Kimyasal elementlerin eksiksiz elektronik formülleri. Kimya Dosya Kataloğu

Element atomlarının elektronik formüllerini yazarken, enerji seviyeleri belirtilir (ana kuantum sayısının değerleri N sayılar şeklinde - 1, 2, 3, vb.), enerji alt seviyeleri (yörünge kuantum sayısının değerleri) ben harf şeklinde S, P, D, F) ve üstteki sayı, belirli bir alt seviyedeki elektron sayısını gösterir.

D.I.'deki ilk unsur. Mendeleev hidrojendir, bu nedenle bir atom çekirdeğinin yükü H 1'e eşit, atom başına yalnızca bir elektrona sahiptir S birinci seviyenin alt seviyesi. Bu nedenle, hidrojen atomunun elektronik formülü şöyledir:

İkinci element helyumdur, atomunda iki elektron vardır, bu nedenle helyum atomunun elektronik formülü 2'dir. Olumsuz 1S 2. İlk enerji seviyesi sadece 2 elektron tarafından işgal edilebilen elektronlarla dolu olduğundan, ilk periyot sadece iki element içerir.

Sıradaki üçüncü element - lityum - zaten ikinci periyottadır, bu nedenle ikinci enerji seviyesi elektronlarla dolmaya başlar (bundan yukarıda bahsetmiştik). İkinci seviyenin elektronlarla doldurulması ile başlar. S-alt seviye, yani lityum atomunun elektronik formülü 3'tür Li 1S 2 2S 1. Berilyum atomunda elektronlarla dolma tamamlanmıştır. S- alt seviyeler: 4 Ve 1S 2 2S 2 .

2. periyodun sonraki elementleri için, ikinci enerji seviyesi elektronlarla doldurulmaya devam eder, ancak şimdi elektronlarla doldurulur. R- alt seviye: 5 İÇİNDE 1S 2 2S 2 2R 1 ; 6 İLE 1S 2 2S 2 2R 2 … 10 ne 1S 2 2S 2 2R 6 .

Neon atomu elektronlarla dolmayı tamamlar R-alt seviye, bu element ikinci periyodu bitirir, sekiz elektrona sahiptir, çünkü S- Ve R-alt seviyeler sadece sekiz elektron içerebilir.

3. periyodun elemanları, üçüncü seviyenin enerji alt seviyelerini elektronlarla doldurmak için benzer bir diziye sahiptir. Bu dönemin bazı elementlerinin atomlarının elektronik formülleri şunlardır:

11 Hayır 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 .

Üçüncü periyot, ikinci periyot gibi, elektronlarla dolmasını tamamlayan bir element (argon) ile sona erer. R–alt düzey, ancak üçüncü düzey üç alt düzey içerir ( S, R, D). Yukarıdaki enerji alt seviyelerini doldurma sırasına göre, Klechkovsky'nin kurallarına göre, alt seviye 3'ün enerjisi D daha fazla alt seviye 4 enerjisi S bu nedenle, argonu takip eden potasyum atomu ve onu takip eden kalsiyum atomu elektronlarla doludur 3 S- dördüncü seviyenin alt seviyesi:

19 İLE 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 .

21. elementten başlayarak - skandiyum, elementlerin atomlarında, 3. alt seviye elektronlarla dolmaya başlar D. Bu elementlerin atomlarının elektronik formülleri şunlardır:

21 sc 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 1 ; 22 ti 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 2 .

24. elementin (krom) ve 29. elementin (bakır) atomlarında, bir elektronun "kırılması" veya "arızası" olarak adlandırılan bir olay gözlenir: harici bir 4'ten bir elektron S-alt seviye 3 ile "başarısız" D– alt seviye, dolumunu yarıya (krom için) veya tamamen (bakır için) tamamlayarak atomun daha fazla kararlılığına katkıda bulunur:

24 cr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 5 (yerine ...4 S 2 3D 4) ve

29 cu 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 10 (...4 yerine S 2 3D 9).

31. element olan galyumdan başlayarak, 4. seviyenin elektronlarla doldurulması devam ediyor, şimdi - R– alt seviye:

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 .

Bu öğe, zaten 18 öğe içeren dördüncü dönemi bitirir.

Benzer bir enerji alt seviyelerini elektronlarla doldurma sırası, 5. periyodun elementlerinin atomlarında gerçekleşir. İlk ikisi (rubidyum ve stronsiyum) doldurulur. S- 5. seviyenin alt seviyesi, sonraki on element (itriyumdan kadmiyuma kadar) doldurulur D– 4. seviyenin alt seviyesi; altı element, elektronları dolu olan atomlarda (indiyumdan ksenona kadar) periyodu tamamlar. R-dış, beşinci seviyenin alt seviyesi. Ayrıca bir periyotta 18 element vardır.

Altıncı periyodun elemanları için bu doldurma sırası ihlal edilir. Periyodun başında, her zamanki gibi, atomları elektronlarla dolu iki element vardır. S-dış, altıncı, seviyenin alt seviyesi. Bir sonraki elementte - lantan - elektronlarla dolmaya başlar D– önceki seviyenin alt seviyesi, yani 5 D. Elektronlarla bu dolumda 5 D-alt seviye durur ve sonraki 14 element - seryumdan lutesyuma - dolmaya başlar F- 4. seviyenin alt seviyesi. Bu elementlerin tümü tablonun bir hücresinde yer almaktadır ve aşağıda bu elementlerin lantanitler adı verilen genişletilmiş bir serisi bulunmaktadır.

72. element olan hafniyumdan başlayarak 80. element olan cıvaya kadar, elektronlarla doldurma devam eder 5 D- alt seviye ve dönem, her zamanki gibi, elektronlarla dolu atomlarında altı elementle (talyumdan radona) sona erer. R-dış, altıncı, seviyenin alt seviyesi. Bu, 32 element içeren en büyük dönemdir.

Yedinci, eksik dönem elementlerinin atomlarında, yukarıda anlatıldığı gibi, alt seviyelerin aynı sıra ile doldurulduğu görülmektedir. Öğrencilerin yukarıda söylenenlerin hepsini dikkate alarak 5. - 7. dönemlerdeki element atomlarının elektronik formüllerini yazmalarına izin veriyoruz.

Not:bazılarında öğretim yardımcıları elementlerin atomlarının elektronik formüllerinin farklı bir şekilde yazılmasına izin verilir: doldurulma sırasına göre değil, her enerji seviyesinde tabloda verilen elektron sayısına göre. Örneğin, bir arsenik atomunun elektronik formülü şöyle görünebilir: As 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3 .

Elektronik konfigürasyon bir atom, elektron orbitallerinin sayısal bir temsilidir. Elektron orbitalleri alanlardır çeşitli şekiller, elektronun matematiksel olarak muhtemel olduğu atom çekirdeğinin etrafında bulunur. Elektronik konfigürasyon, okuyucuya bir atomun kaç elektron orbitali olduğunu hızlı ve kolay bir şekilde söylemenin yanı sıra her bir orbitaldeki elektron sayısını belirlemeye yardımcı olur. Bu makaleyi okuduktan sonra, elektronik konfigürasyonları derleme yönteminde ustalaşacaksınız.

Adımlar

D. I. Mendeleev'in periyodik sistemini kullanarak elektronların dağılımı

Atomunuzun atom numarasını bulun. Her atom, kendisiyle ilişkili belirli sayıda elektrona sahiptir. Periyodik tabloda atomunuzun sembolünü bulun. Atom numarası bir tamsayıdır pozitif sayı 1'den başlayarak (hidrojen için) ve sonraki her atom için bir artan. Atom numarası, bir atomdaki protonların sayısıdır ve bu nedenle aynı zamanda sıfır yüklü bir atomdaki elektronların sayısıdır.

Bir atomun yükünü belirleyin. Nötr atomlar, periyodik tabloda gösterilenlerle aynı sayıda elektrona sahip olacaktır. Bununla birlikte, yüklü atomlar, yüklerinin büyüklüğüne bağlı olarak daha fazla veya daha az elektrona sahip olacaktır. Yüklü bir atomla çalışıyorsanız, elektronları şu şekilde toplayın veya çıkarın: her negatif yük için bir elektron ekleyin ve her pozitif yük için bir elektron çıkarın.

• Örneğin, -1 yüklü bir sodyum atomu fazladan bir elektrona sahip olacaktır. Ek olarak temel atom numarası 11'e. Diğer bir deyişle, bir atomun toplam 12 elektronu olacaktır.
• Eğer Konuşuyoruz+1 yüklü bir sodyum atomu hakkında, 11 numaralı temel atomdan bir elektron çıkarılmalıdır. Yani atomun 10 elektronu olacak.

1. Orbitallerin temel listesini ezberleyin. Bir atomdaki elektron sayısı arttıkça, belirli bir sıraya göre atomun elektron kabuğunun çeşitli alt seviyelerini doldururlar. Doldurulduğunda elektron kabuğunun her bir alt seviyesi çift sayıda elektron içerir. Aşağıdaki alt düzeyler vardır:

   Kaydı anlama elektronik konfigürasyon. Elektronik konfigürasyonlar, her bir yörüngedeki elektron sayısını açıkça yansıtmak için yazılmıştır. Orbitaller, her bir orbitaldeki atom sayısı, orbital adının sağına bir üst simge olarak yazılacak şekilde sırayla yazılır. Tamamlanan elektronik konfigürasyon, bir dizi alt düzey gösterimi ve üst simge biçimine sahiptir.

   • Örneğin, en basit elektronik konfigürasyon şöyledir: 1s 2 2s 2 2p 6 . Bu konfigürasyon, 1s alt seviyesinde iki elektron, 2s alt seviyesinde iki elektron ve 2p alt seviyesinde altı elektron olduğunu gösterir. 2 + 2 + 6 = toplamda 10 elektron. Bu, nötr neon atomunun elektronik konfigürasyonudur (neon atom numarası 10'dur).

2. Yörüngelerin sırasını hatırla. Elektron orbitallerinin artan elektron kabuğu sayısına göre numaralandırıldığını, ancak artan enerji düzenine göre düzenlendiğini unutmayın. Örneğin, dolu bir 4s 2 yörüngesi, kısmen dolu veya dolu bir 3d 10'dan daha az enerjiye (veya daha az hareketliliğe) sahiptir, bu nedenle önce 4s yörüngesi yazılır. Orbitallerin sırasını öğrendikten sonra, onları atomdaki elektron sayısına göre kolayca doldurabilirsiniz. Orbitallerin doldurulma sırası şu şekildedir: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7s.

   • Tüm orbitallerin dolu olduğu bir atomun elektronik konfigürasyonu aşağıdaki forma sahip olacaktır: 10 7p 6
   • Yukarıdaki gösterimin, tüm yörüngeler dolduğunda, Periyodik Tablodaki en yüksek numaralı atom olan Uuo (ununoctium) 118 elementinin elektron konfigürasyonu olduğuna dikkat edin. Bu nedenle, bu elektronik konfigürasyon, nötr yüklü bir atomun şu anda bilinen tüm elektronik alt seviyelerini içerir.

3. Orbitalleri atomunuzdaki elektron sayısına göre doldurun.Örneğin, nötr bir kalsiyum atomunun elektronik konfigürasyonunu yazmak istiyorsak, periyodik tablodaki atom numarasına bakarak başlamalıyız. Atom numarası 20'dir, bu nedenle 20 elektronlu bir atomun konfigürasyonunu yukarıdaki sıraya göre yazacağız.

   • Yirminci elektrona ulaşana kadar orbitalleri yukarıdaki sırayla doldurun. İlk 1s orbitalinde iki elektron olacak, 2s orbitalinde iki elektron olacak, 2p orbitalinde altı elektron olacak, 3s orbitalinde iki elektron olacak, 3p orbitalinde 6 olacak ve 4s orbitalinde 2 (2 + 2 +) olacak 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Başka bir deyişle, kalsiyumun elektronik konfigürasyonu şu şekildedir: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Orbitallerin artan enerji düzeninde olduğuna dikkat edin. Örneğin, 4. enerji seviyesine geçmeye hazır olduğunuzda, önce 4s orbitalini yazın ve Daha sonra 3 boyutlu. Dördüncü enerji seviyesinden sonra, aynı düzenin tekrarlandığı beşinci seviyeye geçersiniz. Bu sadece üçüncü enerji seviyesinden sonra olur.

4. Periyodik tabloyu görsel bir ipucu olarak kullanın. Muhtemelen, periyodik tablonun şeklinin, elektronik konfigürasyonlardaki elektronik alt seviyelerin sırasına karşılık geldiğini zaten fark etmişsinizdir. Örneğin, soldan ikinci sütundaki atomlar her zaman "s 2" ile biterken, ince orta bölümün sağ kenarındaki atomlar her zaman "d 10" ile biter vb. Orbitallere eklediğiniz sıra tablodaki konumunuza karşılık geldiğinden, konfigürasyonları yazmak için görsel bir kılavuz olarak periyodik tabloyu kullanın. Aşağıya bakınız:

   • Özellikle, en soldaki iki sütun elektronik konfigürasyonları s-orbitallerde biten atomları içerir, tablonun sağ bloğu konfigürasyonları p-orbitallerde ve atomların altında f-orbitallerde biten atomları içerir.
   • Örneğin, klorun elektronik konfigürasyonunu yazarken şöyle düşünün: "Bu atom, periyodik tablonun üçüncü satırında (veya "periyodunda") yer almaktadır. Ayrıca, p orbital bloğunun beşinci grubunda yer almaktadır. periyodik tablonun Bu nedenle, elektronik konfigürasyonu ile sona erecektir..3p 5
   • Tablonun d ve f yörünge bölgelerindeki elementlerin bulundukları döneme karşılık gelmeyen enerji seviyelerine sahip olduğuna dikkat edin. Örneğin, d-orbitallere sahip bir element bloğunun ilk sırası, 4. periyotta yer almasına rağmen 3d orbitallere karşılık gelir ve f-orbitallere sahip elementlerin ilk sırası, olmasına rağmen 4f orbitaline karşılık gelir. 6. periyotta yer almaktadır.

