลุ่ม VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – องค์ประกอบของก๊าซมีตระกูล.(ชื่อดั้งเดิม "ก๊าซมีตระกูล" ใช้กับสารธรรมดาด้วย)
องค์ประกอบที่มักจะวางไว้ในส่วนล่างของตารางที่มีหมายเลขประจำเครื่อง 58 - 71 (Ce - Lu) เรียกว่า แลนทาไนด์("ต่อจากแลนทานัม") และธาตุที่มีหมายเลขประจำเครื่อง 90 - 103 (Th - Lr) - แอกทิไนด์("ตามหลังแอกทิเนียม"). มีความแตกต่างของตารางคาบยาว ซึ่งแลนทาไนด์และแอกทิไนด์ไม่ได้ถูกตัดออกจาก NRE แต่ยังคงอยู่ในที่ของมันเป็นระยะเวลานานเป็นพิเศษ ตารางนี้บางครั้งเรียกว่า ระยะเวลานานเป็นพิเศษ.
ตารางระยะเวลายาวแบ่งออกเป็นสี่ส่วน ปิดกั้น(หรือส่วน).
S-บล็อกรวมองค์ประกอบของกลุ่ม IA และ IIA ที่มีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั่วไป น 1 และ น 2 (s-องค์ประกอบ).
p-บล็อกรวมองค์ประกอบจากกลุ่ม IIIA ถึง VIIIA ด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ทั่วไปจาก น 2 น 1 ถึง น 2 น 6 (p-องค์ประกอบ).
d-บล็อกรวมองค์ประกอบจากกลุ่ม IIIB ถึง IIB ด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ทั่วไปจาก น 2 (น–1)ง 1 ถึง น 2 (น–1)ง 10 (d-องค์ประกอบ).
f-บล็อกรวมถึงแลนทาไนด์และแอกทิไนด์ ( องค์ประกอบ f).

องค์ประกอบ ส- และ หน้า-blocks จากกลุ่ม A และองค์ประกอบ ง-block - B-group ของระบบองค์ประกอบทางเคมี ทั้งหมด ฉ- องค์ประกอบถูกรวมอยู่ในกลุ่ม IIIB อย่างเป็นทางการ
องค์ประกอบของช่วงแรก - ไฮโดรเจนและฮีเลียม - คือ สองค์ประกอบและสามารถอยู่ในกลุ่ม IA และ IIA แต่ฮีเลียมมักถูกจัดให้อยู่ในกลุ่ม VIIIA ซึ่งเป็นองค์ประกอบที่สิ้นสุดระยะเวลาซึ่งสอดคล้องกับคุณสมบัติของมันอย่างเต็มที่ (ฮีเลียมก็เหมือนกับฮีเลียมอื่นๆ สารที่เรียบง่ายเกิดจากธาตุหมู่นี้เป็นแก๊สมีตระกูล) ไฮโดรเจนมักจัดอยู่ในกลุ่ม VIIA เนื่องจากคุณสมบัติของมันใกล้เคียงกับฮาโลเจนมากกว่าองค์ประกอบที่เป็นด่าง
แต่ละช่วงเวลาของระบบเริ่มต้นด้วยองค์ประกอบที่มีการกำหนดค่าวาเลนซ์ของอะตอม น 1 เนื่องจากมันมาจากอะตอมเหล่านี้การก่อตัวของชั้นอิเล็กตรอนถัดไปเริ่มต้นขึ้นและจบลงด้วยองค์ประกอบที่มีการกำหนดค่าเวเลนต์ของอะตอม น 2 น 6 (ยกเว้นช่วงแรก) ทำให้ง่ายต่อการระบุกลุ่มของระดับย่อยในแผนภาพพลังงานที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่อะตอมของแต่ละช่วงเวลา (รูปที่ 6.22) ทำงานกับระดับย่อยทั้งหมดที่แสดงในสำเนาที่คุณสร้างจากรูปที่ 6.4 ระดับย่อยที่ไฮไลต์ในรูปที่ 6.22 (ยกเว้นระดับเต็ม ง- และ ฉ-sublevels) คือวาเลนซ์สำหรับอะตอมของธาตุทั้งหมดในช่วงเวลาที่กำหนด
การปรากฏตัวในช่วงเวลา ส-, หน้า-, ง- หรือ ฉ- องค์ประกอบมีความสอดคล้องกับลำดับการบรรจุอย่างเต็มที่ ส-, หน้า-, ง- หรือ ฉ- ระดับย่อยของอิเล็กตรอน คุณสมบัติของระบบองค์ประกอบนี้ช่วยให้รู้ระยะเวลาและกลุ่มซึ่งรวมถึงองค์ประกอบที่กำหนดเพื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์ทันที

