Разпределение на електроните по нива в атом n. Какво е разпределението на електроните по енергийни нива в различните химични елементи. Състав и електронен строеж на атома

6.6. Характеристики на електронната структура на атомите на хром, мед и някои други елементи

Ако внимателно разгледахте Приложение 4, вероятно сте забелязали, че за атомите на някои елементи последователността на запълване на орбиталите с електрони е нарушена. Понякога тези нарушения се наричат ​​„изключения“, но това не е така – няма изключения от законите на природата!

Първият елемент с такова нарушение е хромът. Нека разгледаме по-подробно неговата електронна структура (фиг. 6.16 а). Атомът на хрома има 4 с-поднивото не е две, както би се очаквало, а само един електрон. Но за 3 д-подниво пет електрона, но това подниво се запълва след 4 с-подниво (виж фиг. 6.4). За да разберем защо се случва това, нека да разгледаме какво представляват електронните облаци 3 дподниво на този атом.

Всеки от петте 3 д-облаците в този случай се образуват от един електрон. Както вече знаете от § 4 на тази глава, общият електронен облак от тези пет електрона е сферичен или, както се казва, сферично симетричен. По естеството на разпределението на електронната плътност в различни посоки е подобно на 1 с-ЕО. Енергията на поднивото, чиито електрони образуват такъв облак, се оказва по-ниска, отколкото в случая на по-малко симетричен облак. В този случай енергията на орбитали 3 д-подниво е равно на енергия 4 с-орбитали. При нарушаване на симетрията, например при появата на шестия електрон, енергията на орбиталите е 3 д-подниво отново става повече от енергия 4 с-орбитали. Следователно мангановият атом отново има втори електрон за 4 с-AO.
Сферичната симетрия има общ облак от всяко подниво, изпълнен с електрони както наполовина, така и изцяло. Намаляването на енергията в тези случаи е общ характери не зависи от това дали някое подниво е наполовина или напълно запълнено с електрони. И ако е така, тогава трябва да търсим следващото нарушение в атома, в електронната обвивка на който деветото "идва" последно д-електрон. Наистина, медният атом има 3 д-подниво 10 електрони и 4 с- има само едно подниво (фиг. 6.16 b).
Намаляването на енергията на орбиталите на напълно или наполовина запълнено подниво е причина за редица важни химични явления, с някои от които ще се запознаете.

В химията свойствата на изолираните атоми по правило не се изучават, тъй като почти всички атоми, като част от различни вещества, образуват химични връзки. Химичните връзки се образуват при взаимодействието на електронните обвивки на атомите. За всички атоми (с изключение на водорода) не всички електрони участват в образуването на химични връзки: за бор - три от пет електрона, за въглерод - четири от шест и, например, за барий - два от петдесет- шест. Тези "активни" електрони се наричат валентни електрони.

Понякога валентните електрони се бъркат с външенелектрони, но те не са едно и също нещо.

Електронните облаци от външни електрони имат максимален радиус (и максимална стойност на главното квантово число).

Точно външни електрониучастват в образуването на връзки на първо място, дори само защото, когато атомите се приближават един към друг, електронните облаци, образувани от тези електрони, влизат в контакт преди всичко. Но заедно с тях част от електроните също могат да участват в образуването на връзка. предвъншен(предпоследен) слой, но само ако имат енергия, която не е много по-различна от енергията на външните електрони. И тези, и другите електрони на атома са валентни. (В лантанидите и актинидите дори някои "предварителни" електрони са валентни)
Енергията на валентните електрони е много по-голяма от енергията на другите електрони на атома, а валентните електрони се различават много по-малко по енергия един от друг.
Външните електрони винаги са валентни само ако атомът изобщо може да образува химически връзки. И така, и двата електрона на хелиевия атом са външни, но не могат да се нарекат валентни, тъй като хелиевият атом изобщо не образува никакви химически връзки.
Валентните електрони заемат валентни орбитали, които от своя страна образуват валентни поднива.

Като пример, разгледайте железен атом, чиято електронна конфигурация е показана на фиг. 6.17. От електроните на железния атом максималното главно квантово число ( н= 4) има само две 4 с-електрон. Следователно те са външните електрони на този атом. Всички външни орбитали на железния атом са орбитали с н= 4, а външните поднива са всички поднива, образувани от тези орбитали, т.е. 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 f-EPU.
Външните електрони винаги са валентни, следователно 4 с-електроните на железен атом са валентни електрони. И ако е така, тогава 3 д-електроните с малко по-висока енергия също ще бъдат валентни. На външното ниво на железния атом, в допълнение към запълнените 4 с-AO все още има свободни 4 стр-, 4д- и 4 f-AO. Всички те са външни, но само 4 са валентни Р-AO, тъй като енергията на останалите орбитали е много по-висока и появата на електрони в тези орбитали не е от полза за железния атом.