5. Uzun elektronik konfigürasyonlar yazmak için kullanılan kısaltmaları öğrenin. Periyodik tablonun sağ tarafında bulunan atomlara denir. soy gazlar. Bu elementler kimyasal olarak çok kararlıdır. Uzun elektronik konfigürasyonları yazma sürecini kısaltmak için, atomunuzdan daha az elektrona sahip en yakın asil gazın kimyasal sembolünü köşeli parantez içinde yazmanız ve ardından sonraki yörünge seviyelerinin elektronik konfigürasyonunu yazmaya devam etmeniz yeterlidir. Aşağıya bakınız:

   • Bu kavramı anlamak için örnek bir konfigürasyon yazmak faydalı olacaktır. Soy gaz kısaltmasını kullanarak çinkonun (atom numarası 30) konfigürasyonunu yazalım. Tam çinko konfigürasyonu şöyle görünür: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Ancak 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6'nın bir soy gaz olan argonun elektronik konfigürasyonu olduğunu görüyoruz. Basitçe çinkonun elektronik konfigürasyon kısmını köşeli parantez (.) içindeki argonun kimyasal sembolü ile değiştirin.
   • Yani, kısaltılmış biçimde yazılan çinkonun elektronik konfigürasyonu şöyledir: 4s 2 3d 10 .
   • Bir asil gazın, örneğin argonun elektronik konfigürasyonunu yazıyorsanız, yazamayacağınıza dikkat edin! Bu elementin önünde soy gazın kısaltması kullanılmalıdır; argon için neon () olacaktır.

   ADOMAH Periyodik Tablosunu Kullanma

   1. ADOMAH periyodik tablosunda ustalaşın. Bu method elektronik konfigürasyon kayıtları ezberleme gerektirmez, ancak dönüştürülmüş bir periyodik tablonun varlığını gerektirir, çünkü geleneksel masa Mendeleev, başlayarak dördüncü periyot, periyot numarası elektron kabuğuyla eşleşmiyor. Bilim adamı Valery Zimmerman tarafından tasarlanan özel bir periyodik tablo türü olan ADOMAH periyodik tablosunu bulun. Kısa bir internet araması ile bulmak kolaydır.

      • ADOMAH periyodik tablosunda, yatay sıralar halojenler, asal gazlar, alkali metaller, toprak alkali metaller vb. gibi element gruplarını temsil eder. Dikey sütunlar elektronik seviyelere karşılık gelir ve sözde "kademeli" (çapraz çizgiler birbirine bağlanır s,p,d blokları ve f) dönemlere karşılık gelir.
      • Helyum, hidrojene taşınır, çünkü bu elementlerin her ikisi de 1s yörüngesiyle karakterize edilir. Periyot blokları (s,p,d ve f) sağ tarafta gösterilir ve alt kısımda seviye numaraları verilir. Elementler, 1'den 120'ye kadar numaralandırılmış kutularda temsil edilir. Bu sayılar, elementleri temsil eden olağan atom numaralarıdır. Toplam nötr bir atomdaki elektronlar.

   2. ADOMAH tablosunda atomunuzu bulun. Bir elementin elektronik konfigürasyonunu yazmak için ADOMAH periyodik tablosunda sembolünü bulun ve daha yüksek atom numarasına sahip tüm elementlerin üzerini çizin. Örneğin, erbiyumun (68) elektronik konfigürasyonunu yazmanız gerekiyorsa, 69'dan 120'ye kadar tüm elemanların üzerini çizin.

      • Tablonun tabanındaki 1'den 8'e kadar olan sayılara dikkat edin. Bunlar elektronik seviye numaraları veya sütun numaralarıdır. Yalnızca üstü çizili öğeler içeren sütunları yok sayın. Erbium için 1,2,3,4,5 ve 6 numaralı sütunlar kalır.

   3. Öğenize kadar yörünge alt seviyelerini sayın. Tablonun sağında gösterilen blok sembollerine (s, p, d ve f) ve altta gösterilen sütun numaralarına bakarak, bloklar arasındaki çapraz çizgileri yok sayın ve sütunları blok sütunlara bölün ve bunları listeleyin. aşağıdan yukarıya doğru sıralayın. Ve yine, tüm öğelerin üzerinin çizildiği blokları dikkate almayın. Sütun bloklarını, sütun numarasından başlayarak ve ardından blok sembolünden başlayarak yazın, böylece: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbiyum için).

      • Lütfen dikkat: Yukarıdaki elektronik konfigürasyon Er, elektronik alt düzey numarasının artan düzeninde yazılır. Orbitallerin doldurulma sırasına göre de yazılabilir. Bunu yapmak için, sütun bloklarını yazarken sütunları değil, aşağıdan yukarıya basamakları izleyin: 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. Her elektronik alt seviye için elektronları sayın. Her bir sütun bloğundaki, her bir öğeden bir elektron ekleyerek üstü çizilmemiş öğeleri sayın ve numaralarını her sütun bloğu için blok sembolünün yanına şu şekilde yazın: 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 . Örneğimizde bu, erbiyumun elektronik konfigürasyonudur.

   5. Yanlış elektronik konfigürasyonların farkında olun. Temel enerji durumu olarak da adlandırılan en düşük enerji durumundaki atomların elektronik konfigürasyonlarıyla ilgili on sekiz tipik istisna vardır. Sadece elektronların işgal ettiği son iki veya üç pozisyonda genel kurala uymazlar. Bu durumda, gerçek elektronik konfigürasyon, elektronların atomun standart konfigürasyonuna kıyasla daha düşük bir enerji durumunda olduğunu varsayar. İstisna atomları şunları içerir:

      • cr(..., 3d5, 4s1); cu(..., 3d10, 4s1); not(..., 4d4, 5s1); ay(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Sağ(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); inci(..., 6d2, 7s2); baba(..., 5f2, 6d1, 7s2); sen(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ve santimetre(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Elektronik biçimde yazıldığında bir atomun atom numarasını bulmak için harfleri (s, p, d ve f) takip eden tüm sayıları toplamanız yeterlidir. Bu sadece nötr atomlar için işe yarar, eğer bir iyonla uğraşıyorsanız işe yaramaz - fazladan veya kayıp elektron sayısını eklemeniz veya çıkarmanız gerekir.
   • Harften sonraki rakam üst simgedir, kontrolde hata yapmayınız.
   • "Yarı dolu kararlılık" alt düzeyi yoktur. Bu bir basitleştirmedir. "Yarı dolu" alt düzeylerle ilgili herhangi bir kararlılık, her yörüngenin bir elektron tarafından işgal edilmesinden kaynaklanır, bu nedenle elektronlar arasındaki itme en aza indirilir.
   • Her atom kararlı bir duruma yönelir ve en kararlı konfigürasyonlar s ve p (s2 ve p6) alt seviyelerini doldurur. Soy gazlar bu konfigürasyona sahiptir, bu nedenle nadiren reaksiyona girerler ve periyodik tablonun sağında yer alırlar. Bu nedenle, bir konfigürasyon 3p 4'te sona ererse, kararlı bir duruma ulaşmak için iki elektrona ihtiyaç duyar (s-seviyesi elektronlar dahil altısını kaybetmek daha fazla enerji gerektirir, dolayısıyla dördünü kaybetmek daha kolaydır). Ve yapılandırma 4d 3'te biterse, kararlı bir duruma ulaşmak için üç elektron kaybetmesi gerekir. Ek olarak, yarı dolu alt düzeyler (s1, p3, d5..), örneğin p4 veya p2'den daha kararlıdır; ancak s2 ve p6 daha da kararlı olacaktır.
   • Bir iyonla uğraşırken, bu, proton sayısının elektron sayısıyla aynı olmadığı anlamına gelir. Bu durumda atomun yükü, kimyasal sembolün sağ üst köşesinde (genellikle) gösterilir. Bu nedenle, +2 yüklü bir antimon atomu, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 elektronik konfigürasyonuna sahiptir. 5p 3'ün 5p 1 olarak değiştiğini unutmayın. Nötr bir atomun konfigürasyonu s ve p dışındaki alt seviyelerde sona erdiğinde dikkatli olun. Elektronları aldığınızda, onları yalnızca değerlik orbitallerinden (s ve p orbitalleri) alabilirsiniz. Bu nedenle, konfigürasyon 4s 2 3d 7 ile biterse ve atom +2 yük alırsa, konfigürasyon 4s 0 3d 7 ile biter. Lütfen 3d 7'ye dikkat edin Olumsuz değişir, bunun yerine s-orbitalinin elektronları kaybolur.
   • Bir elektronun "daha yüksek bir enerji seviyesine geçmeye" zorlandığı durumlar vardır. Bir alt seviyede yarım veya tam olmak için bir elektron eksik olduğunda, en yakın s veya p alt seviyesinden bir elektron alın ve elektrona ihtiyaç duyan alt seviyeye taşıyın.
   • Elektronik konfigürasyon yazmak için iki seçenek vardır. Yukarıda erbiyum için gösterildiği gibi, enerji seviyelerinin artan sırasına göre veya elektron orbitallerinin doldurulduğu sıraya göre yazılabilirler.
   • Bir elemanın elektronik konfigürasyonunu sadece son s ve p alt düzeyi olan valans konfigürasyonunu yazarak da yazabilirsiniz. Böylece, antimonun değerlik konfigürasyonu 5s 2 5p 3 olacaktır.
   • İyonlar aynı değildir. Onlarla çok daha zor. Nereden başladığınıza ve elektron sayısının ne kadar yüksek olduğuna bağlı olarak iki seviye atlayın ve aynı modeli izleyin.

İlk dört periyodun elementlerinin atomlarının elektron kabuklarının yapısı: $s-$, $p-$ ve $d-$elementler. Atomun elektronik konfigürasyonu. Atomların temel ve uyarılmış halleri

Atom kavramı, antik dünyada maddenin parçacıklarını belirtmek için ortaya çıktı. Yunanca'da atom "bölünemez" anlamına gelir.

elektronlar

İrlandalı fizikçi Stoney, deneylere dayanarak, elektriğin tüm atomlarda bulunan en küçük parçacıklar tarafından taşındığı sonucuna vardı. kimyasal elementler. 1891$'da Stoney bu parçacıklara elektronlar Yunanca'da "kehribar" anlamına gelir.

Elektronun adını almasından birkaç yıl sonra İngiliz fizikçi Joseph Thomson ve Fransız fizikçi Jean Perrin elektronların negatif yük taşıdığını kanıtladılar. Bu, kimyada $(–1)$ birimi olarak alınan en küçük negatif yüktür. Thomson, elektronun hızını (ışık hızına eşittir - 300.000 $ km/s'ye eşittir) ve elektronun kütlesini (hidrojen atomunun kütlesinden 1836 $ kat daha azdır) belirlemeyi bile başardı.

Thomson ve Perrin, bir akım kaynağının kutuplarını iki metal plakaya bağladılar - havanın boşaltıldığı bir cam tüpe lehimlenmiş bir katot ve bir anot. Elektrot plakalarına yaklaşık 10 bin voltluk bir voltaj uygulandığında, tüpte parlak bir deşarj parladı ve parçacıklar, bilim adamlarının ilk olarak adlandırdıkları katottan (negatif kutup) anoda (pozitif kutup) uçtu. katot ışınları ve sonra bunun bir elektron akışı olduğunu öğrendi. Örneğin bir TV ekranına uygulanan özel maddelere çarpan elektronlar parlamaya neden olur.

Sonuç yapıldı: elektronlar, katodun yapıldığı malzemenin atomlarından kaçar.

Serbest elektronlar veya bunların akışı başka şekillerde de elde edilebilir; örneğin, bir metal teli ısıtarak veya periyodik tablonun I. grubunun ana alt grubunun (örneğin sezyum) oluşturduğu metallerin üzerine ışık düşerek.

Bir atomdaki elektronların durumu

Bir atomdaki bir elektronun durumu, hakkında bir dizi bilgi olarak anlaşılır. enerjiözgül elektron uzay bulunduğu yer. Bir atomdaki bir elektronun bir hareket yörüngesine sahip olmadığını zaten biliyoruz, yani. sadece hakkında konuşabilir olasılıklar onu çekirdeğin etrafındaki boşlukta bulmak. Çekirdeği çevreleyen bu boşluğun herhangi bir yerinde bulunabilir ve çeşitli konumlarının toplamı, belirli bir negatif yük yoğunluğuna sahip bir elektron bulutu olarak kabul edilir. Mecazi olarak, bu şu şekilde hayal edilebilir: Bir atomdaki bir elektronun konumunu, bir fotoğraf bitişinde olduğu gibi saniyenin yüzde biri veya milyonda biri olarak fotoğraflamak mümkün olsaydı, o zaman bu tür fotoğraflardaki elektron bir nokta olarak temsil edilirdi. Bu tür sayısız fotoğrafın üst üste bindirilmesi, bu noktaların çoğunun bulunduğu yerde en yüksek yoğunluğa sahip bir elektron bulutunun resmiyle sonuçlanacaktır.

Şekil, çekirdekten geçen bir hidrojen atomundaki böyle bir elektron yoğunluğunun bir "kesimini" göstermektedir ve bir küre, içinde bir elektron bulma olasılığının %90$ olduğu kesikli bir çizgi ile sınırlandırılmıştır. Çekirdeğe en yakın kontur, elektron bulma olasılığının $10%$, çekirdekten ikinci konturun içinde elektron bulma olasılığının $20$, üçüncü konturun içinde - ≈30 $ olduğu uzay bölgesini kapsar. %$ vb. Elektronun durumunda bazı belirsizlikler vardır. Bu özel durumu karakterize etmek için Alman fizikçi W. Heisenberg kavramını tanıttı. belirsizlik ilkesi, yani elektronun enerjisini ve yerini aynı anda ve tam olarak belirlemenin imkansız olduğunu gösterdi. Bir elektronun enerjisi ne kadar doğru belirlenirse, konumu o kadar belirsiz olur ve tam tersi, konumu belirledikten sonra elektronun enerjisini belirlemek imkansızdır. Elektron algılama olasılık bölgesinin net sınırları yoktur. Bununla birlikte, bir elektron bulma olasılığının maksimum olduğu alanı ayırmak mümkündür.

Elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu atom çekirdeği etrafındaki boşluğa orbital denir.

