Πίνακας κατανομής ηλεκτρονίων ανά ενεργειακά επίπεδα. Κατανομή ηλεκτρονίων ανά ενεργειακά επίπεδα. Περιοδικό σύστημα στοιχείων του Μεντελέεφ
Πρώτος τρόπος: Τα ηλεκτρόνια μπορούν εύκολα να κατανεμηθούν σε υποεπίπεδα με βάση ορισμένους κανόνες. Πρώτα, χρειάζεστε έναν πίνακα χρωμάτων. Ας φανταστούμε κάθε στοιχείο ως ένα νέο ηλεκτρόνιο, Κάθε περίοδος είναι ένα αντίστοιχο επίπεδο, τα ηλεκτρόνια s.p είναι πάντα στην περίοδό τους, τα d-ηλεκτρόνια είναι ένα επίπεδο χαμηλότερα (3 d-ηλεκτρόνια επισκέπτονται την 4η περίοδο), τα f-ηλεκτρόνια είναι 2 επίπεδα χαμηλότερα. Απλώς παίρνουμε έναν πίνακα και διαβάζουμε με βάση το χρώμα του στοιχείου, για s, p-στοιχεία, ο αριθμός επιπέδου αντιστοιχεί στον αριθμό της περιόδου, αν φτάσουμε στο στοιχείο d, γράφουμε το επίπεδο ένα μικρότερο από τον αριθμό του περίοδος στην οποία βρίσκεται αυτό το στοιχείο (αν το στοιχείο βρίσκεται στην 4η περίοδο, άρα 3 δ). Ενεργούμε επίσης με το στοιχείο f, μόνο το επίπεδο υποδεικνύεται λιγότερο από τον αριθμό της περιόδου κατά 2 τιμές (εάν το στοιχείο βρίσκεται στην 6η περίοδο, επομένως, 4 f).
Δεύτερος τρόπος: Είναι απαραίτητο να εμφανίζονται όλα τα υποεπίπεδα με τη μορφή ενός κελιού και τα επίπεδα πρέπει να είναι διατεταγμένα συμμετρικά το ένα κάτω από το άλλο, υποεπίπεδο κάτω από το υποεπίπεδο. Σε κάθε κελί γράψτε μέγιστο ποσόηλεκτρόνια αυτού του υποεπίπεδου. Και το τελευταίο βήμα είναι να σύρετε τα υποεπίπεδα διαγώνια (από την επάνω γωνία προς τα κάτω) με ένα βέλος. Διαβάστε τα υποεπίπεδα από πάνω προς τα κάτω προς την άκρη του βέλους, μέχρι τον αριθμό των ηλεκτρονίων του επιθυμητού ατόμου.
Κατεβάστε:
Προεπισκόπηση:
Master class με θέμα:«Η σειρά με την οποία τα ηλεκτρόνια γεμίζουν τα ενεργειακά επίπεδα των ατόμων».
Σκοπός του μαθήματος: Εξετάστε επιλογές για μια ταχύτερη μορφή σύνταξης μιας σύντομης ηλεκτρονικής διαμόρφωσης ενός ατόμου.
Ανάλογα με το ποιο υποεπίπεδο του ατόμου γεμίζει τελευταίο, όλα τα χημικά στοιχεία χωρίζονται σε 4 ηλεκτρονικές οικογένειες: s-, p-, d-, f-στοιχεία. Τα στοιχεία των οποίων τα άτομα έχουν το υποεπίπεδο s του εξωτερικού επιπέδου γεμάτο τελευταίο ονομάζονται s-στοιχεία. Στα s-στοιχεία, τα ηλεκτρόνια σθένους είναι τα s-ηλεκτρόνια του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου. Για τα στοιχεία p, το υποεπίπεδο p του εξωτερικού επιπέδου συμπληρώνεται τελευταίο. Έχουν ηλεκτρόνια σθένους που βρίσκονται στα p- και s-υποεπίπεδα του εξωτερικού επιπέδου. Για τα d-στοιχεία, το d-υποεπίπεδο του προ-εξωτερικού επιπέδου συμπληρώνεται τελευταίο και τα s-ηλεκτρόνια του εξωτερικού και τα d-ηλεκτρόνια του προ-εξωτερικού επιπέδου ενέργειας είναι σθένος. Για τα στοιχεία f, το υποεπίπεδο f του τρίτου ενεργειακού επιπέδου από έξω συμπληρώνεται τελευταίο.