И така, железният атом
външно електронно ниво - четвърто,
външни поднива - 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 f-EPU,
външни орбитали - 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 f-AO,
външни електрони - два 4 с-електрон (4 с 2),
външният електронен слой е четвъртият,
външен електронен облак - 4 с-ЕО
валентни поднива - 4 с-, 4стр- и 3 д-EPU,
валентни орбитали - 4 с-, 4стр- и 3 д-AO,
валентни електрони - два 4 с-електрон (4 с 2) и шест 3 д- електрони (3 д 6).

Валентните поднива могат да бъдат частично или напълно запълнени с електрони или изобщо да останат свободни. С увеличаване на заряда на ядрото енергийните стойности на всички поднива намаляват, но поради взаимодействието на електроните помежду си, енергията на различните поднива намалява с различна "скорост". Енергията на напълно запълнена д- и f-поднива намалява толкова много, че престават да бъдат валентни.

Като пример, разгледайте атомите на титан и арсен (фиг. 6.18).

В случай на титанов атом 3 д-EPU е само частично запълнен с електрони и неговата енергия е по-голяма от енергията на 4 с-EPU и 3 д- електроните са валентни. При атома арсен 3 д-EPU е напълно запълнен с електрони и неговата енергия е много по-малка от енергия 4 с-EPU и следователно 3 д-електроните не са валентни.
В тези примери анализирахме валентна електронна конфигурацияатоми на титан и арсен.

Валентната електронна конфигурация на атома е изобразена като валентна електронна формула, или във формата енергийна диаграма на валентни поднива.

ВАЛЕНТНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВЪНШНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВАЛЕНТЕН EPU, ВАЛЕНТЕН AO, ВАЛЕНТЕН ЕЛЕКТРОН КОНФИГУРАЦИЯ НА АТОМА, ФОРМУЛА ЗА ВАЛЕНТЕН ЕЛЕКТРОН, ДИАГРАМА НА ВАЛЕНТНО ПОДНИВО.

1. На енергийните диаграми, които сте съставили, и в пълните електронни формули на атомите Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar посочете външните и валентните електрони. Напишете валентните електронни формули на тези атоми. На енергийните диаграми маркирайте частите, съответстващи на енергийните диаграми на валентните поднива.
2. Какво е общото между електронните конфигурации на атомите а) Li и Na, B и Al, O и S, Ne и Ar; б) Zn и Mg, Sc и Al, Cr и S, Ti и Si; в) H и He, Li и O, K и Kr, Sc и Ga. Какви са техните различия
3. Колко валентни поднива има в електронната обвивка на атом на всеки от елементите: а) водород, хелий и литий, б) азот, натрий и сяра, в) калий, кобалт и германий
4. Колко валентни орбитали са напълно запълнени при атома на а) бор, б) флуор, в) натрий?
5. Колко орбитали с несдвоен електрон има един атом а) бор, б) флуор, в) желязо
6. Колко свободни външни орбитали има мангановият атом? Колко свободни валенции?
7. За следващия урок подгответе лента хартия с ширина 20 mm, разделете я на клетки (20 × 20 mm) и нанесете естествена серия от елементи върху тази лента (от водород до мейтнерий).
8. Във всяка клетка поставете символа на елемента, неговия пореден номер и валентната електронна формула, както е показано на фиг. 6.19 (използвайте приложение 4).

Систематизацията на химичните елементи се основава на естествената серия от елементи и принцип на подобие на електронните обвивкитехните атоми.
С естествена страна химически елементивече си запознат. Сега нека се запознаем с принципа на подобие на електронните обвивки.
Като се имат предвид валентните електронни формули на атомите в NRE, лесно е да се установи, че за някои атоми те се различават само в стойностите на основното квантово число. Например, 1 с 1 за водород, 2 с 1 за литий, 3 с 1 за натрий и т.н. Или 2 с 2 2стр 5 за флуор, 3 с 2 3стр 5 за хлор, 4 с 2 4стр 5 за бром и т.н. Това означава, че външните области на облаците от валентни електрони на такива атоми са много сходни по форма и се различават само по размер (и, разбира се, по електронна плътност). И ако е така, тогава електронните облаци на такива атоми и съответните им валентни конфигурации могат да бъдат наречени подобен. За атоми на различни елементи с подобни електронни конфигурации можем да напишем електронни формули с обща валентност: ns 1 в първия случай и ns 2 np 5 във втория. Движейки се по естествената серия от елементи, можете да намерите други групи атоми с подобни валентни конфигурации.
По този начин, в естествената серия от елементи редовно се срещат атоми с подобни валентни електронни конфигурации. Това е принципът на подобие на електронните обвивки.
Нека се опитаме да разкрием формата на тази закономерност. За да направим това, ще използваме естествената серия от елементи, които сте направили.