ตารางระยะยาวขององค์ประกอบทางเคมี, บล็อก, ระยะเวลา, กลุ่ม, ธาตุอัลคาไลน์, ธาตุอัลคาไลน์เอิร์ ธ , ชาลโคเจน, ฮาโลเจน, ธาตุก๊าซโนเบิล, แลนทาโนไซด์, แอคติโนไซด์
เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ทั่วไปของอะตอมของธาตุ a) กลุ่ม IVA และ IVB, b) กลุ่ม IIIA และ VIIB?
2. อะไรคือสิ่งที่เหมือนกันระหว่างการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุ A และกลุ่ม B? พวกเขาแตกต่างกันอย่างไร?
3. จำนวนองค์ประกอบที่รวมอยู่ใน a) ส-บล็อค ข) ร-บล็อก, ค) ง-ปิดกั้น?
4. ทำตามรูปที่ 30 ในทิศทางของการเพิ่มพลังงานของระดับย่อยและเลือกกลุ่มของระดับย่อยที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนในช่วงที่ 4, 5 และ 6
5. ระบุระดับย่อยของวาเลนซ์ของอะตอม a) แคลเซียม b) ฟอสฟอรัส c) ไทเทเนียม d) คลอรีน e) โซเดียม 6. กำหนดว่าองค์ประกอบ s-, p- และ d แตกต่างกันอย่างไร
7. อธิบายว่าเหตุใดอะตอมของธาตุต่างๆ จึงถูกกำหนดโดยจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส ไม่ใช่จากมวลของอะตอมนี้
8. สำหรับอะตอมของลิเธียม อะลูมิเนียม สตรอนเทียม ซีลีเนียม เหล็กและตะกั่ว ทำวาเลนซ์ สร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อและสมบูรณ์ และวาดไดอะแกรมพลังงานของระดับย่อยของวาเลนซ์ 9. อะตอมของธาตุใดสอดคล้องกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์เวเลนซ์ต่อไปนี้: 3 ส 1 , 4ส 1 3ง 1 , 2 วินาที 2 2 หน้า 6 , 5ส 2 5หน้า 2 , 5ส 2 4ง 2 ?

สำหรับวัตถุประสงค์ที่แตกต่างกัน เราจำเป็นต้องทราบการกำหนดค่าแบบเต็มหรือความจุของอะตอม การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์แต่ละรายการเหล่านี้สามารถแสดงได้ทั้งจากสูตรและแผนภาพพลังงาน นั่นคือ, การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ของอะตอมแสดงออก สูตรอิเล็กทรอนิกส์เต็มรูปแบบของอะตอม, หรือ แผนภาพพลังงานทั้งหมดของอะตอม. ในทางกลับกัน โครงแบบเวเลนต์อิเล็กตรอนของอะตอมแสดงออก ความจุ(หรือที่มักเรียกกันว่า สั้น ") สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม, หรือ แผนภาพของวาเลนซ์ระดับย่อยของอะตอม(รูปที่ 6.23)

ก่อนหน้านี้ เราสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโดยใช้เลขลำดับของธาตุ ในเวลาเดียวกันเราได้กำหนดลำดับของการเติมระดับย่อยด้วยอิเล็กตรอนตามแผนภาพพลังงาน: 1 ส, 2ส, 2หน้า, 3ส, 3หน้า, 4ส, 3ง, 4หน้า, 5ส, 4ง, 5หน้า, 6ส, 4ฉ, 5ง, 6หน้า, 7สและอื่น ๆ และเพียงแค่จดสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั้งหมด เราก็สามารถเขียนสูตรวาเลนซ์ลงไปได้
สะดวกกว่าในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ของอะตอมซึ่งใช้บ่อยที่สุดตามตำแหน่งขององค์ประกอบในระบบองค์ประกอบทางเคมีตามพิกัดกลุ่มช่วงเวลา
ลองพิจารณารายละเอียดเกี่ยวกับวิธีการทำองค์ประกอบต่างๆ ส-, หน้า- และ ง-บล็อก
สำหรับองค์ประกอบ ส-block valence สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมประกอบด้วยสัญลักษณ์สามตัว โดยทั่วไปสามารถเขียนได้ดังนี้

อันดับแรก (แทนที่เซลล์ขนาดใหญ่) คือหมายเลขระยะเวลา (เท่ากับหมายเลขควอนตัมหลักของสิ่งเหล่านี้ ส-อิเล็กตรอน) และที่สาม (ในตัวยก) - จำนวนของกลุ่ม (เท่ากับจำนวนของวาเลนซ์อิเล็กตรอน) ตัวอย่างเช่น อะตอมของแมกนีเซียม (คาบที่ 3 กลุ่ม IIA) เราได้รับ:

สำหรับองค์ประกอบ หน้า-block valence สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมประกอบด้วยอักขระหกตัว:

ที่นี่ แทนที่เซลล์ขนาดใหญ่ หมายเลขระยะเวลาจะถูกใส่ด้วย (เท่ากับจำนวนควอนตัมหลักของเซลล์เหล่านี้ ส- และ หน้า-อิเล็กตรอน) และหมายเลขกลุ่ม (เท่ากับจำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอน) จะเท่ากับผลรวมของตัวยก สำหรับอะตอมออกซิเจน (ช่วงที่ 2 กลุ่ม VIA) เราได้รับ:

2ส 2 2หน้า 4 .

สูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ขององค์ประกอบส่วนใหญ่ งสามารถเขียนบล็อคได้ดังนี้

เช่นเดียวกับในกรณีก่อนหน้านี้ แทนที่จะเป็นเซลล์แรก จะมีการใส่หมายเลขระยะเวลา (เท่ากับหมายเลขควอนตัมหลักของเซลล์เหล่านี้ ส-อิเล็กตรอน). จำนวนในเซลล์ที่สองกลายเป็นน้อยกว่าหนึ่งเนื่องจากจำนวนควอนตัมหลักของเซลล์เหล่านี้ ง- อิเล็กตรอน หมายเลขกลุ่มในที่นี้จะเท่ากับผลรวมของดัชนีด้วย ตัวอย่างคือสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์ของไททาเนียม (ช่วงที่ 4 กลุ่ม IVB): 4 ส 2 3ง 2 .

หมายเลขกลุ่มเท่ากับผลรวมของดัชนีและสำหรับองค์ประกอบของกลุ่ม VIB แต่ตามที่คุณจำได้บนวาเลนซ์ สระดับย่อยมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวและสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั่วไปของวาเลนซ์ น 1 (น–1)ง 5 . ดังนั้น สูตรวาเลนซ์อิเล็กทรอนิกส์ เช่น ของโมลิบดีนัม (งวดที่ 5) คือ 5 ส 1 4ง 5 .
นอกจากนี้ยังง่ายต่อการสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบใดๆ ของกลุ่ม IB เช่น ทอง (งวดที่ 6)>–>6 ส 1 5ง 10 แต่ในกรณีนี้คุณต้องจำไว้ว่า ง- อิเล็กตรอนของอะตอมขององค์ประกอบของกลุ่มนี้ยังคงมีวาเลนซ์และบางส่วนสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี
สูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ทั่วไปของอะตอมขององค์ประกอบกลุ่ม IIB คือ - น 2 (น – 1)ง 10 . ดังนั้น สูตรเวเลนซ์อิเล็กทรอนิกส์ ตัวอย่างเช่น อะตอมของสังกะสีคือ 4 ส 2 3ง 10 .
กฎทั่วไปสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์ขององค์ประกอบของสามกลุ่มแรก (Fe, Co และ Ni) ก็เชื่อฟังเช่นกัน เหล็กซึ่งเป็นองค์ประกอบของหมู่ VIIIB มีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของเวเลนซ์เท่ากับ 4 ส 2 3ง 6. อะตอมของโคบอลต์มีหนึ่งอะตอม ง- อิเล็กตรอนมากขึ้น (4 ส 2 3ง 7) ในขณะที่อะตอมของนิกเกิลมีสอง (4 ส 2 3ง 8).
การใช้เพียงกฎเหล่านี้ในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบวาเลนซ์ จึงเป็นไปไม่ได้ที่จะเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของอะตอมบางชนิด ง- องค์ประกอบ (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt) เนื่องจากมีแนวโน้มที่จะมีเปลือกอิเล็กตรอนที่มีความสมมาตรสูงการเติมระดับย่อยของวาเลนซ์ด้วยอิเล็กตรอนจึงมีคุณสมบัติเพิ่มเติมบางอย่าง
เมื่อรู้สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์ เราก็สามารถเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั้งหมดของอะตอมได้ (ดูด้านล่าง)
บ่อยครั้งแทนที่จะเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์เต็มรูปแบบที่ยุ่งยาก สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่ออะตอม เพื่อรวบรวมไว้ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ อิเล็กตรอนทั้งหมดของอะตอมจะถูกเลือกยกเว้นเวเลนซ์ สัญลักษณ์ของพวกมันจะอยู่ในวงเล็บเหลี่ยมและส่วนของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สอดคล้องกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบสุดท้ายขององค์ประกอบก่อนหน้า คาบ (องค์ประกอบที่ก่อตัวเป็นก๊าซมีตระกูล) จะถูกแทนที่ด้วยสัญลักษณ์ของอะตอมนี้

ตัวอย่างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ประเภทต่างๆ แสดงไว้ในตารางที่ 14

ตารางที่ 14 ตัวอย่างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

อัลกอริทึมสำหรับการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม (ในตัวอย่างอะตอมของไอโอดีน)

หมายเหตุ
1. สำหรับองค์ประกอบของงวดที่ 2 และ 3 การดำเนินการครั้งที่ 3 (โดยไม่มีงวดที่ 4) จะนำไปสู่สูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ในทันที
2. (น – 1)ง 10 - อิเล็กตรอนยังคงมีวาเลนซ์ที่อะตอมของธาตุในกลุ่ม IB