Η ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός ατόμου μπορεί επίσης να απεικονιστεί με τη μορφή σχημάτων τοποθέτησης ηλεκτρονίων σε κβαντικά κύτταρα, τα οποία είναι μια γραφική αναπαράσταση του ατομικού τροχιακού. Κάθε κβαντικό κύτταρο δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια με αντίθετα κατευθυνόμενα σπιν ↓ . Η σειρά τοποθέτησης των ηλεκτρονίων σε ένα υποεπίπεδο καθορίζεται από τον κανόναΧούντα: μέσα σε ένα υποεπίπεδο, τα ηλεκτρόνια είναι διατεταγμένα έτσι ώστε το συνολικό σπιν τους να είναι το μέγιστο. Με άλλα λόγια, τα τροχιακά ενός δεδομένου υποεπίπεδου γεμίζονται πρώτα από ένα ηλεκτρόνιο με τα ίδια σπιν και μετά από το δεύτερο ηλεκτρόνιο με αντίθετα σπιν.
Υπάρχουν διάφοροι τρόποι για να γράψετε την ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός ατόμου.
Πρώτος τρόπος:
Για το επιλεγμένο στοιχείο, ανάλογα με τη θέση του στον περιοδικό πίνακα των χημικών στοιχείων του D.I. Mendeleev, μπορεί κανείς να γράψει τη μήτρα της δομής του ηλεκτρονιακού κελύφους του ατόμου που αντιστοιχεί σε αυτήν την περίοδο.
Για παράδειγμα, το στοιχείο ιώδιο: 127 53 I 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f
Σύμφωνα με τον πίνακα, μετακινώντας διαδοχικά από στοιχείο σε στοιχείο, μπορείτε να συμπληρώσετε τη μήτρα σύμφωνα με τον αύξοντα αριθμό του στοιχείου και τη σειρά με την οποία συμπληρώνονται τα υποεπίπεδα:
127 53 I 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 0 5s 2 5p 5 5 5d 0 5f 0
Όμως, τα υποεπίπεδα συμπληρώνονται s-f-d-p ακολουθίες, και όταν χρησιμοποιούμε αυτή τη μέθοδο, δεν παρατηρούμε την αλληλουχία στο γέμισμα των κελυφών ηλεκτρονίων.
Δεύτερος τρόπος:
Είναι δυνατόν να εξεταστεί η σειρά πλήρωσης επιπέδων και υποεπιπέδων με ηλεκτρόνια, χρησιμοποιώντας τις έννοιες της κύριας αρχής - την αρχή του ελάχιστου αποθεματικού ενέργειας: η πιο σταθερή κατάσταση ενός ατόμου είναι στην οποία τα ηλεκτρόνια του έχουν τη χαμηλότερη ενέργεια.
Εκείνοι. βασισμένο στοPauli Ban, Hund Rules και Kleczkowski
Απαγόρευση Pauli : ένα άτομο δεν μπορεί να έχει δύο ηλεκτρόνια των οποίων οι τέσσερις κβαντικοί αριθμοί είναι ίδιοι (δηλαδή, κάθε ατομικό τροχιακό δεν μπορεί να γεμίσει με περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια και με αντιπαράλληλα σπιν).
Ο κανόνας του Hund : τα ηλεκτρόνια βρίσκονται σε πανομοιότυπα τροχιακά με τέτοιο τρόπο ώστε ο συνολικός αριθμός σπιν τους να είναι μέγιστος, δηλ. η πιο σταθερή κατάσταση του ατόμου αντιστοιχεί στον μέγιστο δυνατό αριθμό μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων με τα ίδια σπιν.