NRE започва с водород, чиято валентна електронна формула е 1 седин . В търсене на подобни валентни конфигурации, ние изрязваме естествената серия от елементи пред елементи с обща валентна електронна формула ns 1 (т.е. преди литий, преди натрий и т.н.). Получихме така наречените "периоди" от елементи. Нека добавим получените "периоди", така че да станат редове на таблицата (вижте Фигура 6.20). В резултат на това само атомите от първите две колони на таблицата ще имат такива електронни конфигурации.

Нека се опитаме да постигнем сходство на валентните електронни конфигурации в други колони на таблицата. За да направите това, изрязваме елементи с номера 58 - 71 и 90 -103 от 6-ти и 7-ми период (те имат 4 f- и 5 f-поднива) и ги поставете под масата. Символите на останалите елементи ще бъдат изместени хоризонтално, както е показано на фигурата. След това атомите на елементите в една и съща колона на таблицата ще имат подобни валентни конфигурации, които могат да бъдат изразени в общи валентни електронни формули: ns 1 , ns 2 , ns 2 (н–1)д 1 , ns 2 (н–1)д 2 и така нататък, докато ns 2 np 6. Всички отклонения от общите формули за валентност се обясняват със същите причини, както в случая на хром и мед (вижте параграф 6.6).

Както можете да видите, използвайки NRE и прилагайки принципа на подобие на електронните обвивки, успяхме да систематизираме химичните елементи. Такава система от химични елементи се нарича естествено, тъй като се основава единствено на законите на природата. Таблицата, която получихме (фиг. 6.21), е един от начините за графично изобразяване на естествена система от елементи и се нарича дълга периодична таблица на химичните елементи.

ПРИНЦИП НА ПОДОБИЕ НА ЕЛЕКТРОННИТЕ ОБВИВКИ, ЕСТЕСТВЕНА СИСТЕМА ОТ ХИМИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ ("ПЕРИОДИЧНА" СИСТЕМА), ТАБЛИЦА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ.

Нека се запознаем по-подробно със структурата на дългопериодичната таблица на химичните елементи.
Редовете на тази таблица, както вече знаете, се наричат ​​"периоди" на елементите. Периодите се номерират с арабски цифри от 1 до 7. В първия период има само два елемента. Вторият и третият период, съдържащи по осем елемента, се наричат къспериоди. Четвъртият и петият период, съдържащи по 18 елемента, се наричат дългопериоди. Наричат ​​се шести и седми период, съдържащи по 32 елемента много дългапериоди.
Колоните на тази таблица се наричат групиелементи. Номерата на групите се обозначават с римски цифри с латински букви A или B.
Елементите на някои групи имат свои собствени общи (групови) имена: елементи от групата IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - алкални елементи(или елементи от алкални метали); елементи от група IIA (Ca, Sr, Ba и Ra) - алкалоземни елементи(или алкалоземни метални елементи)(наименованието „алкални метали“ и алкалоземни метали“ се отнася за прости вещества, образувани от съответните елементи и не трябва да се използва като имена на групи от елементи); елементи от група VIA (O, S, Se, Te, Po) - халкогени, елементи от група VIIA (F, Cl, Br, I, At) – халогени, елементи от група VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – благородни газови елементи.(Традиционното наименование "благородни газове" се отнася и за прости вещества)
Елементите, обикновено поставени в долната част на таблицата с поредни номера 58 - 71 (Ce - Lu) се наричат лантаниди("следващ лантан") и елементи със серийни номера 90 - 103 (Th - Lr) - актиниди(„следващ актиний“). Съществува вариант на дългопериодичната таблица, в която лантанидите и актинидите не се изрязват от NRE, а остават на местата си в много дълги периоди. Тази таблица понякога се нарича изключително дълъг период.
Таблицата с дълги периоди е разделена на четири блок(или секции).
s-блоквключва елементи от IA и IIA групи с обща валентност електронни формули ns 1 и ns 2 (s-елементи).
p-блоквключва елементи от група IIIA до VIIIA с обща валентност електронни формули от ns 2 np 1 към ns 2 np 6 (р-елементи).
d-блоквключва елементи от IIIB до IIB група с обща валентност електронни формули от ns 2 (н–1)д 1 към ns 2 (н–1)д 10 (d-елементи).
f-блоквключва лантаниди и актиниди ( f-елементи).