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ VALENCE ELECTRONIC FORMULA ย่อมาจาก ELECTRONIC FORMULA อัลกอริทึมสำหรับการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม
1. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ของอะตอมของธาตุ a) ช่วงที่สองของกลุ่ม A ที่สาม b) ช่วงที่สามของกลุ่ม A ที่สอง c) ช่วงที่สี่กลุ่มเอที่สี่
2. สร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมแมกนีเซียม ฟอสฟอรัส โพแทสเซียม เหล็ก โบรมีน และอาร์กอน

กว่า 100 ปีที่ผ่านมานับตั้งแต่การค้นพบระบบธรรมชาติขององค์ประกอบ มีการเสนอตารางที่หลากหลายที่สุดหลายร้อยตารางที่สะท้อนถึงระบบนี้ในเชิงกราฟิก ในจำนวนนี้ นอกเหนือจากตารางคาบยาวแล้ว ตารางธาตุคาบสั้นที่เรียกว่า D.I. Mendeleev ยังใช้กันอย่างแพร่หลาย ตารางระยะเวลาสั้นได้มาจากตารางระยะเวลายาวหากตัดส่วนที่ 4, 5, 6 และ 7 ข้างหน้าองค์ประกอบของกลุ่ม IB ย้ายออกจากกันและเพิ่มแถวผลลัพธ์ในลักษณะเดียวกับที่เรา เพิ่มช่วงเวลาก่อนหน้า ผลลัพธ์แสดงในรูปที่ 6.24

แลนทาไนด์และแอกทิไนด์ยังถูกวางไว้ใต้โต๊ะหลักที่นี่ด้วย

ใน กลุ่มตารางนี้ประกอบด้วยองค์ประกอบที่มีอะตอม จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากันไม่ว่าอิเล็กตรอนเหล่านี้จะอยู่ในวงโคจรใด ดังนั้น ธาตุคลอรีน (ธาตุทั่วไปที่ก่อตัวเป็นอโลหะ 3 ส 2 3หน้า 5) และแมงกานีส (ธาตุที่เป็นโลหะ;4 ส 2 3ง 5) ไม่มีความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอน จึงจัดอยู่ในกลุ่มที่เจ็ดเดียวกัน ความจำเป็นในการแยกความแตกต่างระหว่างองค์ประกอบดังกล่าวทำให้จำเป็นต้องแยกเป็นกลุ่ม กลุ่มย่อย: หลัก- อะนาลอกของกลุ่ม A ของตารางคาบยาวและ ผลข้างเคียงเป็นแอนะล็อกของกลุ่ม B ในรูปที่ 34 สัญลักษณ์ขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักจะเลื่อนไปทางซ้าย และสัญลักษณ์ขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองจะเลื่อนไปทางขวา
จริงอยู่ การจัดเรียงองค์ประกอบดังกล่าวในตารางก็มีข้อดีเช่นกัน เนื่องจากเป็นจำนวนของเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่กำหนดความสามารถของเวเลนต์ของอะตอมเป็นหลัก
ตารางระยะเวลายาวสะท้อนถึงกฎของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม ความคล้ายคลึงกันและรูปแบบของการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติของสารและสารประกอบอย่างง่ายตามกลุ่มขององค์ประกอบ การเปลี่ยนแปลงปกติของปริมาณทางกายภาพจำนวนหนึ่งซึ่งแสดงลักษณะของอะตอม สารและสารประกอบอย่างง่าย ตลอดทั้งระบบธาตุ และอื่นๆ อีกมากมาย ตารางระยะเวลาสั้นจะสะดวกน้อยกว่าในส่วนนี้

ตารางระยะเวลาสั้น กลุ่มย่อยหลัก กลุ่มย่อยรอง
1. แปลงตารางคาบยาวที่คุณสร้างขึ้นจากชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติให้เป็นตารางคาบสั้น ดำเนินการแปลงกลับ
2. เป็นไปได้ไหมที่จะสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ทั่วไปของอะตอมของธาตุในกลุ่มตารางคาบสั้น? ทำไม

อะตอมไม่มีขอบเขตที่ชัดเจน ขนาดของอะตอมที่แยกออกมาคืออะไร? นิวเคลียสของอะตอมล้อมรอบด้วยเปลือกอิเล็กตรอน และเปลือกประกอบด้วยเมฆอิเล็กตรอน ขนาดของ EO มีลักษณะเป็นรัศมี รอู เมฆในชั้นนอกทั้งหมดมีรัศมีเท่ากันโดยประมาณ ดังนั้นขนาดของอะตอมสามารถระบุได้ด้วยรัศมีนี้ มันถูกเรียกว่า รัศมีวงโคจรของอะตอม(ร 0).