Elektron bulutunun yaklaşık %90$'ını içerir, bu da elektronun uzayın bu bölümünde bulunduğu zamanın yaklaşık %90$'ı anlamına gelir. Forma göre, $s, p, d$ ve $f$ Latin harfleriyle gösterilen şu anda bilinen orbital türlerinin $4$'ı ayırt edilir. Grafik görüntüŞekilde elektron orbitallerinin bazı biçimleri gösterilmektedir.

Bir elektronun belirli bir yörüngedeki hareketinin en önemli özelliği, çekirdekle bağlantısının enerjisidir. Benzer enerji değerlerine sahip elektronlar tek oluşturur elektronik katman, veya enerji seviyesi. Enerji seviyeleri çekirdekten başlayarak numaralandırılır: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ ve $7$.

Enerji seviyesinin sayısını gösteren $n$ tamsayısına temel kuantum sayısı denir.

Belirli bir enerji seviyesini işgal eden elektronların enerjisini karakterize eder. Çekirdeğe en yakın olan birinci enerji seviyesindeki elektronlar en düşük enerjiye sahiptir. Birinci seviyenin elektronları ile karşılaştırıldığında, sonraki seviyelerin elektronları büyük miktarda enerji ile karakterize edilir. Sonuç olarak, dış seviyedeki elektronlar, atomun çekirdeğine en az güçlü şekilde bağlı olanlardır.

Bir atomdaki enerji seviyelerinin (elektronik katmanlar) sayısı, kimyasal elementin ait olduğu D. I. Mendeleev sistemindeki periyodun sayısına eşittir: ilk periyodun elementlerinin atomları bir enerji seviyesine sahiptir; ikinci dönem - iki; yedinci dönem - yedi.

Enerji seviyesindeki en büyük elektron sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:

$N$, maksimum elektron sayısıdır; $n$, düzey numarası veya ana kuantum sayısıdır. Sonuç olarak: çekirdeğe en yakın ilk enerji seviyesi ikiden fazla elektron içeremez; ikincisinde - en fazla 8$; üçüncü - en fazla 18$; dördüncü - en fazla 32$. Ve sırayla, enerji seviyeleri (elektronik katmanlar) nasıl düzenlenir?

İkinci enerji seviyesinden başlayarak $(n = 2)$, seviyelerin her biri çekirdek ile bağlanma enerjisi ile birbirinden biraz farklı olan alt seviyelere (alt tabakalar) ayrılır.

Alt seviyelerin sayısı, ana kuantum sayısının değerine eşittir: birinci enerji seviyesinin bir alt seviyesi vardır; ikinci - iki; üçüncü - üç; dördüncü dörttür. Alt seviyeler de yörüngeler tarafından oluşturulur.

$n$'ın her değeri, $n^2$'a eşit orbital sayısına karşılık gelir. Tabloda sunulan verilere göre, temel kuantum sayısı $n$ ile alt düzey sayısı, orbitallerin türü ve sayısı ile alt düzey ve düzey başına maksimum elektron sayısı arasındaki ilişkiyi izlemek mümkündür.

Temel kuantum sayısı, orbital türleri ve sayısı, alt düzey ve düzeylerdeki maksimum elektron sayısı.

Enerji seviyesi $(n)$	$n$'a eşit alt düzey sayısı	yörünge tipi	yörünge sayısı		Maksimum elektron sayısı
			alt seviyede	$n^2$'a eşit düzeyde	alt seviyede	$n^2$'a eşit bir seviyede
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Alt seviyeleri Latin harfleriyle ve ayrıca oluştukları yörüngelerin şeklini belirtmek gelenekseldir: $s, p, d, f$. Bu yüzden:

• $s$-alt seviye - atom çekirdeğine en yakın her enerji seviyesinin ilk alt seviyesi, bir $s$-orbitalden oluşur;
• $p$-alt-seviyesi - birinci enerji seviyesi dışındaki her birinin ikinci alt seviyesi, üç $p$-orbitalden oluşur;
• $d$-alt seviye - üçüncü enerji seviyesinden başlayarak her birinin üçüncü alt seviyesi, beş $d$-orbitalden oluşur;
• Dördüncü enerji seviyesinden başlayarak her birinin $f$-alt seviyesi, yedi $f$-orbitalinden oluşur.

atom çekirdeği

Ancak atomların bir parçası olan sadece elektronlar değildir. Fizikçi Henri Becquerel, uranyum tuzu içeren doğal bir mineralin, ışıktan kapalı fotoğraf filmlerini aydınlatarak bilinmeyen radyasyon da yaydığını keşfetti. Bu fenomen denir radyoaktivite.

Üç tür radyoaktif ışın vardır:

1. $α$-ışınları, bir elektronun yükünden 2$ kat daha fazla, ancak pozitif işaretli ve bir hidrojen atomunun kütlesinden 4$ kat daha büyük bir kütleye sahip $α$-parçacıklarından oluşur;
2. $β$-ışınları bir elektron akışıdır;
3. $γ$-ışınları, elektrik yükü taşımayan ihmal edilebilir bir kütleye sahip elektromanyetik dalgalardır.

Sonuç olarak, atom karmaşık bir yapıya sahiptir - pozitif yüklü bir çekirdek ve elektronlardan oluşur.

Atom nasıl düzenlenir?

1910'da Londra yakınlarındaki Cambridge'de Ernest Rutherford, öğrencileri ve meslektaşlarıyla birlikte ince altın folyodan geçen ve bir ekrana düşen $α$ parçacıklarının saçılmasını inceledi. Alfa parçacıkları genellikle orijinal yönden yalnızca bir derece saptı ve öyle görünüyor ki, altın atomlarının özelliklerinin tekdüzeliğini ve tekdüzeliğini doğruladı. Ve aniden araştırmacılar, bazı $α$-parçacıklarının sanki bir tür engelle karşılaşıyormuş gibi aniden yollarının yönünü değiştirdiğini fark ettiler.

Rutherford, ekranı folyonun önüne yerleştirerek, altın atomlarından yansıyan $α$ parçacıklarının ters yönde uçtuğu nadir durumları bile tespit edebildi.

Hesaplamalar, gözlemlenen fenomenin, atomun tüm kütlesi ve tüm pozitif yük küçük bir merkezi çekirdekte yoğunlaşmıştı. Çekirdeğin yarıçapının, negatif yüke sahip elektronların bulunduğu tüm atomun yarıçapından 100.000 kat daha küçük olduğu ortaya çıktı. Figüratif bir karşılaştırma yaparsak, atomun tüm hacmi Luzhniki stadyumuna, çekirdeği ise sahanın ortasında bulunan bir futbol topuna benzetilebilir.

Herhangi bir kimyasal elementin atomu küçücük bir atomla karşılaştırılabilir. Güneş Sistemi. Bu nedenle, Rutherford tarafından önerilen böyle bir atom modeline gezegen denir.

Protonlar ve nötronlar

Atomun tüm kütlesinin yoğunlaştığı küçük atom çekirdeğinin iki tür parçacıktan oluştuğu ortaya çıktı - protonlar ve nötronlar.

protonlar elektronların yüküne eşit bir yüke, ancak $(+1)$ işaretinin karşısında ve bir hidrojen atomunun kütlesine eşit bir kütleye sahiptir (kimyada bir birim olarak kabul edilir). Protonlar $↙(1)↖(1)p$ (veya $р+$) ile gösterilir. nötronlar yük taşımazlar, nötrdürler ve bir protonun kütlesine eşit bir kütleye sahiptirler, yani 1 dolar. Nötronlar $↙(0)↖(1)n$ (veya $n^0$) ile gösterilir.

Protonlar ve nötronlar toplu olarak adlandırılır nükleonlar(lat. çekirdek- çekirdek).

Bir atomdaki proton ve nötron sayısının toplamına denir. kütle Numarası. Örneğin, bir alüminyum atomunun kütle numarası:

İhmal edilebilir olan elektronun kütlesi ihmal edilebileceğinden, atomun tüm kütlesinin çekirdekte yoğunlaştığı açıktır. Elektronlar şu şekilde gösterilir: $e↖(-)$.

Atom elektriksel olarak nötr olduğundan, aynı zamanda açıktır ki bir atomdaki proton ve elektron sayısının aynı olduğunu. Kimyasal elementin atom numarasına eşittir. Periyodik Tabloda kendisine atanmıştır. Örneğin, bir demir atomunun çekirdeği 26$ proton içerir ve çekirdeğin etrafında 26$ elektron döner. Ve nötron sayısı nasıl belirlenir?

Bildiğiniz gibi, bir atomun kütlesi proton ve nötron kütlelerinin toplamıdır. $(Z)$ öğesinin sıra numarasını bilmek, yani proton sayısı ve kütle numarası $(A)$, proton ve nötron sayılarının toplamına eşittir, nötron sayısını $(N)$ aşağıdaki formülü kullanarak bulabilirsiniz:

Örneğin, bir demir atomundaki nötron sayısı:

$56 – 26 = 30$.

Tablo, temel parçacıkların ana özelliklerini göstermektedir.

Temel parçacıkların temel özellikleri.

izotoplar

Aynı elementin aynı nükleer yüke sahip fakat farklı kütle numaralarına sahip atom çeşitlerine izotoplar denir.

Kelime izotop iki kişiden oluşur Yunanca kelimeler:isos- aynı ve topos- yer, Periyodik element sisteminde "bir yer işgal etmek" (hücre) anlamına gelir.

Doğada bulunan kimyasal elementler izotop karışımıdır. Böylece, karbonun kütlesi $12, 13, 14$ olan üç izotopu vardır; oksijen - 16 $, 17, 18 $, vb. kütleye sahip üç izotop.

Genellikle Periyodik sistemde verilen, bir kimyasal elementin bağıl atomik kütlesi, belirli bir elementin doğal bir izotop karışımının atomik kütlelerinin ortalama değeridir, bu nedenle doğadaki göreceli bollukları dikkate alınır. atomik kütleler oldukça sık kesirlidir. Örneğin, doğal klor atomları iki izotopun karışımıdır - $35$ (doğada %75$ vardır) ve $37$ (%25$ vardır); bu nedenle, klorun bağıl atomik kütlesi $35.5$'dır. Klor izotopları aşağıdaki gibi yazılır:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ ve $↖(37)↙(17)(Cl)$

Klor izotoplarının kimyasal özellikleri, potasyum, argon gibi çoğu kimyasal elementin izotopları ile tamamen aynıdır:

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

Bununla birlikte, hidrojen izotopları, nispi atomik kütlelerindeki dramatik kat artışı nedeniyle özelliklerde büyük farklılıklar gösterir; hatta onlara bireysel isimler ve kimyasal işaretler verildi: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; döteryum - $↖(2)↙(1)(H)$ veya $↖(2)↙(1)(D)$; trityum - $↖(3)↙(1)(H)$ veya $↖(3)↙(1)(T)$.

Artık bir kimyasal elementin modern, daha kesin ve bilimsel bir tanımını vermek mümkün.

Bir kimyasal element, aynı nükleer yüke sahip bir atom topluluğudur.

İlk dört periyodun elementlerinin atomlarının elektron kabuklarının yapısı

D. I. Mendeleev'in sistem periyotlarına göre elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonlarının haritasını düşünün.

İlk dönemin unsurları.

Atomların elektronik yapısının şemaları, elektronların elektronik katmanlar (enerji seviyeleri) üzerindeki dağılımını gösterir.

Atomların elektronik formülleri, elektronların enerji seviyeleri ve alt seviyeler üzerindeki dağılımını gösterir.

Atomların grafik elektronik formülleri, elektronların sadece seviyelerde ve alt seviyelerde değil, aynı zamanda yörüngelerde de dağılımını gösterir.

Bir helyum atomunda, ilk elektron katmanı tamamlandı - 2 $ elektrona sahip.

Hidrojen ve helyum $s$-elementlerdir, bu atomların elektronlarla dolu $s$-orbitalleri vardır.

İkinci dönemin unsurları.

İkinci periyodun tüm elemanları için birinci elektron tabakası dolar ve elektronlar ikinci elektron tabakasının $s-$ ve $p$ orbitallerini en az enerji ilkesine göre (önce $s$, sonra $) doldurur. p$) ve Pauli ve Hund kuralları.

Neon atomunda, ikinci elektron katmanı tamamlandı - 8 $ elektrona sahip.

Üçüncü dönemin unsurları.

Üçüncü periyodun elementlerinin atomları için, birinci ve ikinci elektron katmanları tamamlanır, böylece elektronların 3s-, 3p- ve 3d-alt seviyelerini işgal edebildiği üçüncü elektron katmanı doldurulur.

Üçüncü periyodun elementlerinin atomlarının elektron kabuklarının yapısı.

Magnezyum atomunda $3.5$-elektron orbitali tamamlandı. $Na$ ve $Mg$, $s$-elemanlarıdır.

Alüminyum ve müteakip elementler için $3d$ alt seviyesi elektronlarla doludur.

$↙(18)(Ar)$ Argon

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

Bir argon atomunda, dış katman (üçüncü elektron katmanı) 8$ elektrona sahiptir. Dış katman tamamlandığında, ancak toplamda, üçüncü elektron katmanında, zaten bildiğiniz gibi, 18 elektron olabilir, bu da üçüncü periyodun elementlerinin doldurulmamış $3d$-orbitalleri olduğu anlamına gelir.

$Al$ ile $Ar$ - $p$ arasındaki tüm öğeler -elementler.

$s-$ ve $r$ -elementler biçim ana alt gruplar Periyodik sistemde.

Dördüncü dönemin unsurları.

Potasyum ve kalsiyum atomlarının dördüncü bir elektron tabakası vardır, $4s$-alt seviyesi doludur, çünkü $3d$-alt seviyesinden daha az enerjiye sahiptir. Dördüncü periyodun elementlerinin atomlarının grafiksel elektronik formüllerini basitleştirmek için:

1. koşullu olarak argonun grafik elektronik formülünü şu şekilde gösteriyoruz: $Ar$;
2. bu atomlar için doldurulmamış alt seviyeleri tasvir etmeyeceğiz.