Елементи с- и стр-блокове образуват А-групи и елементи д-блок - В-група на система от химични елементи. всичко f-елементите са формално включени в група IIIB.
Елементите от първия период - водород и хелий - са с-елементи и могат да се поставят в IA и IIA групи. Но хелият по-често се поставя в група VIIIA като елемент, с който завършва периодът, което напълно съответства на неговите свойства (хелият, както всички други прости вещества, образувани от елементи от тази група, е благороден газ). Водородът често се поставя в група VIIA, тъй като свойствата му са много по-близки до халогените, отколкото до алкалните елементи.
Всеки от периодите на системата започва с елемент, който има валентна конфигурация на атоми ns 1, тъй като именно от тези атоми започва образуването на следващия електронен слой и завършва с елемент с валентната конфигурация на атомите ns 2 np 6 (с изключение на първия период). Това улеснява идентифицирането на групи от поднива в енергийната диаграма, които са запълнени с електрони при атомите на всеки от периодите (фиг. 6.22). Направете тази работа с всички поднива, показани в копието, което сте направили на Фигура 6.4. Поднивата, подчертани на Фигура 6.22 (с изключение на напълно запълнените д- и f-поднива) са валентност за атомите на всички елементи от даден период.
Поява в периоди с-, стр-, д- или f-елементите са напълно съобразени с последователността на запълване с-, стр-, д- или f- поднива на електрони. Тази особеност на системата от елементи позволява, знаейки периода и групата, която включва даден елемент, незабавно да запише неговата валентна електронна формула.

ДЪЛГОПЕРИОДНА ТАБЛИЦА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ, БЛОКОВЕ, ПЕРИОДИ, ГРУПИ, АЛКАЛНИ ЕЛЕМЕНТИ, АЛКАЛНОЗЕМНИ ЕЛЕМЕНТИ, ХАЛКОГЕНИ, ХАЛОГЕНИ, ЕЛЕМЕНТИ НА БЛАГОРОДНИ ГАЗОВЕ, ЛАНТАНОИДИ, АКТИНОИДИ.
Запишете общите валентни електронни формули на атомите на елементите а) IVA и IVB група, б) IIIA и VIIB група?
2. Какво е общото между електронните конфигурации на атомите на елементите A и B групи? Как се различават?
3. Колко групи елементи са включени в а) с-блок, б) Р-блок, c) д- блокирам?
4. Продължете фигура 30 в посока на увеличаване на енергията на поднивата и изберете групите поднива, които са запълнени с електрони в 4-ти, 5-ти и 6-ти периоди.
5. Избройте валентните поднива на атомите а) калций, б) фосфор, в) титан, г) хлор, д) натрий. 6. Формулирайте как s-, p- и d-елементите се различават един от друг.
7. Обяснете защо принадлежността на един атом към всеки елемент се определя от броя на протоните в ядрото, а не от масата на този атом.
8. За атомите на литий, алуминий, стронций, селен, желязо и олово направете валентни, пълни и съкратени електронни формули и начертайте енергийни диаграми на валентни поднива. 9. Атомите на кои елементи отговарят на следните валентни електронни формули: 3 с 1 , 4с 1 3д 1 , 2s 2 2 стр 6 , 5с 2 5стр 2 , 5с 2 4д 2 ?

За различни цели трябва да знаем или пълната, или валентната конфигурация на атома. Всяка от тези електронни конфигурации може да бъде представена както чрез формула, така и чрез енергийна диаграма. Това е, пълна електронна конфигурация на атомизразени пълната електронна формула на атома, или пълна енергийна диаграма на атом. на свой ред валентна електронна конфигурация на атомизразени валентност(или, както често се нарича, " къс ") електронната формула на атома, или диаграма на валентните поднива на атома(фиг. 6.23).