Κανόνες του Κλετσκόφσκι: Α) Η πλήρωση των στιβάδων ηλεκτρονίων με ηλεκτρόνια ξεκινά από τα επίπεδα και τα υποεπίπεδα με τις χαμηλότερες τιμές n και l και προχωρά με αύξουσα σειρά n+l.
Β) Αν για δύο τροχιακά το άθροισμα n + l αποδειχθεί το ίδιο, τότε το τροχιακό με μικρότερη τιμή n γεμίζεται πρώτα με ηλεκτρόνια.
Η πρώτη περίπτωση δεν δείχνει τη σειρά πλήρωσης των υποεπίπεδων και η δεύτερη χρειάζεται χρόνο για τη δημιουργία ενός πίνακα.
Πίνακας αριθμός 2
Η σειρά με την οποία τα ηλεκτρόνια γεμίζουν τα ενεργειακά επίπεδα των ατόμων.
κβαντικούς αριθμούς | Άθροισμα κβαντικών αριθμών n+l | Τροχιακή προς πλήρωση |
|
Στην κατανομή των ηλεκτρονίων σε ένα άτομοΠρος την σύμφωνα με τον κανόνα Klechkovsky, προτιμώνται τα τροχιακά 4s
Επομένως, για ένα άτομοκάλιο η κατανομή των ηλεκτρονίων στα τροχιακά (ηλεκτρονικό-γραφικός τύπος) έχει τη μορφή
Σκάνδιο αναφέρεται στα στοιχεία d και το άτομό του χαρακτηρίζεται από την ακόλουθη κατανομή ηλεκτρονίων στα τροχιακά:
Με βάση τον κανόνα Klechkovsky, βλέπουμε τη σειρά της διαδοχικής πλήρωσης των υποεπιπέδων. Η πρώτη περίπτωση δεν δείχνει τη σειρά πλήρωσης των υποεπίπεδων και η δεύτερη χρειάζεται χρόνο για τη δημιουργία ενός πίνακα. Επομένως, σας προσφέρω πιο αποδεκτές επιλογές για τη διαδοχική πλήρωση τροχιακών.
Πρώτος τρόπος : Τα ηλεκτρόνια μπορούν εύκολα να κατανεμηθούν σε υποεπίπεδα με βάση ορισμένους κανόνες. Πρώτα, χρειάζεστε έναν πίνακα χρωμάτων. Ας φανταστούμε κάθε στοιχείο ως ένα νέο ηλεκτρόνιο, Κάθε περίοδος είναι ένα αντίστοιχο επίπεδο, τα ηλεκτρόνια s.p είναι πάντα στην περίοδό τους, τα d-ηλεκτρόνια είναι ένα επίπεδο χαμηλότερα (3 d-ηλεκτρόνια επισκέπτονται την 4η περίοδο), τα f-ηλεκτρόνια είναι 2 επίπεδα χαμηλότερα. Απλώς παίρνουμε έναν πίνακα και διαβάζουμε με βάση το χρώμα του στοιχείου, για s, p-στοιχεία, ο αριθμός επιπέδου αντιστοιχεί στον αριθμό της περιόδου, αν φτάσουμε στο στοιχείο d, γράφουμε το επίπεδο ένα μικρότερο από τον αριθμό του περίοδος στην οποία βρίσκεται αυτό το στοιχείο (αν το στοιχείο βρίσκεται στην 4η περίοδο, άρα 3 δ). Ενεργούμε επίσης με το στοιχείο f, μόνο το επίπεδο υποδεικνύεται λιγότερο από τον αριθμό της περιόδου κατά 2 τιμές (εάν το στοιχείο βρίσκεται στην 6η περίοδο, επομένως, 4 f).