$K, Ca$ - $s$ -elementler, ana alt gruplara dahil edilmiştir. $Sc$ ile $Zn$ arasındaki atomlar için 3d alt seviyesi elektronlarla doludur. Bunlar $3d$ öğeleridir. onlar dahil yan alt gruplar,ön-dış elektron katmanları doldurulur, bunlara atıfta bulunulur. geçiş elemanları

Krom ve bakır atomlarının elektron kabuklarının yapısına dikkat edin. Bunlarda, bir elektron $4s-$'dan $3d$ alt düzeyine "düşer", bu da ortaya çıkan $3d^5$ ve $3d^(10)$ elektronik konfigürasyonlarının daha yüksek enerji kararlılığı ile açıklanır:

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

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

Eleman sembolü, seri numarası, adı	Elektronik yapının şeması	elektronik formül	Grafik elektronik formül
$↙(19)(K)$ Potasyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalsiyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titanyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Krom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ veya $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Çinko		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ veya $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Galyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ veya $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kripton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ veya $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Çinko atomunda, üçüncü elektron katmanı tamamlanmıştır - tüm $3s, 3p$ ve $3d$ alt seviyeleri doldurulmuştur, üzerlerinde toplamda $18$ elektron vardır.

Çinkoyu takip eden elementlerde, dördüncü elektron tabakası, $4p$-alt seviyesi dolmaya devam ediyor. $Ga$ ile $Kr$ - $r$ arasındaki elementler -elementler.

Bir kripton atomunun dış (dördüncü) katmanı tamamlandı, 8 $ elektrona sahip. Ama sadece dördüncü elektron katmanında, bildiğiniz gibi, 32$ elektron olabilir; kripton atomunun hala doldurulmamış $4d-$ ve $4f$-alt seviyeleri var.

Beşinci periyodun elemanları alt seviyeleri şu sırayla dolduruyor: $5s → 4d → 5р$. Ayrıca $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( için elektronların "arızası" ile ilgili istisnalar da vardır. 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ altıncı ve yedinci dönemlerde görünür -elementler, yani üçüncü dış elektronik katmanın sırasıyla $4f-$ ve $5f$-alt seviyeleri doldurulmakta olan öğeler.

$4f$ -elementler isminde lantanitler.

$5f$ -elementler isminde aktinitler.

Altıncı periyodun elementlerinin atomlarındaki elektronik alt seviyelerin doldurulma sırası: $↙(55)Cs$ ve $↙(56)Ba$ - $6s$-elementler; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementler; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementler; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemanları. Ancak burada da, örneğin, yarı ve tamamen dolu $f$-alt seviyelerinin daha büyük enerji kararlılığı ile ilişkili olan elektron orbitallerinin doldurulma sırasının ihlal edildiği öğeler vardır, yani. $nf^7$ ve $nf^(14)$.

Atomun hangi alt seviyesinin en son elektronlarla dolu olduğuna bağlı olarak, zaten anladığınız gibi tüm elementler dört elektronik aileye veya bloğa ayrılır:

1. $s$ -elementler; atomun dış seviyesinin $s$-alt seviyesi elektronlarla doludur; $s$-elementler, hidrojen, helyum ve grup I ve II'nin ana alt gruplarının elementlerini içerir;
2. $r$ -elementler; atomun dış seviyesinin $p$-alt seviyesi elektronlarla doludur; $p$-elemanları, III-VIII gruplarının ana alt gruplarının elemanlarını içerir;
3. $d$ -elementler; atomun dış öncesi seviyesinin $d$-alt seviyesi elektronlarla doludur; $d$-elementler, I-VIII gruplarının ikincil alt gruplarının elemanlarını içerir, örn. $s-$ ve $p-$elemanları arasında yer alan büyük periyotların ara katkılı onyıllarının elemanları. Onlar da denir geçiş elemanları;
4. $f$ -elementler;$f-$alt katı atomun üçüncü katı elektronlarla doludur; bunlar lantanitleri ve aktinitleri içerir.

Atomun elektronik konfigürasyonu. Atomların temel ve uyarılmış halleri

İsviçreli fizikçi W. Pauli, 1925$'da şunu saptadı: Bir atom bir yörüngede en fazla iki elektrona sahip olabilir. zıt (antiparalel) dönüşlere sahip olmak (İngilizceden mil olarak çevrilmiştir), yani bir elektronun hayali ekseni etrafında saat yönünde veya saat yönünün tersine dönmesi olarak koşullu olarak hayal edilebilecek bu tür özelliklere sahip olmak. Bu ilke denir Pauli ilkesi.

Bir yörüngede bir elektron varsa buna denir. eşleştirilmemiş, eğer iki ise, o zaman bu eşleştirilmiş elektronlar, yani Zıt dönüşlü elektronlar.

Şekil, enerji seviyelerinin alt seviyelere bölünmesinin bir diyagramını göstermektedir.

$s-$ Orbital, zaten bildiğiniz gibi küresel bir şekle sahiptir. Hidrojen atomu elektronu $(n = 1)$ bu yörünge üzerinde bulunur ve eşleştirilmemiştir. Buna göre onun elektronik formül, veya elektronik konfigürasyon, şu şekilde yazılır: $1s^1$. Elektronik formüllerde, enerji seviyesi numarası $ (1 ...) $ harfinin önündeki sayı ile gösterilir, Latin harfi alt seviyeyi (yörünge tipini) ve harfin sağ üst köşesine yazılan sayı (üs olarak) alt seviyedeki elektron sayısını gösterir.

Aynı $s-$orbitalde iki çift elektrona sahip bir helyum atomu He için bu formül şöyledir: $1s^2$. Helyum atomunun elektron kabuğu tam ve çok kararlıdır. Helyum soy gazdır. İkinci enerji seviyesi $(n = 2)$, biri $s$ ve üç $p$ olmak üzere dört yörüngeye sahiptir. İkinci seviye $s$-orbital elektronlar ($2s$-orbitaller) daha yüksek enerjiye sahiptir, çünkü çekirdekten $1s$-orbital $(n = 2)$ elektronlarından daha uzaktır. Genel olarak, her $n$ değeri için bir $s-$orbital vardır, ancak üzerinde karşılık gelen miktarda elektron enerjisi vardır ve bu nedenle, karşılık gelen bir çapa sahiptir ve $n$.$s- değeri olarak büyür. $Orbital artar, bildiğiniz gibi küresel bir şekle sahiptir. Hidrojen atomu elektronu $(n = 1)$ bu yörünge üzerinde bulunur ve eşleştirilmemiştir. Bu nedenle, elektronik formülü veya elektronik konfigürasyonu şu şekilde yazılır: $1s^1$. Elektronik formüllerde enerji düzeyi sayısı $(1...)$ harfinin önündeki sayı ile, alt düzey (yörünge tipi) Latin harfi ile, enerji düzeyine yazılan sayı ile gösterilir. harfin sağında (üs olarak) alt düzeydeki elektron sayısını gösterir.

Aynı $s-$orbitalde iki çift elektrona sahip bir helyum atomu $He$ için bu formül şöyledir: $1s^2$. Helyum atomunun elektron kabuğu tam ve çok kararlıdır. Helyum soy gazdır. İkinci enerji seviyesi $(n = 2)$, biri $s$ ve üç $p$ olmak üzere dört yörüngeye sahiptir. İkinci seviyedeki $s-$orbitallerin ($2s$-orbitaller) elektronları daha yüksek enerjiye sahiptir, çünkü çekirdekten $1s$-orbital $(n = 2)$ elektronlarından daha uzaktır. Genel olarak, her $n$ değeri için bir $s-$orbital vardır, ancak üzerinde karşılık gelen miktarda elektron enerjisi vardır ve bu nedenle, $n$ değeri arttıkça buna karşılık gelen bir çapa sahiptir.

$r-$ Orbital Bir halter veya hacim sekiz şeklindedir. Her üç $p$-orbital, atomun çekirdeği boyunca çizilen uzamsal koordinatlar boyunca karşılıklı olarak dikey olarak atomda bulunur. $n= 2$'dan başlayan her enerji seviyesinin (elektronik katman) üç $p$-orbitaline sahip olduğu tekrar vurgulanmalıdır. $n$ değeri arttıkça, elektronlar çekirdekten büyük mesafelerde bulunan ve $x, y, z$ eksenleri boyunca yönlendirilmiş $p$-orbitallerini işgal eder.

İkinci periyodun elemanları için $(n = 2)$, önce bir $s$-orbital, ardından üç $p$-orbital doldurulur; elektronik formül $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ elektronu atom çekirdeğine daha az bağlıdır, bu nedenle bir lityum atomu onu kolayca verebilir (muhtemelen hatırladığınız gibi, bu işleme oksidasyon denir), $Li^+$ lityum iyonuna dönüşür.

Berilyum atomu Be'de, dördüncü elektron da $2s$ yörüngesine yerleştirilmiştir: $1s^(2)2s^(2)$. Berilyum atomunun iki dış elektronu kolayca ayrılır - $B^0$, $Be^(2+)$ katyonuna oksitlenir.

Bor atomunun beşinci elektronu $2p$-orbitalini işgal eder: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Daha sonra, $C, N, O, F$ atomlarının $2p$-orbitalleri dolar ve neon asal gazla biter: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Üçüncü periyodun elemanları için sırasıyla $3s-$ ve $3p$-orbitalleri doldurulur. Üçüncü seviyedeki beş $d$-orbital serbest kalır:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Bazen, elektronların atomlardaki dağılımını gösteren diyagramlarda, yalnızca her enerji seviyesindeki elektron sayısı belirtilir, yani. Yukarıdaki tam elektronik formüllerin aksine, kimyasal elementlerin atomlarının kısaltılmış elektronik formüllerini yazın, örneğin:

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

Büyük periyotlu elementler için (dördüncü ve beşinci), ilk iki elektron sırasıyla $4s-$ ve $5s$-orbitallerini işgal eder: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Her birinin üçüncü öğesinden başlayarak uzun dönem, sonraki on elektron sırasıyla önceki $3d-$ ve $4d-$orbitallerine gidecektir (yan alt grupların elemanları için): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Kural olarak, önceki $d$-alt düzeyi dolduğunda, dış (sırasıyla $4p-$ ve $5p-$) $p-$alt düzeyi dolmaya başlar: $↙(33)2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Büyük periyotların elemanları için - altıncı ve tamamlanmamış yedinci - elektronik seviyeler ve alt seviyeler, kural olarak aşağıdaki gibi elektronlarla doldurulur: ilk iki elektron dış $s-$alt seviyesine girer: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; bir sonraki elektron ($La$ ve $Ca$ için) önceki $d$-alt düzeyine: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ ve $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Sonra bir sonraki $14$ elektronları dışarıdan üçüncü enerji düzeyine, sırasıyla lantonitlerin ve aktinitlerin $4f$ ve $5f$ orbitallerine girecekler: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )Ü 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Ardından, yan alt grupların elemanları için dışarıdan ikinci enerji seviyesi ($d$-alt seviye) yeniden oluşmaya başlayacaktır: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Kf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Ve son olarak, ancak $d$-alt seviyesi tamamen on elektronla doldurulduktan sonra, $p$-alt seviyesi tekrar doldurulacaktır: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Çoğu zaman, atomların elektron kabuklarının yapısı, enerji veya kuantum hücreleri kullanılarak tasvir edilir - sözde yazarlar. grafik elektronik formüller. Bu kayıt için aşağıdaki gösterim kullanılır: her kuantum hücresi, bir yörüngeye karşılık gelen bir hücre ile gösterilir; her elektron, dönüş yönüne karşılık gelen bir okla gösterilir. Grafiksel bir elektronik formül yazarken iki kural hatırlanmalıdır: Pauli prensibi, bir hücrenin (yörünge) ikiden fazla elektrona sahip olamayacağına, ancak antiparalel dönüşlere sahip olabileceğine göre ve F. Hund kuralı, hangi elektronların serbest hücreleri birer birer işgal ettiği ve aynı zamanda aynı spin değerine sahip olduğu ve ancak o zaman çift olduğu, ancak Pauli ilkesine göre spinler zaten zıt yönde olacak.

6.6. Krom, bakır ve diğer bazı elementlerin atomlarının elektronik yapısının özellikleri

Ek 4'e dikkatlice baktıysanız, muhtemelen bazı elementlerin atomları için yörüngeleri elektronlarla doldurma sırasının ihlal edildiğini fark etmişsinizdir. Bazen bu ihlallere "istisnalar" denir, ancak bu öyle değildir - Doğa yasalarında istisna yoktur!

Böyle bir ihlali olan ilk element kromdur. Elektronik yapısını daha ayrıntılı olarak ele alalım (Şekil 6.16) A). krom atomunda 4 tane var S-alt seviye, beklendiği gibi iki değil, yalnızca bir elektrondur. Ama 3 için D-alt seviye beş elektron, ancak bu alt seviye 4'ten sonra doldurulur. S-alt seviye (bkz. Şekil 6.4). Bunun neden olduğunu anlamak için elektron bulutlarının ne olduğuna bakalım 3 D bu atomun alt seviyesi

Her beş 3 D-bu durumda bulutlar bir elektron tarafından oluşturulur. Bu bölümün 4. maddesinden zaten bildiğiniz gibi, bu beş elektronun ortak elektron bulutu küreseldir veya dedikleri gibi küresel simetriktir. Farklı yönlerdeki elektron yoğunluğu dağılımının doğası gereği, 1'e benzer. S-EO. Elektronları böyle bir bulut oluşturan alt seviyenin enerjisi, daha az simetrik bir bulut durumunda olduğundan daha düşük çıkıyor. İÇİNDE bu durum yörünge enerjisi 3 D-alt seviye enerji 4'e eşittir S-yörüngeler. Simetri bozulduğunda, örneğin altıncı elektron göründüğünde, orbitallerin enerjisi 3'tür. D-alt seviye yine enerji 4'ten fazla olur S-yörüngeler. Bu nedenle, manganez atomu yine 4 için ikinci bir elektrona sahiptir. S-AO.
Küresel simetri, hem yarı hem de tamamen elektronlarla dolu herhangi bir alt seviyeden oluşan ortak bir buluta sahiptir. Bu durumlarda enerjideki azalma genel niteliktedir ve herhangi bir alt seviyenin elektronlarla yarı veya tamamen dolu olmasına bağlı değildir. Ve eğer öyleyse, o zaman atomdaki bir sonraki ihlali, en son dokuzuncu "geldiği" elektron kabuğunda aramalıyız. D-elektron. Gerçekten de, bakır atomunun 3 D-alt seviye 10 elektron ve 4 S- yalnızca bir alt seviye vardır (Şek. 6.16 B).
Tamamen veya yarı dolu bir alt seviyenin orbitallerinin enerjisindeki azalma, bazılarına aşina olacağınız bir dizi önemli kimyasal fenomenin nedenidir.