Преди това правехме електронни формули на атоми, използвайки поредните номера на елементите. В същото време ние определихме последователността на запълване на поднива с електрони според енергийната диаграма: 1 с, 2с, 2стр, 3с, 3стр, 4с, 3д, 4стр, 5с, 4д, 5стр, 6с, 4f, 5д, 6стр, 7си така нататък. И само като запишем пълната електронна формула, можем да запишем и формулата на валентността.
По-удобно е да се напише валентната електронна формула на атома, която най-често се използва, въз основа на позицията на елемента в системата от химични елементи, според координатите на периодичната група.
Нека разгледаме подробно как се прави това за елементите с-, стр- и д-блокове.
За елементи с-блокова валентност електронна формула на атом се състои от три символа. Най-общо може да се напише така:

На първо място (на мястото на голяма клетка) е номерът на периода (равен на основното квантово число на тези с-електрони), а на третия (в горния индекс) - номерът на групата (равен на броя на валентните електрони). Като вземем за пример магнезиев атом (3-ти период, група IIA), получаваме:

За елементи стр-блокова валентна електронна формула на атом се състои от шест знака:

Тук на мястото на големите клетки се поставя и номерът на периода (равен на основното квантово число на тези с- и стр-електрони), а номерът на групата (равен на броя на валентните електрони) се оказва равен на сумата от горните индекси. За кислородния атом (2-ри период, VIA група) получаваме:

2с 2 2стр 4 .

Валентна електронна формула на повечето елементи дблок може да бъде написан така:

Както и в предишните случаи, тук вместо първата клетка се поставя номерът на периода (равен на основното квантово число на тези с- електрони). Числото във втората клетка се оказва с едно по-малко от основното квантово число на тези д- електрони. Номерът на групата също е тук. е равно на суматаиндекси. Пример е валентната електронна формула на титан (4-ти период, IVB група): 4 с 2 3д 2 .

Номерът на групата е равен на сумата от индексите и за елементите на VIB групата, но те, както си спомняте, върху валентността с-подниво има само един електрон и общата валентна електронна формула ns 1 (н–1)д 5. Следователно електронната формула на валентността, например, на молибден (5-ти период) е 5 с 1 4д 5 .
Също така е лесно да се направи валентна електронна формула на всеки елемент от групата IB, например злато (6-ти период)>–>6 с 1 5д 10, но в този случай трябва да запомните това д- електроните на атомите на елементите от тази група все още остават валентни и някои от тях могат да участват в образуването на химични връзки.
Общата валентна електронна формула на атомите на елементи от група IIB е - ns 2 (н – 1)ддесет Следователно електронната формула на валентността, например, на цинков атом е 4 с 2 3д 10 .
Общи правилавалентните електронни формули на елементите от първата триада (Fe, Co и Ni) също се подчиняват. Желязото, елемент от група VIIIB, има валентна електронна формула 4 с 2 3д 6. Кобалтовият атом има такъв д-електрон повече (4 с 2 3д 7), докато атомът на никела има два (4 с 2 3д 8).
Използвайки само тези правила за писане на валентни електронни формули, е невъзможно да се съставят електронните формули на атомите на някои д-елементи (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), тъй като в тях, поради тенденцията към силно симетрични електронни обвивки, запълването на валентните поднива с електрони има някои допълнителни характеристики.
Познавайки валентната електронна формула, човек може също да запише пълната електронна формула на атома (виж по-долу).
Често вместо тромавите пълни електронни формули те записват съкратени електронни формулиатоми. За съставянето им в електронната формула се избират всички електрони на атома, с изключение на валентните, символите им се поставят в квадратни скоби и частта от електронната формула, съответстваща на електронната формула на атома на последния елемент от предходния период (елементът, който образува благородния газ) се заменя със символа на този атом.

Примери за електронни формули от различни типове са показани в таблица 14.

Таблица 14 Примери за електронни формули на атоми

Алгоритъм за съставяне на електронни формули на атоми (на примера на йоден атом)

Бележки
1. За елементи от 2-ри и 3-ти период третата операция (без четвъртата) веднага води до пълна електронна формула.
2. (н – 1)д 10 - Електроните остават валентни при атомите на елементите от групата IB.

ПЪЛНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, ВАЛЕНТНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, съкратено ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, АЛГОРИТЪМ ЗА СЪСТАВЯНЕ НА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА НА АТОМИТЕ.
1. Съставете валентната електронна формула на атома на елемента а) втори период от трета А група, б) трети период от втора А група, в) четвърти период от четвърта А група.
2. Направете съкратени електронни формули на атомите магнезий, фосфор, калий, желязо, бром и аргон.