ค่าของรัศมีการโคจรของอะตอมมีให้ในภาคผนวก 5
รัศมีของ EO ขึ้นอยู่กับประจุของนิวเคลียสและวงโคจรของอิเล็กตรอนที่ก่อตัวเป็นเมฆนี้ ดังนั้นรัศมีการโคจรของอะตอมจึงขึ้นอยู่กับลักษณะเดียวกันนี้ด้วย
พิจารณาเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของไฮโดรเจนและฮีเลียม ทั้งในอะตอมของไฮโดรเจนและในอะตอมของฮีเลียม อิเล็กตรอนจะอยู่ที่ 1 ส-AO และเมฆของพวกมันจะมีขนาดเท่ากันหากประจุของนิวเคลียสของอะตอมเหล่านี้เท่ากัน แต่ประจุของนิวเคลียสของอะตอมฮีเลียมเป็นสองเท่าของประจุของนิวเคลียสของอะตอมของไฮโดรเจน ตามกฎของคูลอมบ์ แรงดึงดูดที่กระทำต่ออิเล็กตรอนแต่ละตัวของอะตอมฮีเลียมจะเป็นสองเท่าของแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนที่กระทำต่อนิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจน ดังนั้นรัศมีของอะตอมของฮีเลียมจะต้องเล็กกว่ารัศมีของอะตอมของไฮโดรเจนมาก นี่เป็นเรื่องจริง: ร 0 (เขา) / ร 0 (H) \u003d 0.291 E / 0.529 E 0.55.
อะตอมของลิเธียมมีอิเล็กตรอนวงนอกอยู่ที่ 2 ส-AO นั่นคือก่อตัวเป็นเมฆของชั้นที่สอง โดยธรรมชาติแล้วรัศมีของมันควรจะใหญ่กว่านี้ จริงหรือ: ร 0 (Li) = 1.586 อี
อะตอมของธาตุที่เหลือในช่วงที่สองมีอิเล็กตรอนภายนอก (และ 2 ส, และ 2 หน้า) จะอยู่ในชั้นอิเล็กตรอนที่สองเดียวกัน และประจุของนิวเคลียสของอะตอมเหล่านี้จะเพิ่มขึ้นตามเลขลำดับที่เพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนจะถูกดึงดูดเข้าหานิวเคลียสมากขึ้น และโดยธรรมชาติแล้ว รัศมีของอะตอมจะลดลง เราสามารถทำซ้ำอาร์กิวเมนต์เหล่านี้สำหรับอะตอมของธาตุในช่วงเวลาอื่นๆ ได้ แต่ด้วยการชี้แจงอย่างหนึ่ง: รัศมีวงโคจรจะลดลงแบบโมโนโทนิกก็ต่อเมื่อแต่ละระดับย่อยถูกเติมเต็ม
แต่ถ้าเราเพิกเฉยต่อรายละเอียด ลักษณะโดยทั่วไปของการเปลี่ยนแปลงขนาดของอะตอมในระบบองค์ประกอบจะเป็นดังนี้: เมื่อหมายเลขซีเรียลเพิ่มขึ้นในช่วงเวลาหนึ่ง รัศมีการโคจรของอะตอมจะลดลง และในกลุ่ม พวกเขาเพิ่มขึ้น อะตอมที่ใหญ่ที่สุดคืออะตอมของซีเซียม และอะตอมที่เล็กที่สุดคืออะตอมของฮีเลียม แต่ในบรรดาอะตอมของธาตุที่ก่อตัวเป็นสารประกอบทางเคมี (ไม่ก่อตัวเป็นฮีเลียมและนีออน) อะตอมที่เล็กที่สุดคืออะตอมของฟลูออรีน
อะตอมของธาตุส่วนใหญ่ซึ่งอยู่ในอนุกรมธรรมชาติต่อจากแลนทาไนด์ มีรัศมีวงโคจรค่อนข้างเล็กกว่าที่เราคาดไว้ตามกฎทั่วไป นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่า 14 แลนทาไนด์ตั้งอยู่ระหว่างแลนทานัมและแฮฟเนียมในระบบองค์ประกอบ ดังนั้นประจุนิวเคลียร์ของอะตอมแฮฟเนียมคือ 14 อีมากกว่าแลนทานัม ดังนั้น อิเลคตรอนชั้นนอกของอะตอมเหล่านี้จึงถูกดึงดูดเข้าสู่นิวเคลียสแรงกว่าที่จะถูกดึงดูดในกรณีที่ไม่มีแลนทาไนด์ (ลักษณะพิเศษนี้มักเรียกว่า "การหดตัวของแลนทาไนด์")
โปรดทราบว่าเมื่อเคลื่อนผ่านจากอะตอมของธาตุหมู่ VIIIA ไปยังอะตอมของธาตุหมู่ IA รัศมีวงโคจรจะเพิ่มขึ้นอย่างกะทันหัน ดังนั้น การเลือกองค์ประกอบแรกของแต่ละช่วงเวลาของเรา (ดู§ 7) จึงกลายเป็นสิ่งที่ถูกต้อง