6.7. Dış ve değerlik elektronları, orbitaller ve alt seviyeler

Kimyada, izole edilmiş atomların özellikleri, kural olarak incelenmez, çünkü çeşitli maddelerin bir parçası olan hemen hemen tüm atomlar kimyasal bağlar oluşturur. Kimyasal bağlar, atomların elektron kabuklarının etkileşimi sırasında oluşur. Tüm atomlar için (hidrojen hariç), tüm elektronlar kimyasal bağların oluşumunda yer almaz: bor için beş elektrondan üçü, karbon için altı elektrondan dördü ve örneğin baryum için elli elektrondan ikisi. altı. Bu "aktif" elektronlar denir değerlik elektronları.

Bazen değerlik elektronları ile karıştırılır harici elektronlar, ama aynı şey değiller.

Dış elektronların elektron bulutları maksimum yarıçapa (ve ana kuantum sayısının maksimum değerine) sahiptir.

Bağ oluşumunda ilk sırada yer alan dış elektronlardır, çünkü atomlar birbirine yaklaştığında, bu elektronların oluşturduğu elektron bulutları ilk olarak temasa geçer. Ancak onlarla birlikte elektronların bir kısmı da bir bağ oluşumunda yer alabilir. ön-dış(sondan bir önceki) katman, ancak yalnızca dış elektronların enerjisinden çok farklı olmayan bir enerjiye sahiplerse. Atomun hem bu hem de diğer elektronları değerliktir. (Lantanitlerde ve aktinitlerde, bazı "ön-dış" elektronlar bile değerliktir)
Değerlik elektronlarının enerjisi, atomun diğer elektronlarının enerjisinden çok daha fazladır ve değerlik elektronlarının enerjileri birbirinden çok daha az farklıdır.
Dış elektronlar, yalnızca atom kimyasal bağlar oluşturabiliyorsa her zaman değerlidir. Dolayısıyla, helyum atomunun her iki elektronu da dışsaldır, ancak helyum atomu herhangi bir kimyasal bağ oluşturmadığından, değerlik olarak adlandırılamazlar.
Değerlik elektronları işgal eder değerlik orbitalleri, hangi formda değerlik alt seviyeleri.

Örnek olarak, elektronik konfigürasyonu Şekil 1'de gösterilen bir demir atomunu ele alalım. 6.17. Demir atomunun elektronlarından maksimum temel kuantum sayısı ( N= 4) sadece iki tane var 4 S-elektron. Bu nedenle, bu atomun dış elektronlarıdır. Demir atomunun dış orbitallerinin tümü, N= 4 ve dıştaki alt düzeyler de bu orbitallerin oluşturduğu tüm alt düzeylerdir, yani 4 S-, 4P-, 4D- ve 4 F-EPU.
Dış elektronlar her zaman değerliktir, bu nedenle 4 S-bir demir atomunun elektronları değerlik elektronlarıdır. Ve eğer öyleyse, o zaman 3 D-biraz daha yüksek enerjili elektronlar da değerlik olacaktır. Demir atomunun dış seviyesinde, dolu 4'e ek olarak S-AO hala ücretsiz 4 tane var P-, 4D- ve 4 F-AO. Hepsi dışsaldır, ancak sadece 4'ü değerliktir. R-AO, çünkü kalan orbitallerin enerjisi çok daha yüksektir ve elektronların bu orbitallerde görünmesi demir atomu için faydalı değildir.

Yani demir atomu
harici elektronik seviye - dördüncü,
dış alt seviyeler - 4 S-, 4P-, 4D- ve 4 F-EPU,
dış yörüngeler - 4 S-, 4P-, 4D- ve 4 F-AO,
dış elektronlar - iki 4 S-elektron (4 S 2),
dış elektron tabakası dördüncü,
dış elektron bulutu - 4 S-EO
değerlik alt seviyeleri - 4 S-, 4P- ve 3 D-EPU,
değerlik orbitalleri - 4 S-, 4P- ve 3 D-AO,
değerlik elektronları - iki 4 S-elektron (4 S 2) ve altı 3 D-elektronlar (3 D 6).

Değerlik alt seviyeleri kısmen veya tamamen elektronlarla dolu olabilir veya hiç serbest kalabilirler. Çekirdeğin yükünün artmasıyla birlikte tüm alt seviyelerin enerji değerleri azalır, ancak elektronların birbirleriyle etkileşiminden dolayı farklı alt seviyelerin enerjisi farklı "hız" ile azalır. Tamamen dolu enerji D- Ve F-alt düzeyler o kadar azalır ki değerlik olmaktan çıkarlar.

Örnek olarak, titanyum ve arsenik atomlarını düşünün (Şekil 6.18).

Titanyum atomu durumunda 3 D-EPU sadece kısmen elektronlarla doludur ve enerjisi 4'ün enerjisinden daha büyüktür. S-EPU ve 3 D-elektronlar değerliktir. arsenik atomunda 3 D-EPU tamamen elektronlarla doludur ve enerjisi enerji 4'ten çok daha azdır. S-EPU ve dolayısıyla 3 D-elektronlar değerlik değildir.
Bu örneklerde analiz ettiğimiz değerlik elektronik konfigürasyonu titanyum ve arsenik atomları.

Bir atomun değerlik elektronik konfigürasyonu şu şekilde tasvir edilmiştir: değerlik elektronik formülü veya biçiminde değerlik alt seviyelerinin enerji diyagramı.

DEĞERLİK ELEKTRONLARI, DIŞ ELEKTRONLAR, DEĞERLİK EPU, DEĞER AO, ATOMUN DEĞERLİK ELEKTRON YAPILANDIRILMASI, DEĞERLİK ELEKTRON FORMÜLÜ, DEĞERLİK ALT SEVİYE ŞEMASI.

1. Derlediğiniz enerji diyagramlarında ve Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar atomlarının tam elektronik formüllerinde dış ve valans elektronlarını belirtiniz. Bu atomların değerlik elektronik formüllerini yazınız. Enerji diyagramlarında, değerlik alt seviyelerinin enerji diyagramlarına karşılık gelen kısımları vurgulayın.
2. Atomların elektronik konfigürasyonları arasında ortak olan nedir a) Li ve Na, B ve Al, O ve S, Ne ve Ar; b) Zn ve Mg, Sc ve Al, Cr ve S, Ti ve Si; c) H ve He, Terazi ve O, K ve Kr, Akrep ve Ga. farkları nelerdir
3. Her bir elementin atomunun elektron kabuğunda kaç değerlik alt seviyesi vardır: a) hidrojen, helyum ve lityum, b) nitrojen, sodyum ve kükürt, c) potasyum, kobalt ve germanyum
4. a) bor, b) flor, c) sodyum atomunda kaç değerlik orbitali tamamen doludur?
5. Bir atomun eşleşmemiş elektrona sahip kaç tane yörüngesi vardır a) bor, b) flor, c) demir
6. Bir manganez atomunun kaç tane serbest dış yörüngesi vardır? Kaç tane serbest değerlik var?
7. Bir sonraki ders için 20 mm genişliğinde bir kağıt şeridi hazırlayın, hücrelere bölün (20 × 20 mm) ve bu şerit üzerine doğal bir dizi element uygulayın (hidrojenden meitneryuma).
8. Her hücreye, elementin sembolünü, seri numarasını ve değerlik elektronik formülünü şekil 1'de gösterildiği gibi yerleştirin. 6.19 (ek 4'ü kullanın).

6.8. Atomların elektron kabuklarının yapısına göre sistemleştirilmesi

Kimyasal elementlerin sistematikleştirilmesi, doğal element dizilerine dayanır. Ve elektron kabuklarının benzerlik ilkesi onların atomları.
Doğal kimyasal element yelpazesine zaten aşinasınız. Şimdi elektron kabuklarının benzerliği ilkesini tanıyalım.
NRE'deki atomların değerlik elektronik formülleri göz önüne alındığında, bazı atomların yalnızca ana kuantum sayısının değerlerinde farklılık gösterdiğini bulmak kolaydır. Örneğin, 1 S 1 hidrojen için, 2 S Lityum için 1, 3 S Sodyum vb. için 1. Veya 2. S 2 2P flor için 5, 3 S 2 3P 5 klor için, 4 S 2 4P 5 brom vb. için Bu, bu tür atomların değerlik elektron bulutlarının dış bölgelerinin şekil olarak çok benzer olduğu ve yalnızca boyut (ve tabii ki elektron yoğunluğu) açısından farklılık gösterdiği anlamına gelir. Ve eğer öyleyse, o zaman bu tür atomların elektron bulutları ve bunlara karşılık gelen değerlik konfigürasyonları çağrılabilir. benzer. Benzer elektronik konfigürasyonlara sahip farklı elementlerin atomları için şunu yazabiliriz: ortak değerlik elektronik formülleri: ns ilk durumda 1 ve ns 2 np saniyede 5. Doğal element dizileri boyunca ilerlerken, benzer değerlik konfigürasyonlarına sahip başka atom grupları bulunabilir.
Böylece, doğal element dizilerinde, benzer değerlik elektronik konfigürasyonlarına sahip atomlar düzenli olarak meydana gelir. Bu, elektron kabuklarının benzerlik ilkesidir.
Bu düzenliliğin biçimini ortaya çıkarmaya çalışalım. Bunu yapmak için, yaptığınız doğal element dizisini kullanacağız.

NRE, değerlik elektronik formülü 1 olan hidrojen ile başlar. S 1. Benzer değerlik konfigürasyonlarını aramak için, ortak bir değerlik elektronik formülü ile elementlerin doğal dizisini elementlerin önünden kestik. ns 1 (yani, lityumdan önce, sodyumdan önce vb.). Elementlerin sözde "dönemlerini" aldık. Ortaya çıkan "dönemleri" tablo satırları olacak şekilde ekleyelim (bkz. Şekil 6.20). Sonuç olarak, tablonun yalnızca ilk iki sütununun atomları bu tür elektronik konfigürasyonlara sahip olacaktır.

Tablonun diğer sütunlarında değerlik elektronik konfigürasyonlarının benzerliğini sağlamaya çalışalım. Bunu yapmak için 6. ve 7. periyotlardan 58 - 71 ve 90 -103 numaralı elemanları kesiyoruz (4 taneleri var) F- ve 5 F-alt seviyeler) ve masanın altına yerleştirin. Kalan elemanların sembolleri şekilde gösterildiği gibi yatay olarak kaydırılacaktır. Bundan sonra, tablonun aynı sütunundaki elementlerin atomları, genel değerlik elektronik formüllerinde ifade edilebilecek benzer değerlik konfigürasyonlarına sahip olacaktır: ns 1 , ns 2 , ns 2 (N–1)D 1 , ns 2 (N–1)D 2 ve benzeri kadar ns 2 np 6. Genel değerlik formüllerinden tüm sapmalar, krom ve bakır durumunda olduğu gibi aynı nedenlerle açıklanır (bkz. paragraf 6.6).

Gördüğünüz gibi, NRE'yi kullanarak ve elektron kabuklarının benzerliği ilkesini uygulayarak kimyasal elementleri sistematik hale getirmeyi başardık. Böyle bir kimyasal element sistemine denir. doğal, yalnızca Doğa yasalarına dayandığı için. Aldığımız tablo (Şekil 6.21), doğal bir element sistemini grafiksel olarak tasvir etmenin yollarından biridir ve buna denir. kimyasal elementlerin uzun dönem tablosu.

ELEKTRONİK KABUKLARIN BENZERLİK İLKESİ, DOĞAL KİMYASAL ELEMENTLER SİSTEMİ ("PERİYODİK" SİSTEM), KİMYASAL ELEMENTLER TABLOSU.

6.9. Kimyasal elementlerin uzun dönem tablosu

Uzun periyotlu kimyasal element tablosunun yapısını daha ayrıntılı olarak tanıyalım.
Bu tablonun satırlarına, bildiğiniz gibi, elementlerin "dönemleri" denir. Noktalar 1'den 7'ye kadar Arap rakamlarıyla numaralandırılmıştır. İlk periyotta sadece iki element vardır. Her biri sekiz element içeren ikinci ve üçüncü periyotlara denir. kısa dönemler. Her biri 18 element içeren dördüncü ve beşinci periyotlara denir. uzun dönemler. Her biri 32 elementten oluşan altıncı ve yedinci periyotlara denir. ekstra uzun dönemler.
Bu tablonun sütunlarına denir gruplar elementler. Grup numaraları, Latin harfleri A veya B olan Romen rakamları ile gösterilir.
Bazı grupların elemanlarının kendi ortak (grup) adları vardır: IA grubunun elemanları (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkali elementler(veya alkali metal elementler); grup IIA elementleri (Ca, Sr, Ba ve Ra) - alkali toprak elementleri(veya toprak alkali metal elementler)("alkali metaller" ve toprak alkali metaller" adları, ilgili elementler tarafından oluşturulan basit maddelere atıfta bulunur ve element gruplarının isimleri olarak kullanılmamalıdır); grup VIA elementleri (O, S, Se, Te, Po) - kalkojenler, VIIA grubunun elemanları (F, Cl, Br, I, At) – halojenler, VIIIA grubunun elemanları (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – asil gaz elementleri.(Geleneksel adı olan "soy gazlar" basit maddeler için de geçerlidir)
Genellikle tablonun alt kısmında yer alan 58 - 71 (Ce - Lu) sıra numaralı elemanlara denir. lantanitler("lantanı takip eden") ve 90 - 103 (Th - Lr) seri numaralı elementler - aktinitler("takip eden aktinyum"). Lantanitlerin ve aktinitlerin NRE'den kesilmediği, ancak ekstra uzun dönemlerde yerlerinde kaldıkları uzun dönem tablosunun bir çeşidi vardır. Bu tablo bazen denir ekstra uzun süre.
Uzun dönem tablosu dörde ayrılır. engellemek(veya bölümler).
s bloğu ortak değerlik elektronik formülleri ile IA ve IIA gruplarının öğelerini içerir ns 1 ve ns 2 (s-elemanları).
p-blok ortak değerlik elektronik formülleri ile grup IIIA'dan VIIIA'ya kadar olan öğeleri içerir. ns 2 np 1 ila ns 2 np 6 (p-elemanları).
d-blok ortak değerlik elektronik formülleri ile IIIB'den IIB grubuna kadar olan öğeleri içerir. ns 2 (N–1)D 1 ila ns 2 (N–1)D 10 (d-elemanları).
f bloğu lantanitleri ve aktinitleri içerir ( f-elemanları).