През повече от 100 години, изминали от откриването на естествената система от елементи, са предложени няколкостотин от най-разнообразните таблици, които графично отразяват тази система. От тях, в допълнение към дългопериодичната таблица, най-широко се използва така наречената късопериодична таблица на елементите на Д. И. Менделеев. Краткопериодична таблица се получава от дългопериодична, ако 4-ти, 5-ти, 6-ти и 7-ми периоди се изрежат преди елементите от групата IB, раздалечат се и получените редове се добавят по същия начин, както добавихме периоди преди. Резултатът е показан на фигура 6.24.

Лантанидите и актинидите също са поставени под основната маса тук.

AT групитази таблица съдържа елементи, чиито атоми имат същия брой валентни електронибез значение на какви орбитали са тези електрони. И така, елементите хлор (типичен елемент, който образува неметал; 3 с 2 3стр 5) и манган (металообразуващ елемент; 4 с 2 3д 5), които не притежават сходството на електронните обвивки, попадат тук в същата седма група. Необходимостта от разграничаване на такива елементи налага обособяването им в групи подгрупи: основен- аналози на А-групи на дългопериодичната таблица и странични ефектиса аналози на B-групи. На фигура 34 символите на елементите на главните подгрупи са изместени наляво, а символите на елементите на второстепенните подгрупи са изместени надясно.
Вярно е, че такова подреждане на елементи в таблицата също има своите предимства, тъй като именно броят на валентните електрони определя основно валентните способности на атома.
Дългопериодичната таблица отразява законите на електронната структура на атомите, сходството и моделите на промени в свойствата на прости вещества и съединения по групи елементи, редовната промяна в редица физически величини, характеризиращи атоми, прости вещества и съединения в цялата система от елементи и много повече. Кратката периодична таблица е по-малко удобна в това отношение.

КРАТКОПЕРИОДНА ТАБЛИЦА, ОСНОВНИ ПОДГРУПИ, ВТОРИЧНИ ПОДГРУПИ.
1. Преобразувайте дългопериодичната таблица, която сте изградили от естествената серия от елементи, в краткопериодична таблица. Извършете обратната трансформация.
2. Възможно ли е да се направи обща валентна електронна формула на атоми на елементи от една група от кратка периодична таблица? Защо?

Атомът няма ясни граници. Какво се счита за размера на изолиран атом? Ядрото на атома е заобиколено от електронна обвивка, а обвивката се състои от електронни облаци. Размерът на ЕО се характеризира с радиус rоо. Всички облаци във външния слой имат приблизително еднакъв радиус. Следователно размерът на атома може да се характеризира с този радиус. Нарича се орбитален радиус на атом(r 0).

Стойностите на орбиталните радиуси на атомите са дадени в Приложение 5.
Радиусът на ЕО зависи от заряда на ядрото и на коя орбитала се намира електронът, който образува този облак. Следователно орбиталният радиус на атома също зависи от същите тези характеристики.
Помислете за електронните обвивки на водородните и хелиевите атоми. Както във водородния атом, така и в атома на хелия, електроните са разположени на 1 с-AO, и техните облаци биха имали еднакъв размер, ако зарядите на ядрата на тези атоми бяха еднакви. Но зарядът на ядрото на атома на хелия е два пъти по-голям от заряда на ядрото на атома на водорода. Според закона на Кулон силата на привличане, действаща върху всеки от електроните на атома на хелия, е два пъти по-голяма от силата на привличане на електрона към ядрото на водородния атом. Следователно радиусът на атома на хелия трябва да бъде много по-малък от радиуса на атома на водорода. И има: r 0 (Той) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Литиевият атом има външен електрон при 2 с-AO, т.е. образува облак от втория слой. Естествено радиусът му трябва да е по-голям. Наистина ли: r 0 (Li) = 1,586 E.
Атомите на останалите елементи от втория период имат външни електрони (и 2 си 2 стр) се поставят в същия втори електронен слой и зарядът на ядрото на тези атоми се увеличава с увеличаване на серийния номер. Електроните се привличат по-силно към ядрото и, естествено, радиусите на атомите намаляват. Бихме могли да повторим тези аргументи за атомите на елементите от други периоди, но с едно уточнение: радиусът на орбитата монотонно намалява само когато всяко от поднивата е запълнено.
Но ако пренебрегнем подробностите, тогава общият характер на промяната в размера на атомите в система от елементи е следният: с увеличаване на поредния номер в период, орбиталните радиуси на атомите намаляват, а в групата те се увеличават. Най-големият атом е атомът на цезия, а най-малкият е атомът на хелия, но от атомите на елементите, които образуват химични съединения (хелият и неонът не ги образуват), най-малкият е атомът на флуора.
Повечето от атомите на елементите, стоящи в естествената серия след лантанидите, имат орбитални радиуси, малко по-малки, отколкото би могло да се очаква, въз основа на общите закони. Това се дължи на факта, че 14 лантанида са разположени между лантана и хафния в системата от елементи и следователно ядреният заряд на хафниевия атом е 14 дповече от лантан. Следователно външните електрони на тези атоми се привличат към ядрото по-силно, отколкото биха били привлечени в отсъствието на лантаниди (този ефект често се нарича "свиване на лантаноидите").
Моля, обърнете внимание, че при преминаване от атоми на елементи от група VIIIA към атоми на елементи от група IA, орбиталният радиус се увеличава рязко. Следователно нашият избор на първите елементи на всеки период (виж § 7) се оказа правилен.