รัศมีวงโคจรของอะตอม การเปลี่ยนแปลงในระบบของธาตุ
1. จากข้อมูลที่ให้ในภาคผนวก 5 พล็อตบนกระดาษกราฟการพึ่งพาอาศัยกันของรัศมีวงโคจรของอะตอมกับเลขลำดับของธาตุสำหรับธาตุที่มี Zตั้งแต่ 1 ถึง 40 ความยาวของแกนนอนคือ 200 มม. ความยาวของแกนตั้งคือ 100 มม.
2. คุณจะกำหนดลักษณะของเส้นหักที่เกิดขึ้นได้อย่างไร?

หากคุณให้พลังงานเพิ่มเติมแก่อิเล็กตรอนในอะตอม (คุณจะได้เรียนรู้วิธีการทำเช่นนี้จากหลักสูตรฟิสิกส์) อิเล็กตรอนสามารถไปยัง AO อื่นได้ นั่นคือ อะตอมจะจบลงใน รัฐตื่นเต้น. สถานะนี้ไม่เสถียร และอิเล็กตรอนจะกลับสู่สภาพเดิมเกือบจะในทันที และพลังงานส่วนเกินจะถูกปลดปล่อยออกมา แต่ถ้าพลังงานที่ส่งไปยังอิเล็กตรอนมีมากพอ อิเล็กตรอนสามารถหลุดออกจากอะตอมได้อย่างสมบูรณ์ ในขณะที่อะตอม แตกตัวเป็นไอออนนั่นคือมันจะกลายเป็นไอออนที่มีประจุบวก ( ไอออนบวก). พลังงานที่จำเป็นในการทำเช่นนี้เรียกว่า พลังงานไอออไนเซชันของอะตอม(อีและ).

เป็นการยากที่จะแยกอิเล็กตรอนออกจากอะตอมเดี่ยวและวัดพลังงานที่จำเป็นสำหรับสิ่งนี้ ดังนั้นจึงมีการกำหนดและใช้งานจริง พลังงานไอออไนเซชันของโมลาร์(E และ ม).

พลังงานไอออไนเซชันของโมลาร์แสดงพลังงานที่น้อยที่สุดที่ต้องใช้ในการแยกอิเล็กตรอน 1 โมลออกจากอะตอม 1 โมล (หนึ่งอิเล็กตรอนจากแต่ละอะตอม) ค่านี้มักจะวัดเป็นกิโลจูลต่อโมล ค่าของพลังงานไอออไนเซชันโมลาร์ของอิเล็กตรอนตัวแรกสำหรับองค์ประกอบส่วนใหญ่แสดงไว้ในภาคผนวก 6
พลังงานไอออไนเซชันของอะตอมขึ้นอยู่กับตำแหน่งของธาตุในระบบธาตุอย่างไร นั่นคือ การเปลี่ยนแปลงในกลุ่มและคาบเป็นอย่างไร
ในแง่กายภาพ พลังงานไอออไนเซชันมีค่าเท่ากับงานที่ต้องใช้เพื่อเอาชนะแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนต่ออะตอมเมื่อเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอนจากอะตอมไปยังระยะทางที่ไม่มีที่สิ้นสุดจากมัน

ที่ไหน ถามเป็นประจุของอิเล็กตรอน ถามคือประจุของไอออนบวกที่เหลืออยู่หลังจากการกำจัดอิเล็กตรอน และ ร o คือรัศมีวงโคจรของอะตอม