Elementler S- Ve P- bloklar A gruplarını ve elemanları oluşturur D-blok - Bir kimyasal element sisteminin B grubu. Tüm F-elementler resmi olarak grup IIIB'ye dahil edilmiştir.
İlk periyodun elementleri - hidrojen ve helyum - S-elementler ve IA ve IIA gruplarına yerleştirilebilir. Ancak helyum, periyodun sona erdiği element olarak daha çok VIIIA grubuna yerleştirilir ve bu, özellikleriyle tamamen tutarlıdır (helyum, bu grubun elementlerinin oluşturduğu diğer tüm basit maddeler gibi, bir soy gazdır). Hidrojen, özellikleri alkali elementlerden çok halojenlere çok daha yakın olduğu için genellikle grup VIIA'ya yerleştirilir.
Sistemin periyotlarının her biri, atomların değerlik konfigürasyonuna sahip bir element ile başlar. ns 1 , çünkü bir sonraki elektron katmanının oluşumu bu atomlardan başlar ve atomların değerlik konfigürasyonuna sahip bir elementle biter. ns 2 np 6 (ilk dönem hariç). Bu, enerji diyagramında her bir periyodun atomlarında elektronlarla dolu olan alt düzey gruplarını tanımlamayı kolaylaştırır (Şekil 6.22). Bu çalışmayı, Şekil 6.4'te yaptığınız kopyada gösterilen tüm alt düzeylerle yapın. Şekil 6.22'de vurgulanan alt düzeyler (tamamen dolu D- Ve F-alt seviyeler), belirli bir periyodun tüm elementlerinin atomları için değerliktir.
Dönemlerde görünüm S-, P-, D- veya F-öğeler doldurma sırası ile tamamen tutarlıdır S-, P-, D- veya F- elektronların alt seviyeleri. Eleman sisteminin bu özelliği, belirli bir elementi içeren periyodu ve grubu bilmek, değerlik elektronik formülünü hemen yazmasına izin verir.

KİMYASAL ELEMENTLER, BLOKLAR, PERİYODLAR, GRUPLAR, ALKALİ ELEMENTLER, ALKALİ TOPRAK ELEMENTLERİ, ŞALKOJENLER, HALOJENLER, SOYGAZ ELEMENTLERİ, LANTANOİDLER, AKTİNOİDLER İÇİN UZUN DÖNEM TABLOSU.
a) IVA ve IVB grupları, b) IIIA ve VIIB grupları elementlerinin atomlarının genel değerlik elektronik formüllerini yazınız?
2. A ve B elementlerinin atomlarının elektronik konfigürasyonları arasında ortak olan nedir? Nasıl farklılık gösterirler?
3. a)'da kaç element grubu yer alır? S-Blok b) R-blok, c) D-engellemek?
4. Şekil 30'a alt seviyelerin enerjisini artırma yönünde devam edin ve 4., 5. ve 6. periyotlarda elektronlarla dolu olan alt seviye gruplarını seçin.
5. a) kalsiyum, b) fosfor, c) titanyum, d) klor, e) sodyum atomlarının değerlik alt seviyelerini listeleyin. 6. s-, p- ve d-elementlerinin birbirinden nasıl farklı olduğunu formüle edin.
7. Bir atomun herhangi bir elemente ait olmasının neden bu atomun kütlesiyle değil de çekirdekteki proton sayısıyla belirlendiğini açıklayın.
8. Lityum, alüminyum, stronsiyum, selenyum, demir ve kurşun atomları için değerlik, tam ve kısaltılmış elektronik formüller yapar ve değerlik alt düzeylerinin enerji diyagramlarını çizer. 9. Elementleri aşağıdaki değerlik elektronik formüllerine karşılık gelen atomlar: 3 S 1 , 4S 1 3D 1 , 2s 2 2 P 6 , 5S 2 5P 2 , 5S 2 4D 2 ?

6.10. Atomun elektronik formül türleri. Derlemeleri için algoritma

Farklı amaçlar için, bir atomun tam veya değerlik konfigürasyonunu bilmemiz gerekir. Bu elektronik konfigürasyonların her biri hem bir formül hem de bir enerji diyagramı ile temsil edilebilir. Yani, bir atomun tam elektronik konfigürasyonu ifade atomun tam elektronik formülü, veya bir atomun tam enerji diyagramı. Sırasıyla, Bir atomun değerlik elektron konfigürasyonu ifade değerlik(veya, genellikle çağrıldığı gibi, " kısa ") atomun elektronik formülü, veya bir atomun değerlik alt seviyelerinin diyagramı(Şekil 6.23).

Daha önce, elementlerin sıra numaralarını kullanarak atomların elektronik formüllerini yapıyorduk. Aynı zamanda, enerji şemasına göre alt seviyeleri elektronlarla doldurma sırasını belirledik: 1 S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S ve benzeri. Ve sadece tam elektronik formülü yazarak değerlik formülünü de yazabiliriz.
Atomun en sık kullanılan değerlik elektronik formülünü elementin kimyasal elementler sistemindeki konumuna göre dönem-grup koordinatlarına göre yazmak daha uygundur.
Bunun elemanlar için nasıl yapıldığını ayrıntılı olarak ele alalım. S-, P- Ve D-bloklar.
elemanlar için S Bir atomun -blok değerlik elektronik formülü üç sembolden oluşur. Genel olarak şu şekilde yazılabilir:

İlk etapta (büyük bir hücrenin yerine) periyot sayısıdır (bunların ana kuantum sayısına eşittir). S-elektronlar) ve üçüncüsü (üst simgede) - grubun sayısı (değerlik elektronlarının sayısına eşittir). Örnek olarak bir magnezyum atomunu (3. dönem, grup IIA) alırsak şunu elde ederiz:

elemanlar için P Bir atomun blok valans elektronik formülü altı sembolden oluşur:

Burada büyük hücrelerin yerine periyot numarası da konur (bunların ana kuantum sayısına eşittir). S- Ve P-elektronlar) ve grup numarası (değerlik elektronlarının sayısına eşittir) üst simgelerin toplamına eşit olur. Oksijen atomu için (2. periyot, VIA grubu) şunu elde ederiz:

2S 2 2P 4 .

Çoğu elementin değerlik elektronik formülü D blok şu şekilde yazılabilir:

Daha önceki durumlarda olduğu gibi burada da ilk hücre yerine periyot numarası konur (bunların ana kuantum sayısına eşittir). S-elektronlar). İkinci hücredeki sayı bir eksik çıkıyor, çünkü bunların ana kuantum sayısı D-elektronlar. Buradaki grup sayısı da indekslerin toplamına eşittir. Bir örnek, titanyumun değerlik elektronik formülüdür (4. dönem, IVB grubu): 4 S 2 3D 2 .

Grup numarası, endekslerin toplamına ve VIB grubunun öğelerine eşittir, ancak bunlar, hatırladığınız gibi, değerlik üzerinde S-alt seviye sadece bir elektrona sahiptir ve genel değerlik elektronik formülü ns 1 (N–1)D 5. Bu nedenle, örneğin molibdenin (5. periyot) değerlik elektronik formülü 5'tir. S 1 4D 5 .
Ayrıca IB grubunun herhangi bir elementinin değerlik elektronik formülünü yapmak da kolaydır, örneğin altın (6. periyot)>–>6 S 1 5D 10 , ancak bu durumda şunu hatırlamanız gerekir D- bu grubun elementlerinin atomlarının elektronları hala değerlik olarak kalır ve bazıları kimyasal bağların oluşumuna katılabilir.
Grup IIB elementlerinin atomlarının genel değerlik elektronik formülü şöyledir - ns 2 (N – 1)D 10. Bu nedenle, örneğin bir çinko atomunun değerlik elektronik formülü 4'tür. S 2 3D 10 .
Genel kurallar birinci üçlünün (Fe, Co ve Ni) elemanlarının değerlik elektronik formülleri de uyar. VIIIB grubunun bir elementi olan demirin değerlik elektronik formülü 4'tür. S 2 3D 6. Kobalt atomunun bir tane vardır D-elektron fazla (4 S 2 3D 7), nikel atomunun iki (4) S 2 3D 8).
Değerlik elektronik formüllerini yazmak için yalnızca bu kuralları kullanarak, bazı atomların elektronik formüllerini oluşturmak imkansızdır. D-elementler (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), çünkü içlerinde oldukça simetrik elektron kabukları eğilimi nedeniyle, değerlik alt seviyelerinin elektronlarla doldurulması bazı ek özelliklere sahiptir.
Değerlik elektronik formülünü bilen kişi, atomun tam elektronik formülünü de yazabilir (aşağıya bakın).
Genellikle, hantal tam elektronik formüller yerine, yazarlar. kısaltılmış elektronik formüller atomlar. Bunları elektronik formülde derlemek için, değerlik olanlar hariç atomun tüm elektronları seçilir, sembolleri köşeli parantez içine alınır ve elektronik formülün bir önceki elementin son elementinin atomunun elektronik formülüne karşılık gelen kısmı periyot (soy gazı oluşturan element) bu atomun sembolü ile değiştirilir.

Farklı türlerdeki elektronik formüllerin örnekleri Tablo 14'te gösterilmektedir.

Tablo 14 Atomların elektronik formüllerine örnekler

	elektronik formüller
		kısaltılmış	değerlik
	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

Atomların elektronik formüllerini derlemek için algoritma (bir iyot atomu örneğinde)

№ operasyonlar	Operasyon	Sonuç
	Elementler tablosunda atomun koordinatlarını belirleyin.	Periyot 5, grup VIIA
	Değerlik elektronik formülünü yazın.	5S 2 5P 5
	Alt seviyeleri doldurma sırasına göre iç elektronların sembollerini ekleyin.	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 5S 2 4D 10 5P 5
	Tamamen dolu enerjideki azalma dikkate alındığında D- Ve F- alt seviyeler, tam elektronik formülü yazın.
	Değerlik elektronlarını etiketleyin.	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6 4D 10 5S 2 5P 5
	Önceki soy gaz atomunun elektronik konfigürasyonunu seçin.
	Kısaltılmış elektronik formülü, hepsini köşeli parantez içinde birleştirerek yazın. değersiz elektronlar.	5S 2 5P 5

notlar
1. 2. ve 3. dönemlerin öğeleri için, üçüncü işlem (dördüncü olmadan) hemen tam bir elektronik formüle yol açar.
2. (N – 1)D 10 - Elektronlar, IB grubunun elementlerinin atomlarında değerlik olarak kalır.

TAM ELEKTRONİK FORMÜL, VALENCE ELEKTRONİK FORMÜL, kısaltılmış ELEKTRONİK FORMÜL, ATOMLARIN ELEKTRONİK FORMÜLÜNÜ OLUŞTURMAK İÇİN ALGORİTMA.
1. A) üçüncü A grubunun ikinci periyodu, b) ikinci A grubunun üçüncü periyodu, c) dördüncü A grubunun dördüncü periyodu elementinin atomunun değerlik elektronik formülünü oluşturunuz.
2. Magnezyum, fosfor, potasyum, demir, brom ve argon atomlarının kısaltılmış elektronik formüllerini yapabilecektir.

6.11. Kimyasal Elementlerin Kısa Dönem Tablosu

Doğal element sisteminin keşfinden bu yana geçen 100 yıldan fazla bir süre boyunca, bu sistemi grafiksel olarak yansıtan çok çeşitli yüzlerce tablo önerildi. Bunlardan, uzun dönem tablosuna ek olarak, D. I. Mendeleev'in sözde kısa dönem element tablosu en yaygın şekilde kullanılır. Uzun periyotlu bir tablodan kısa periyotlu bir tablo elde edilir, eğer 4., 5., 6. ve 7. periyotlar IB grubu elemanlarının önünden kesilip birbirinden uzaklaştırılır ve elde edilen satırlar bizim yaptığımız gibi toplanırsa önceki dönemleri ekledi. Sonuç şekil 6.24'te gösterilmiştir.

Lantanitler ve aktinitler de burada ana tablonun altına yerleştirilmiştir.

İÇİNDE gruplar bu tablo, atomları sahip olan elementleri içerir. aynı değerlik elektron sayısı Bu elektronlar hangi yörüngede olursa olsun. Yani, klor elementleri (ametal oluşturan tipik bir element; 3 S 2 3P 5) ve manganez (metal oluşturan element; 4 S 2 3D 5), elektron kabuklarının benzerliğine sahip olmayan, burada aynı yedinci gruba girer. Bu tür unsurları birbirinden ayırma ihtiyacı, gruplar halinde ayırmayı gerekli kılar. alt gruplar: ana- uzun dönem tablosunun A gruplarının analogları ve yan etkiler B gruplarının analoglarıdır. Şekil 34'te, ana alt grupların elemanlarının sembolleri sola, ikincil alt grupların elemanlarının sembolleri sağa kaydırılmıştır.
Doğru, tablodaki böyle bir element düzenlemesinin de avantajları vardır, çünkü bir atomun değerlik yeteneklerini esas olarak belirleyen değerlik elektronlarının sayısıdır.
Uzun dönem tablosu, atomların elektronik yapı modellerini, özelliklerdeki benzerliği ve değişiklik modellerini yansıtır. basit maddeler ve element gruplarına göre bileşikler, tüm element sistemi boyunca atomları, basit maddeleri ve bileşikleri karakterize eden bir dizi fiziksel nicelikte düzenli bir değişiklik ve çok daha fazlası. Kısa dönem tablosu bu açıdan daha az uygundur.

KISA DÖNEM TABLOSU, ANA ALT GRUPLAR, İKİNCİL ALT GRUPLAR.
1. Doğal element dizilerinden oluşturduğunuz uzun dönem tablosunu kısa dönem tablosuna dönüştürün. Ters dönüşümü gerçekleştirin.
2. Kısa dönem tablosunun bir grubundaki elementlerin atomlarının genel değerlik elektronik formülünü yapmak mümkün müdür? Neden?