ОРБИТАЛЕН РАДИУС НА АТОМА, ПРОМЯНАТА МУ В СИСТЕМАТА ОТ ЕЛЕМЕНТИ.
1. Според данните, дадени в Приложение 5, нанесете върху милиметрова хартия зависимостта на орбиталния радиус на атома от поредния номер на елемента за елементи с Зот 1 до 40. Дължината на хоризонталната ос е 200 mm, дължината на вертикалната ос е 100 mm.
2. Как можете да характеризирате външния вид на получената прекъсната линия?

Ако дадете на електрон в атом допълнителна енергия (ще научите как да направите това от курс по физика), тогава електронът може да отиде в друга АО, тоест атомът ще се озове в възбудено състояние. Това състояние е нестабилно и електронът почти веднага ще се върне в първоначалното си състояние и излишната енергия ще бъде освободена. Но ако енергията, предадена на електрона, е достатъчно голяма, електронът може напълно да се откъсне от атома, докато атомът йонизиран, тоест се превръща в положително зареден йон ( катион). Енергията, необходима за това, се нарича енергия на йонизация на атома(ди).

Доста трудно е да се откъсне електрон от един атом и да се измери енергията, необходима за това, следователно практически се определя и използва моларна йонизационна енергия(E и m).

Моларната йонизационна енергия показва каква е най-малката енергия, необходима за отделяне на 1 мол електрони от 1 мол атоми (един електрон от всеки атом). Тази стойност обикновено се измерва в килоджаули на мол. Стойностите на моларната йонизационна енергия на първия електрон за повечето елементи са дадени в Приложение 6.
Как енергията на йонизация на атома зависи от позицията на елемента в системата от елементи, т.е. как се променя в групата и периода?
Физически, йонизационната енергия е равна на работата, която трябва да се изразходва, за да се преодолее силата на привличане на електрона към атома при преместване на електрон от атом на безкрайно разстояние от него.

където ре зарядът на електрона, Qе зарядът на катиона, оставащ след отстраняването на електрона, и r o е орбиталният радиус на атома.

И р, и Qса постоянни стойности и може да се заключи, че работата по отделяне на електрон НО, а с това и йонизационната енергия ди са обратно пропорционални на орбиталния радиус на атома.
След като анализирате стойностите на орбиталните радиуси на атомите на различни елементи и съответните стойности на йонизационната енергия, дадени в Приложения 5 и 6, можете да видите, че зависимостта между тези стойности е близка до пропорционална, но донякъде различен от него. Причината нашето заключение да не съвпада добре с експерименталните данни е, че използвахме много груб модел, който не отчита много значими фактори. Но дори този груб модел ни позволи да направим правилния извод, че с увеличаване на радиуса на орбитата йонизационната енергия на атома намалява и, обратно, с намаляване на радиуса се увеличава.
Тъй като орбиталният радиус на атомите намалява в период с увеличаване на серийния номер, енергията на йонизация се увеличава. В група, с увеличаване на атомния номер, орбиталният радиус на атомите като правило се увеличава и йонизационната енергия намалява. Най-високата моларна йонизационна енергия е в най-малките атоми, атомите на хелия (2372 kJ/mol), а от атомите, способни да образуват химични връзки, във флуорните атоми (1681 kJ/mol). Най-малкият е за най-големите атоми, цезиевите атоми (376 kJ/mol). В система от елементи посоката на увеличаване на йонизационната енергия може да бъде схематично показана, както следва:

В химията е важно енергията на йонизация да характеризира склонността на атома да отдава "своите" електрони: колкото по-голяма е енергията на йонизация, толкова по-малко е склонен атомът да отдава електрони и обратно.