และ ถาม, และ ถามเป็นค่าคงที่ สรุปได้ว่างานแยกอิเล็คตรอน กและด้วยพลังงานไอออไนเซชัน อีและแปรผกผันกับรัศมีการโคจรของอะตอม
หลังจากวิเคราะห์ค่ารัศมีการโคจรของอะตอมขององค์ประกอบต่าง ๆ และค่าที่สอดคล้องกันของพลังงานไอออไนเซชันที่กำหนดในภาคผนวก 5 และ 6 คุณจะเห็นได้ว่าความสัมพันธ์ระหว่างค่าเหล่านี้ใกล้เคียงกับสัดส่วน แต่ค่อนข้าง แตกต่างจากมัน เหตุผลที่ข้อสรุปของเราไม่เห็นด้วยกับข้อมูลการทดลองก็คือเราใช้แบบจำลองที่หยาบมากซึ่งไม่ได้คำนึงถึงปัจจัยสำคัญหลายประการ แต่ถึงแม้แบบจำลองคร่าวๆ นี้จะช่วยให้เราสรุปได้อย่างถูกต้องว่าเมื่อรัศมีวงโคจรเพิ่มขึ้น พลังงานไอออไนเซชันของอะตอมจะลดลง และในทางกลับกัน เมื่อรัศมีลดลง พลังงานไอออไนเซชันของอะตอมก็จะเพิ่มขึ้น
เนื่องจากรัศมีวงโคจรของอะตอมลดลงในช่วงเวลาหนึ่งโดยมีหมายเลขซีเรียลเพิ่มขึ้น พลังงานไอออไนเซชันจึงเพิ่มขึ้น ในกลุ่ม เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น ตามกฎแล้วรัศมีวงโคจรของอะตอมจะเพิ่มขึ้น และพลังงานไอออไนเซชันจะลดลง พลังงานไอออไนเซชันของโมลาร์สูงสุดอยู่ในอะตอมที่เล็กที่สุด อะตอมของฮีเลียม (2372 กิโลจูลต่อโมล) และของอะตอมที่สามารถสร้างพันธะเคมีได้ในอะตอมของฟลูออรีน (1681 กิโลจูลต่อโมล) ที่เล็กที่สุดสำหรับอะตอมที่ใหญ่ที่สุดคืออะตอมของซีเซียม (376 กิโลจูล/โมล) ในระบบองค์ประกอบ ทิศทางของการเพิ่มพลังงานไอออไนเซชันสามารถแสดงเป็นแผนผังได้ดังนี้:

ในวิชาเคมี เป็นสิ่งสำคัญที่พลังงานไอออไนเซชันจะกำหนดลักษณะนิสัยของอะตอมในการให้อิเล็กตรอน "ของมัน" ยิ่งพลังงานไอออไนเซชันมากเท่าใด อะตอมก็จะยิ่งให้อิเล็กตรอนน้อยลงเท่านั้น และในทางกลับกัน

สภาวะตื่นเต้น ไอออนไนซ์ ไอออนบวก พลังงานไอออไนเซชัน โมลาร์ พลังงานไอออไนเซชัน การเปลี่ยนแปลงของพลังงานไอออไนเซชันในระบบธาตุ
1. ใช้ข้อมูลที่ให้ไว้ในภาคผนวก 6 กำหนดว่าคุณต้องใช้พลังงานเท่าใดในการฉีกอิเล็กตรอน 1 ตัวออกจากอะตอมโซเดียมทั้งหมดที่มีมวลรวม 1 กรัม
2. ใช้ข้อมูลที่ให้ไว้ในภาคผนวก 6 กำหนดว่าต้องใช้พลังงานกี่ครั้งในการแยกอิเล็กตรอน 1 ตัวออกจากอะตอมโซเดียมทั้งหมดที่มีมวล 3 g มากกว่าจากอะตอมโพแทสเซียมทั้งหมดที่มีมวลเท่ากัน เหตุใดอัตราส่วนนี้จึงแตกต่างจากอัตราส่วนของพลังงานไอออไนเซชันโมลาร์ของอะตอมเดียวกัน
3. จากข้อมูลที่ให้ไว้ในภาคผนวก 6 วางแผนการพึ่งพาพลังงานไอออไนเซชันของโมลาร์กับหมายเลขซีเรียลสำหรับองค์ประกอบที่มี Zตั้งแต่ 1 ถึง 40 ขนาดของกราฟจะเหมือนกับในงานสำหรับย่อหน้าก่อนหน้า ดูว่ากราฟนี้ตรงกับตัวเลือกของ "ช่วงเวลา" ของระบบองค์ประกอบหรือไม่

ลักษณะพลังงานที่สำคัญรองลงมาของอะตอมคือ พลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอน(อีกับ).

ในทางปฏิบัติ เช่นเดียวกับในกรณีของพลังงานไอออไนเซชัน มักใช้ปริมาณโมลาร์ที่สอดคล้องกัน - พลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนโมลาร์().