6.12. Atom boyutları. yörünge yarıçapı

.

Atomun net sınırları yoktur. Yalıtılmış bir atomun boyutu olarak kabul edilen nedir? Bir atomun çekirdeği bir elektron kabuğu ile çevrilidir ve kabuk elektron bulutlarından oluşur. EO'nun boyutu bir yarıçap ile karakterize edilir R oo. Dış katmandaki tüm bulutlar yaklaşık olarak aynı yarıçapa sahiptir. Bu nedenle, bir atomun boyutu bu yarıçap ile karakterize edilebilir. denir bir atomun yörünge yarıçapı(R 0).

Atomların yörünge yarıçaplarının değerleri Ek 5'te verilmiştir.
EO'nun yarıçapı, çekirdeğin yüküne ve bu bulutu oluşturan elektronun hangi yörüngede bulunduğuna bağlıdır. Sonuç olarak, bir atomun yörünge yarıçapı da aynı özelliklere bağlıdır.
Hidrojen ve helyum atomlarının elektron kabuklarını düşünün. Hem hidrojen atomunda hem de helyum atomunda elektronlar 1'de bulunur. S-AO ve bu atomların çekirdeklerinin yükleri aynı olsaydı bulutları aynı boyuta sahip olurdu. Ancak bir helyum atomunun çekirdeğinin yükü, bir hidrojen atomunun çekirdeğinin yükünün iki katıdır. Coulomb yasasına göre, bir helyum atomunun elektronlarının her birine etki eden çekim kuvveti, bir elektronun hidrojen atomunun çekirdeğine olan çekim kuvvetinin iki katıdır. Bu nedenle, bir helyum atomunun yarıçapı, bir hidrojen atomunun yarıçapından çok daha küçük olmalıdır. Bu doğru: R 0 (O) / R 0 (H) \u003d 0,291 D / 0,529 D 0,55.
Lityum atomunun 2'de bir dış elektronu vardır. S-AO, yani ikinci katmanın bir bulutunu oluşturur. Doğal olarak, yarıçapı daha büyük olmalıdır. Gerçekten mi: R 0 (Li) = 1,586 E.
İkinci periyodun geri kalan elementlerinin atomları dış elektronlara sahiptir (ve 2 S, ve 2 P) aynı ikinci elektron tabakasına yerleştirilir ve bu atomların çekirdeğinin yükü artan seri numarası ile artar. Elektronlar çekirdeğe daha güçlü bir şekilde çekilir ve doğal olarak atomların yarıçapları azalır. Diğer dönemlerin elementlerinin atomları için bu argümanları tekrarlayabiliriz, ancak bir açıklama ile: yörünge yarıçapı yalnızca alt seviyelerin her biri dolduğunda monoton olarak azalır.
Ancak ayrıntıları göz ardı edersek, o zaman bir elementler sistemindeki atomların büyüklüğündeki değişimin genel doğası şu şekildedir: bir periyotta seri numarasının artmasıyla atomların yörünge yarıçapları küçülür ve bir grupta artarlar. En büyük atom bir sezyum atomudur ve en küçüğü bir helyum atomudur, ancak kimyasal bileşikleri oluşturan elementlerin atomlarından (helyum ve neon onları oluşturmaz), en küçüğü bir flor atomudur.
Lantanitlerden sonra doğal seride duran elementlerin atomlarının çoğu, genel yasalara göre beklenenden biraz daha küçük yörünge yarıçaplarına sahiptir. Bunun nedeni, element sisteminde lantan ve hafniyum arasında 14 lantanidin bulunması ve sonuç olarak hafniyum atomunun nükleer yükünün 14 olmasıdır. e lantandan daha fazla. Bu nedenle, bu atomların dış elektronları çekirdeğe, lantanitlerin yokluğunda çekileceklerinden daha güçlü bir şekilde çekilir (bu etki genellikle "lantanit kasılması" olarak adlandırılır).
Lütfen VIIIA grubu elementlerin atomlarından IA grubu elementlerin atomlarına geçerken, yörünge yarıçapının aniden arttığına dikkat edin. Sonuç olarak, her dönemin ilk unsurlarına ilişkin seçimimizin (bkz. § 7) doğru olduğu ortaya çıktı.

ATOMUN YÖNLENDİRME YARIÇAPI, ELEMENTLER SİSTEMİNDEKİ DEĞİŞİMİ.
1. Ek 5'te verilen verilere göre, aşağıdaki özelliklere sahip elementler için atomun yörünge yarıçapının elementin seri numarasına bağımlılığını grafik kağıdına çizin: Z 1'den 40'a kadar. Yatay eksenin uzunluğu 200 mm, dikey eksenin uzunluğu 100 mm'dir.
2. Ortaya çıkan kesikli çizginin görünümünü nasıl karakterize edebilirsiniz?

6.13. Bir atomun iyonlaşma enerjisi

Bir atomdaki bir elektrona ek enerji verirseniz (bunu nasıl yapacağınızı fizik dersinden öğreneceksiniz), o zaman elektron başka bir AO'ya gidebilir, yani atom sonunda heyecanlı durum. Bu durum kararsızdır ve elektron hemen orijinal durumuna geri döner ve fazla enerji açığa çıkar. Ancak elektrona verilen enerji yeterince büyükse, elektron atomdan tamamen kopabilirken, atom iyonize yani pozitif yüklü bir iyona dönüşür ( katyon). Bunu yapmak için gereken enerjiye denir. atomun iyonlaşma enerjisi(E Ve).

Tek bir atomdan elektron koparmak ve bunun için gerekli olan enerjiyi ölçmek oldukça zordur, bu nedenle pratik olarak belirlenmekte ve kullanılmaktadır. molar iyonlaşma enerjisi(D ve m).

Molar iyonlaşma enerjisi, 1 mol elektronu 1 mol atomdan (her atomdan bir elektron) ayırmak için gereken en küçük enerjiyi gösterir. Bu değer genellikle mol başına kilojul olarak ölçülür. Çoğu element için ilk elektronun molar iyonlaşma enerjisinin değerleri Ek 6'da verilmiştir.
Bir atomun iyonlaşma enerjisi, elementin elementler sistemindeki konumuna nasıl bağlıdır, yani grup ve periyotta nasıl değişir?
Fiziksel terimlerle, iyonlaşma enerjisi, bir elektronu bir atomdan sonsuz bir mesafeye hareket ettirirken bir elektronun atoma olan çekim kuvvetinin üstesinden gelmek için harcanması gereken işe eşittir.

Nerede Q bir elektronun yükü, Q bir elektronun çıkarılmasından sonra kalan katyonun yüküdür ve R o, atomun yörünge yarıçapıdır.

VE Q, Ve Q sabit değerlerdir ve şu sonuca varılabilir ki, bir elektronu ayırma işi A ve bununla birlikte iyonlaşma enerjisi E ve, atomun yörünge yarıçapı ile ters orantılıdır.
Çeşitli elementlerin atomlarının yörünge yarıçaplarının değerlerini ve Ek 5 ve 6'da verilen iyonlaşma enerjisinin karşılık gelen değerlerini analiz ettikten sonra, bu değerler arasındaki ilişkinin orantılıya yakın, ancak biraz olduğunu görebilirsiniz. ondan farklı. Vardığımız sonucun deneysel verilerle pek uyuşmamasının nedeni, pek çok önemli faktörü hesaba katmayan çok kaba bir model kullanmamızdır. Ancak bu kaba model bile, yörünge yarıçapındaki artışla bir atomun iyonlaşma enerjisinin azaldığı ve tersine yarıçapın azalmasıyla arttığı şeklindeki doğru sonuca varmamızı sağladı.
Atomların yörünge yarıçapları seri numarasının arttığı bir periyotta küçüldüğü için iyonlaşma enerjisi artar. Bir grupta, atom numarası arttıkça, atomların yörünge yarıçapı kural olarak artar ve iyonlaşma enerjisi azalır. En yüksek molar iyonlaşma enerjisi en küçük atomlarda, helyum atomlarında (2372 kJ/mol) ve kimyasal bağlar oluşturabilen atomlarda, flor atomlarındadır (1681 kJ/mol). En küçüğü en büyük atomlar içindir, sezyum atomları (376 kJ/mol). Bir element sisteminde, artan iyonlaşma enerjisinin yönü şematik olarak aşağıdaki gibi gösterilebilir:

Kimyada, iyonlaşma enerjisinin bir atomun "kendi" elektronlarını verme eğilimini karakterize etmesi önemlidir: iyonlaşma enerjisi ne kadar büyükse, atomun elektron verme eğilimi o kadar az olur ve bunun tersi de geçerlidir.

Bir element sisteminde uyarılmış hal, iyonlaşma, katyon, iyonlaşma enerjisi, molar iyonlaşma enerjisi, iyonlaşma enerjisindeki değişim.
1. Ek 6'da verilen verileri kullanarak, toplam kütlesi 1 g olan tüm sodyum atomlarından bir elektron koparmak için ne kadar enerji harcamanız gerektiğini belirleyin.
2. Ek 6'da verilen verileri kullanarak, 3 g kütleli tüm sodyum atomlarından bir elektronu ayırmak için, aynı kütleli tüm potasyum atomlarından kaç kat daha fazla enerji harcanması gerektiğini belirleyin. Bu oran neden aynı atomların molar iyonlaşma enerjilerinin oranından farklıdır?
3. Ek 6'da verilen verilere göre, aşağıdaki özelliklere sahip elementler için molar iyonlaşma enerjisinin seri numarasına bağımlılığını çizin: Z 1'den 40'a kadar. Grafiğin boyutları, önceki paragraftaki görevdeki ile aynıdır. Bu grafiğin elementler sisteminin "dönemleri" seçimiyle eşleşip eşleşmediğine bakın.

6.14. elektron ilgisi enerjisi

.

Bir atomun ikinci en önemli enerji özelliği, elektron ilgisi enerjisi(Eİle).

Pratikte, iyonlaşma enerjisinde olduğu gibi, karşılık gelen molar miktar genellikle kullanılır - molar elektron ilgi enerjisi().

Molar elektron ilgi enerjisi, bir mol nötr atoma (her atoma bir elektron) bir mol elektron eklendiğinde açığa çıkan enerjinin ne olduğunu gösterir. Molar iyonlaşma enerjisi gibi, bu miktar da mol başına kilojoule cinsinden ölçülür.
İlk bakışta, bu durumda enerji açığa çıkmamalı gibi görünebilir, çünkü atom nötr bir parçacıktır ve nötr bir atom ile negatif yüklü bir elektron arasında elektrostatik çekim kuvvetleri yoktur. Aksine, atoma yaklaşan elektron, öyle görünüyor ki, elektron kabuğunu oluşturan aynı negatif yüklü elektronlar tarafından itilmelidir. Aslında, bu doğru değil. Hiç atomik klor ile uğraşıp uğraşmadığınızı unutmayın. Tabii ki değil. Sonuçta, yalnızca çok yüksek sıcaklıklarda var olur. Daha kararlı moleküler klor pratik olarak doğada bulunmaz - gerekirse kimyasal reaksiyonlar kullanılarak elde edilmelidir. Ve her zaman sodyum klorür (ortak tuz) ile uğraşmak zorundasınız. Ne de olsa sofra tuzu bir kişi tarafından her gün yemekle birlikte tüketilir. Ve doğada oldukça yaygındır. Ancak sofra tuzu, klorür iyonları, yani her biri bir "ekstra" elektron ekleyen klor atomları içerir. Klorür iyonlarının bu kadar yaygın olmasının nedenlerinden biri, klor atomlarının elektron bağlama eğiliminde olmasıdır, yani klor atomlarından ve elektronlarından klorür iyonları oluştuğunda enerji açığa çıkar.
Enerjinin serbest bırakılmasının nedenlerinden biri zaten sizin tarafınızdan biliniyor - tek bir şarja geçiş sırasında klor atomunun elektron kabuğunun simetrisindeki bir artışla ilişkilidir. anyon. Aynı zamanda, hatırladığınız gibi, enerji 3 P- alt seviye azalır. Daha karmaşık başka nedenler de var.
Elektron ilgi enerjisinin değerini birkaç faktörün etkilemesi nedeniyle, bir elementler sistemindeki bu değerdeki değişimin doğası, iyonlaşma enerjisindeki değişimin doğasından çok daha karmaşıktır. Ek 7'de verilen tabloyu inceleyerek buna ikna olabilirsiniz. Ancak bu miktarın değeri her şeyden önce iyonlaşma enerjisinin değerleriyle aynı elektrostatik etkileşim ile belirlendiğinden, ardından sistemdeki değişimi elementlerin (en azından A- gruplarında) genel anlamda iyonlaşma enerjisindeki bir değişikliğe benzer, yani gruptaki elektron ilgisinin enerjisi azalır ve periyotta artar. Flor (328 kJ/mol) ve klor (349 kJ/mol) atomlarında maksimumdur. Elementler sistemindeki elektron ilgi enerjisindeki değişimin doğası, iyonlaşma enerjisindeki değişimin doğasına benzer, yani elektron ilgi enerjisindeki artışın yönü aşağıdaki gibi şematik olarak gösterilebilir:

2. Önceki görevlerde olduğu gibi yatay eksen boyunca aynı ölçekte, elektron ilgisinin molar enerjisinin elementlerin atomları için seri numarasına bağımlılığını çizin. Z 7 uygulamasını kullanarak 1'den 40'a.
3. ne fiziksel anlam negatif elektron ilgi enerjileri var mı?
4. 2. periyodun elementlerinin tüm atomlarından neden sadece berilyum, nitrojen ve neon elektron ilgisinin molar enerjisinin negatif değerlerine sahiptir?

6.15. Atomların elektron verme ve alma eğilimi

Bir atomun kendi elektronlarını verme ve yabancı elektronları kabul etme eğiliminin, onun enerji özelliklerine (iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgi enerjisi) bağlı olduğunu zaten biliyorsunuz. Hangi atomlar elektronlarını vermeye daha eğilimlidir ve hangileri yabancıları kabul etmeye daha yatkındır?
Bu soruyu cevaplamak için, elementler sistemindeki bu eğilimlerdeki değişim hakkında bildiğimiz her şeyi Tablo 15'te özetleyelim.