Възбудено състояние, йонизация, катион, йонизационна енергия, моларна йонизационна енергия, промяна на йонизационната енергия в система от елементи.
1. Използвайки данните, дадени в Приложение 6, определете колко енергия трябва да изразходвате, за да откъснете един електрон от всички натриеви атоми с обща маса 1 g.
2. Използвайки данните, дадени в Приложение 6, определете колко пъти повече енергия трябва да се изразходва, за да се отдели един електрон от всички натриеви атоми с маса 3 g, отколкото от всички калиеви атоми със същата маса. Защо това съотношение се различава от съотношението на моларните енергии на йонизация на същите атоми?
3. По данните, дадени в Приложение 6, начертайте зависимостта на моларната йонизационна енергия от поредния номер за елементи с Зот 1 до 40. Размерите на графиката са същите като в задачата от предходния параграф. Вижте дали тази графика отговаря на избора на "периоди" на системата от елементи.

Втората най-важна енергийна характеристика на атома е енергия на електронен афинитет(дС).

На практика, както в случая на йонизационна енергия, обикновено се използва съответното моларно количество - моларна енергия на електронен афинитет().

Моларната енергия на електронния афинитет показва каква е енергията, освободена, когато един мол електрони се добави към един мол неутрални атоми (един електрон към всеки атом). Подобно на моларната йонизационна енергия, това количество също се измерва в килоджаули на мол.
На пръв поглед може да изглежда, че в този случай не трябва да се освобождава енергия, тъй като атомът е неутрална частица и няма електростатични сили на привличане между неутрален атом и отрицателно зареден електрон. Напротив, приближавайки се до атома, електронът, изглежда, трябва да бъде отблъснат от същите отрицателно заредени електрони, които образуват електронната обвивка. Всъщност това не е вярно. Спомнете си дали някога сте имали работа с атомен хлор. Разбира се, че не. В края на краищата той съществува само при много високи температури. Още по-стабилен молекулен хлор практически не се среща в природата - ако е необходимо, той трябва да се получи чрез химични реакции. И вие трябва да се справяте с натриев хлорид (обикновена сол) през цялото време. В крайна сметка трапезната сол се консумира от човек с храна всеки ден. И се среща доста често в природата. Но в крайна сметка готварската сол съдържа хлоридни йони, тоест хлорни атоми, които са прикрепили по един „допълнителен“ електрон. Една от причините за това преобладаване на хлорните йони е, че хлорните атоми имат склонност да прикрепват електрони, тоест, когато хлоридните йони се образуват от хлорни атоми и електрони, се освобождава енергия.
Една от причините за освобождаването на енергия вече ви е известна - тя е свързана с увеличаване на симетрията на електронната обвивка на хлорния атом по време на прехода към еднозареден анион. В същото време, както си спомняте, енергия 3 стр- подниво намалява. Има и други по-сложни причини.
Поради факта, че няколко фактора влияят върху стойността на енергията на афинитета на електрона, естеството на промяната в тази стойност в система от елементи е много по-сложно от естеството на промяната в йонизационната енергия. Можете да проверите това, като анализирате таблицата, дадена в Приложение 7. Но тъй като стойността на това количество се определя преди всичко от същото електростатично взаимодействие като стойностите на йонизационната енергия, тогава нейната промяна в системата от елементи (поне в А-групи) в в общи линииподобно на промяна в йонизационната енергия, т.е. енергията на електронния афинитет в групата намалява и в периода се увеличава. Тя е максимална при атомите на флуора (328 kJ/mol) и хлора (349 kJ/mol). Естеството на промяната в енергията на афинитета на електрона в системата от елементи прилича на естеството на промяната в енергията на йонизация, т.е. посоката на увеличаване на енергията на афинитета на електрона може да бъде схематично показана, както следва:

2. В същия мащаб по хоризонталната ос, както в предходните задачи, нанесете зависимостта на моларната енергия на електронен афинитет от поредния номер за атоми на елементи с Зот 1 до 40 с помощта на приложение 7.
3. Какво е физическото значение на отрицателните енергии на електронен афинитет?
4. Защо от всички атоми на елементите от втория период само берилият, азотът и неонът имат отрицателни стойности на моларната енергия на афинитета на електрони?

Вече знаете, че склонността на един атом да отдава свои и да приема чужди електрони зависи от неговите енергийни характеристики (енергия на йонизация и енергия на афинитет към електрони). Кои атоми са по-склонни да дарят своите електрони и кои са по-склонни да приемат непознати?
За да отговорим на този въпрос, нека обобщим в таблица 15 всичко, което знаем за промяната на тези наклонности в системата от елементи.

Таблица 15