พลังงานสัมพรรคภาพของอิเล็กตรอนโมลแสดงให้เห็นว่าพลังงานใดที่ปล่อยออกมาเมื่ออิเล็กตรอนหนึ่งโมลถูกเพิ่มเข้าไปในอะตอมที่เป็นกลางหนึ่งโมล (อิเล็กตรอนหนึ่งตัวต่อแต่ละอะตอม) เช่นเดียวกับพลังงานโมลาร์ไอออไนเซชัน ปริมาณนี้วัดเป็นกิโลจูลต่อโมลเช่นกัน
เมื่อมองแวบแรก อาจดูเหมือนว่าไม่ควรปล่อยพลังงานในกรณีนี้ เนื่องจากอะตอมเป็นอนุภาคที่เป็นกลาง และไม่มีแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตระหว่างอะตอมที่เป็นกลางกับอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ ในทางตรงกันข้าม ดูเหมือนว่าอิเล็กตรอนที่เข้าใกล้อะตอมควรถูกขับไล่โดยอิเล็กตรอนที่มีประจุลบแบบเดียวกับที่ก่อตัวเป็นเปลือกอิเล็กตรอน อันที่จริงไม่เป็นความจริง จำไว้ว่าคุณเคยจัดการกับอะตอมคลอรีนหรือไม่ ไม่แน่นอน ท้ายที่สุดแล้วจะมีอยู่ในอุณหภูมิที่สูงมากเท่านั้น แม้แต่คลอรีนโมเลกุลที่เสถียรกว่านี้ก็แทบไม่พบในธรรมชาติ - หากจำเป็น จะต้องได้มาโดยใช้ปฏิกิริยาเคมี และคุณต้องจัดการกับโซเดียมคลอไรด์ (เกลือทั่วไป) ตลอดเวลา ท้ายที่สุดคนบริโภคเกลือแกงทุกวัน และเป็นเรื่องธรรมดาในธรรมชาติ แต่อย่างไรก็ตาม เกลือแกงมีคลอไรด์ไอออน ซึ่งก็คืออะตอมของคลอรีนที่ยึดอิเล็กตรอน "พิเศษ" ไว้แต่ละตัว สาเหตุหนึ่งที่ทำให้คลอไรด์ไอออนมีอยู่อย่างแพร่หลายคืออะตอมของคลอรีนมีแนวโน้มที่จะเกาะติดอิเล็กตรอน นั่นคือเมื่อคลอไรด์ไอออนก่อตัวขึ้นจากอะตอมและอิเล็กตรอนของคลอรีน พลังงานจะถูกปลดปล่อยออกมา
หนึ่งในสาเหตุของการปลดปล่อยพลังงานเป็นที่รู้จักกันดีสำหรับคุณ - มันเกี่ยวข้องกับการเพิ่มขึ้นของความสมมาตรของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมคลอรีนในระหว่างการเปลี่ยนสถานะเป็นประจุเดี่ยว ประจุลบ. ในเวลาเดียวกัน อย่างที่คุณจำได้ พลังงาน 3 หน้า- ระดับย่อยลดลง มีเหตุผลอื่นที่ซับซ้อนกว่านี้
เนื่องจากปัจจัยหลายอย่างมีอิทธิพลต่อค่าของพลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอน ธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงค่านี้ในระบบองค์ประกอบจึงซับซ้อนกว่าธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงพลังงานไอออไนเซชันมาก คุณสามารถมั่นใจในสิ่งนี้ได้โดยการวิเคราะห์ตารางที่ให้ไว้ในภาคผนวก 7 แต่เนื่องจากค่าของปริมาณนี้ถูกกำหนดก่อนอื่นโดยการโต้ตอบทางไฟฟ้าสถิตเช่นเดียวกับค่าของพลังงานไอออไนเซชันจากนั้นจึงเปลี่ยนแปลงในระบบ ขององค์ประกอบ (อย่างน้อยในกลุ่ม A-) ใน ในแง่ทั่วไปคล้ายกับการเปลี่ยนแปลงของพลังงานไอออไนเซชัน นั่นคือ พลังงานของความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนในกลุ่มจะลดลง และในช่วงเวลานั้นจะเพิ่มขึ้น มีค่าสูงสุดที่อะตอมของฟลูออรีน (328 กิโลจูล/โมล) และคลอรีน (349 กิโลจูล/โมล) ธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงของพลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนในระบบธาตุคล้ายกับธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงของพลังงานไอออไนเซชัน นั่นคือ ทิศทางการเพิ่มขึ้นของพลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนสามารถแสดงเป็นแผนผังได้ดังนี้

2. ในระดับเดียวกันตามแนวแกนนอนเช่นเดียวกับในงานก่อนหน้า ให้วางแผนการพึ่งพาพลังงานโมลาร์ของความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนกับเลขลำดับของอะตอมของธาตุด้วย Zตั้งแต่ 1 ถึง 40 โดยใช้แอพ 7
3. อะไร ความหมายทางกายภาพมีพลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนเป็นลบ?
4. ทำไมในบรรดาอะตอมทั้งหมดของธาตุในยุคที่ 2 มีเพียงเบริลเลียม ไนโตรเจน และนีออนเท่านั้นที่มีค่าลบของพลังงานโมลาร์ของความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน

คุณรู้อยู่แล้วว่าแนวโน้มของอะตอมที่จะบริจาคตัวเองและรับอิเล็กตรอนแปลกปลอมนั้นขึ้นอยู่กับลักษณะพลังงานของมัน (พลังงานไอออไนเซชันและพลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอน) อะตอมใดมีแนวโน้มที่จะบริจาคอิเล็กตรอนมากกว่ากัน และอะตอมใดมีแนวโน้มที่จะยอมรับคนแปลกหน้ามากกว่ากัน
ในการตอบคำถามนี้ ให้เราสรุปทุกสิ่งที่เรารู้เกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงในความโน้มเอียงเหล่านี้ในระบบองค์ประกอบในตารางที่ 15

ตารางที่ 15