Tablo 15

Şimdi bir atomun kaç elektron verebileceğini düşünün.
İlk olarak, içinde kimyasal reaksiyonlar bir atom yalnızca değerlik elektronlarını bağışlayabilir, çünkü geri kalanını bağışlamak enerji açısından son derece elverişsizdir. İkincisi, atom "kolayca" yalnızca birinci elektronu (eğimliyse) verir, ikinci elektronu çok daha zor (2-3 kez) ve üçüncüsünü daha da zor (4-5 kez) verir. Böylece, bir atom bir, iki ve çok daha az sıklıkla üç elektron bağışlayabilir.
Bir atom kaç elektron kabul edebilir?
İlk olarak, kimyasal reaksiyonlarda, bir atom elektronları yalnızca değerlik alt seviyelerine kabul edebilir. İkincisi, enerjinin salınması yalnızca ilk elektron eklendiğinde gerçekleşir (ve bu her zaman böyle değildir). İkinci bir elektronun eklenmesi her zaman enerjik olarak elverişsizdir ve hatta üçte biri için daha da fazladır. Yine de, bir atom bir, iki ve (çok nadiren) üç elektron ekleyebilir, kural olarak, değerlik alt düzeylerini doldurmaktan yoksun olduğu kadar.
Atomları iyonize etmenin ve onlara ikinci veya üçüncü bir elektron bağlamanın enerji maliyetleri, kimyasal bağların oluşumu sırasında salınan enerji ile telafi edilir. 4. Potasyum, kalsiyum ve skandiyum atomları elektronlarını verdiklerinde elektron kabuğu nasıl değişir? Atomlar tarafından elektronların geri tepmesi için denklemleri ve atomların ve iyonların kısaltılmış elektronik formüllerini verin.
5. Klor, kükürt ve fosfor atomları yabancı elektron bağladığında elektron kabuğu nasıl değişir? Elektron toplama denklemlerini ve atomların ve iyonların kısaltılmış elektronik formüllerini verin.
6. Ek 7'yi kullanarak, toplam kütlesi 1 g olan tüm sodyum atomlarına elektronlar bağlandığında hangi enerjinin salınacağını belirleyin.
7. Ek 7'yi kullanarak, 0,1 mol Br– iyonundan "ekstra" elektronları ayırmak için ne kadar enerji harcanması gerektiğini belirleyin?

Atomun bileşimi.

Bir atom oluşur atom çekirdeği Ve elektron kabuğu.

Bir atomun çekirdeği protonlardan oluşur ( p+) ve nötronlar ( N 0). Çoğu hidrojen atomunun tek bir proton çekirdeği vardır.

proton sayısı N(p+) nükleer yüke eşittir ( Z) ve doğal element dizisindeki (ve periyodik element sistemindeki) elementin sıra numarası.

N(P +) = Z

Nötron sayısının toplamı N(N 0), sadece harfle gösterilir N ve proton sayısı Z isminde kütle Numarası ve harfle işaretlenir A.

A = Z + N

Bir atomun elektron kabuğu, çekirdeğin etrafında hareket eden elektronlardan oluşur ( e -).

elektron sayısı N(e-) nötr bir atomun elektron kabuğundaki proton sayısı eşittir Z onun çekirdeğinde.

Bir protonun kütlesi yaklaşık olarak bir nötronun kütlesine ve bir elektronun kütlesinin 1840 katına eşittir, dolayısıyla bir atomun kütlesi pratik olarak çekirdeğin kütlesine eşittir.

Atomun şekli küreseldir. Çekirdeğin yarıçapı, atomun yarıçapından yaklaşık 100.000 kat daha küçüktür.

Kimyasal element- aynı nükleer yüke sahip (çekirdekte aynı sayıda proton ile) atom türü (atom kümesi).

İzotop- çekirdekte aynı sayıda nötron bulunan bir elementin atomları kümesi (veya çekirdekte aynı sayıda proton ve aynı sayıda nötron bulunan bir atom türü).

Farklı izotoplar, atomlarının çekirdeğindeki nötron sayısı bakımından birbirinden farklıdır.

Tek bir atom veya izotopun tanımı: (E - element sembolü), örneğin: .

Atomun elektron kabuğunun yapısı

atomik yörünge bir atomdaki bir elektronun durumudur. Yörünge sembolü - . Her yörünge bir elektron bulutuna karşılık gelir.

Temel (uyarılmamış) durumdaki gerçek atomların yörüngeleri dört tiptir: S, P, D Ve F.

elektronik bulut- bir elektronun yüzde 90 (veya daha fazla) olasılıkla bulunabileceği uzay kısmı.

Not: bazen "atomik yörünge" ve "elektron bulutu" kavramları ayırt edilmez ve her ikisine de "atomik yörünge" denir.

Bir atomun elektron kabuğu katmanlıdır. elektronik katman aynı büyüklükteki elektron bulutlarından oluşur. Bir katman formunun yörüngeleri elektronik ("enerji") seviyesi, enerjileri hidrojen atomu için aynı, ancak diğer atomlar için farklıdır.

Aynı seviyedeki yörüngeler, elektronik (enerji) alt seviyeler:
S- alt seviye (birinden oluşur S-yörüngeler), sembol - .
P alt düzey (üç bölümden oluşur P
D alt düzey (beş bölümden oluşur D-yörüngeler), sembol - .
F alt seviye (yediden oluşur F-yörüngeler), sembol - .

Aynı alt seviyedeki orbitallerin enerjileri aynıdır.

Alt seviyeleri belirlerken, katmanın numarası (elektronik seviye) alt seviye sembolüne eklenir, örneğin: 2 S, 3P, 5D araç S- ikinci seviyenin alt seviyesi, P- üçüncü seviyenin alt seviyesi, D- beşinci seviyenin alt seviyesi.

Bir düzeydeki toplam alt düzey sayısı, düzey sayısına eşittir N. Bir seviyedeki toplam yörünge sayısı N 2. Buna göre, toplam sayısı bir katmandaki bulutlar da N 2 .

Tanımlamalar: - serbest yörünge (elektronsuz), - eşleştirilmemiş elektronlu yörünge, - elektron çiftli yörünge (iki elektronlu).

Elektronların bir atomun yörüngelerini doldurma sırası, üç doğa yasası tarafından belirlenir (formülasyonlar basitleştirilmiş bir şekilde verilmiştir):

1. En az enerji ilkesi - elektronlar, orbitallerin artan enerjisine göre orbitalleri doldurur.

2. Pauli ilkesi - bir yörüngede ikiden fazla elektron olamaz.

3. Hund kuralı - alt seviyede, elektronlar önce serbest yörüngeleri (birer birer) doldurur ve ancak bundan sonra elektron çiftleri oluştururlar.

Elektronik düzeydeki (veya elektronik katmandaki) toplam elektron sayısı 2'dir. N 2 .

Alt seviyelerin enerjiye göre dağılımı şu şekilde ifade edilir (artan enerji sırasına göre):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Görsel olarak, bu sıra enerji diyagramı ile ifade edilir:

Bir atomun elektronlarının seviyelere, alt seviyelere ve yörüngelere (bir atomun elektronik konfigürasyonu) göre dağılımı, bir elektronik formül, bir enerji diyagramı veya daha basit bir şekilde elektronik katmanların bir diyagramı ("elektronik diyagram") olarak gösterilebilir. .

Atomların elektronik yapısına örnekler:

değerlik elektronları- kimyasal bağların oluşumunda yer alabilen bir atomun elektronları. Herhangi bir atom için, bunların hepsi dış elektronlar artı enerjisi dış elektronlardan daha büyük olan ön-dış elektronlardır. Örneğin: Ca atomunun 4 dış elektronu vardır. S 2, onlar da değerliktir; Fe atomunun dış elektronları vardır - 4 S 2 ama 3 tane var D 6, dolayısıyla demir atomunun 8 değerlik elektronu vardır. Kalsiyum atomunun değerlik elektronik formülü 4'tür. S 2 ve demir atomları - 4 S 2 3D 6 .

D. I. Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik sistemi
(kimyasal elementlerin doğal sistemi)

Kimyasal elementlerin periyodik kanunu(modern formülasyon): kimyasal elementlerin özelliklerinin yanı sıra basit ve karmaşık maddeler onlar tarafından oluşturulan, atom çekirdeğinden gelen yükün değerine periyodik olarak bağımlıdır.

periyodik sistem- periyodik yasanın grafiksel ifadesi.

Doğal kimyasal element aralığı- atomlarının çekirdeğindeki proton sayısındaki artışa göre veya aynı olan, bu atomların çekirdeklerinin yüklerindeki artışa göre düzenlenmiş bir dizi kimyasal element. Bu serideki bir elementin seri numarası, bu elementin herhangi bir atomunun çekirdeğindeki proton sayısına eşittir.

Kimyasal elementler tablosu, doğal kimyasal element serilerini "keserek" oluşturulur. dönemler(tablonun yatay sıraları) ve atomların benzer elektronik yapısına sahip elementlerin gruplandırılması (tablonun dikey sütunları).

Öğelerin gruplar halinde nasıl birleştirildiğine bağlı olarak, bir tablo uzun dönem(aynı sayıda ve değerlik elektron tipine sahip elementler gruplar halinde toplanır) ve kısa vadeli(aynı sayıda değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır).

Kısa dönem tablosunun grupları alt gruplara ayrılır ( ana Ve yan etkiler), uzun dönem tablosunun gruplarıyla çakışıyor.

Aynı periyottaki elementlerin tüm atomları, periyot sayısına eşit, aynı sayıda elektron katmanına sahiptir.

Dönemlerdeki element sayısı: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sekizinci dönemin elementlerinin çoğu yapay olarak elde edildi, bu dönemin son elementleri henüz sentezlenmedi. İlk hariç tüm periyotlar bir alkali metal oluşturucu element (Li, Na, K, vb.) ile başlar ve soy gaz oluşturan bir element (He, Ne, Ar, Kr, vb.) ile biter.

Kısa dönem tablosunda - her biri iki alt gruba (ana ve ikincil) ayrılan sekiz grup, uzun dönem tablosunda - Romen rakamlarıyla A veya B harfleriyle numaralandırılmış on altı grup, örneğin: IA, IIIB, VIA, VIIB. Uzun dönem tablosunun Grup IA'sı, kısa dönem tablosunun birinci grubunun ana alt grubuna karşılık gelir; grup VIIB - yedinci grubun ikincil alt grubu: geri kalanı - benzer şekilde.

Kimyasal elementlerin özellikleri doğal olarak gruplara ve periyotlara göre değişir.

Dönemler halinde (artan seri numarası ile)

• nükleer yük artar
• dış elektronların sayısı artar,
• atomların yarıçapı azalır,
• elektronların çekirdek ile bağ kuvveti artar (iyonlaşma enerjisi),
• elektronegatiflik artar.
• basit maddelerin oksitleyici özellikleri geliştirilir ("metalik olmayan"),
• basit maddelerin indirgeyici özellikleri ("metallik") zayıflar,
• hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin temel karakterini zayıflatır,
• hidroksitlerin ve buna karşılık gelen oksitlerin asidik karakteri artar.

Gruplar halinde (artan seri numarası ile)

• nükleer yük artar
• atomların yarıçapı artar (yalnızca A gruplarında),
• elektronlar ve çekirdek arasındaki bağın kuvveti azalır (iyonlaşma enerjisi; sadece A gruplarında),
• elektronegatiflik azalır (sadece A gruplarında),
• basit maddelerin oksitleyici özelliklerini zayıflatmak ("metalik olmayan"; yalnızca A gruplarında),
• basit maddelerin indirgeme özellikleri artırılır ("metallik"; yalnızca A gruplarında),
• hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin temel karakteri artar (sadece A gruplarında),
• hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin asidik doğası zayıflar (sadece A gruplarında),
• hidrojen bileşiklerinin stabilitesi azalır (indirgeme aktiviteleri artar; sadece A gruplarında).

Konuyla ilgili görevler ve testler "Konu 9. "Atomun yapısı. D. I. Mendeleev'in (PSCE) periyodik yasası ve kimyasal elementlerin periyodik sistemi".

• Periyodik Kanun - Periyodik yasa ve atomların yapısı 8–9. Sınıflar
  Bilmelisiniz: yörüngeleri elektronlarla doldurma yasaları (en az enerji ilkesi, Pauli ilkesi, Hund kuralı), periyodik element sisteminin yapısı.

  Aşağıdakileri yapabilmelisiniz: bir elementin periyodik sistemdeki konumuna göre bir atomun kompozisyonunu belirleyebilir ve tersine, periyodik sistemdeki bir elementi kompozisyonunu bilerek bulabilir; yapı şemasını, bir atomun, iyonun elektronik konfigürasyonunu tasvir edin ve tersine, şemadan ve elektronik konfigürasyondan PSCE'deki bir kimyasal elementin konumunu belirleyin; elementi ve oluşturduğu maddeleri PSCE'deki konumuna göre karakterize eder; Periyodik sistemin bir periyodu ve bir ana alt grubu içinde atomların yarıçaplarındaki, kimyasal elementlerin ve oluşturdukları maddelerin özelliklerini belirler.

  örnek 1Üçüncü elektronik seviyedeki orbitallerin sayısını belirleyin. Nedir bu orbitaller?
  Yörünge sayısını belirlemek için formülü kullanırız. N yörüngeler = N 2 , nerede N- seviye numarası. N orbitaller = 3 2 = 9. Bir 3 S-, üç 3 P- ve beş 3 D-yörüngeler.

  Örnek 2 Hangi elementin elektronik formülü 1 olan atomu belirleyin S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Hangi element olduğunu belirlemek için, atomdaki toplam elektron sayısına eşit olan seri numarasını bulmanız gerekir. Bu durumda: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Bu alüminyumdur.

  İhtiyacınız olan her şeyin öğrenildiğinden emin olduktan sonra görevlere geçin. Başarılar dileriz.

  
  Önerilen literatür:
  • O. S. Gabrielyan ve diğerleri Kimya, 11. sınıf. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimya 11 hücreleri. M., Eğitim, 2001.