Δεύτερος τρόπος : Είναι απαραίτητο να εμφανίζονται όλα τα υποεπίπεδα με τη μορφή ενός κελιού και τα επίπεδα πρέπει να είναι διατεταγμένα συμμετρικά το ένα κάτω από το άλλο, υποεπίπεδο κάτω από το υποεπίπεδο. Σε κάθε κελί, γράψτε τον μέγιστο αριθμό ηλεκτρονίων ενός δεδομένου υποεπίπεδου. Και το τελευταίο βήμα είναι να σύρετε τα υποεπίπεδα διαγώνια (από την επάνω γωνία προς τα κάτω) με ένα βέλος. Διαβάστε τα υποεπίπεδα από πάνω προς τα κάτω προς την άκρη του βέλους, μέχρι τον αριθμό των ηλεκτρονίων του επιθυμητού ατόμου.
Εάν τα ίδια σωματίδια έχουν τους ίδιους κβαντικούς αριθμούς, τότε η κυματική τους συνάρτηση είναι συμμετρική ως προς τη μετάθεση των σωματιδίων. Από αυτό προκύπτει ότι δύο πανομοιότυπα φερμιόνια που περιλαμβάνονται σε ένα σύστημα δεν μπορούν να βρίσκονται στις ίδιες καταστάσεις, γιατί για τα φερμιόνια, η κυματική συνάρτηση πρέπει να είναι αντισυμμετρική. Συνοψίζοντας τα πειραματικά δεδομένα ο V. Pauli σχημάτισε αρχή εξαιρέσεις , Όπου φερμιονικά συστήματα βρίσκονται στη φύση μόνο σε πολιτείες,περιγράφεται από αντισυμμετρικές κυματοσυναρτήσεις(κβαντομηχανική διατύπωση της αρχής Pauli).
Από αυτή τη θέση ακολουθεί μια απλούστερη διατύπωση της αρχής Pauli, η οποία εισήχθη από τον ίδιο στην κβαντική θεωρία (1925) ακόμη και πριν από την κατασκευή κβαντική μηχανική: σε ένα σύστημα πανομοιότυπων φερμιονίων οποιαδήποτε δύο από αυτά δεν μπορούν ταυτόχρονα να είναι στην ίδια κατάσταση . Σημειώστε ότι ο αριθμός των πανομοιότυπων μποζονίων στην ίδια κατάσταση δεν είναι περιορισμένος.
Θυμηθείτε ότι η κατάσταση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο καθορίζεται μοναδικά από το σύνολο τέσσερις κβαντικοί αριθμοί :
κύριος n ;
τροχιάς μεγάλο 
, συνήθως αυτές οι καταστάσεις δηλώνουν 1 μικρό, 2ρε, 3φά;
μαγνητικό ();
· μαγνητικό σπιν ().
Η κατανομή των ηλεκτρονίων σε ένα άτομο γίνεται σύμφωνα με την αρχή Pauli, η οποία μπορεί να διατυπωθεί για ένα άτομο στην απλούστερη μορφή: Δεν μπορεί να υπάρχουν περισσότερα από ένα ηλεκτρόνια στο ίδιο άτομο. το ίδιο σεττέσσερις κβαντικοί αριθμοί: n, μεγάλο, , :
Ζ (n, μεγάλο, , ) = 0 ή 1,
όπου Ζ (n, μεγάλο, , ) είναι ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε κβαντική κατάσταση, που περιγράφεται από ένα σύνολο τεσσάρων κβαντικών αριθμών: n, μεγάλο, , . Έτσι, η αρχή Pauli δηλώνει, ότι δύο ηλεκτρόνια ,που δεσμεύονται στο ίδιο άτομο διαφέρουν σε τιμή ,τουλάχιστον ,ένας κβαντικός αριθμός .
Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων σε καταστάσεις που περιγράφεται από ένα σύνολο τριών κβαντικών αριθμών n, μεγάλοκαι Μ, και η διαφορά μόνο στον προσανατολισμό των σπιν ηλεκτρονίων είναι ίση με:
| , | (8.2.1) |
επειδή ο κβαντικός αριθμός spin μπορεί να πάρει μόνο δύο τιμές 1/2 και –1/2.
Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που βρίσκονται σε καταστάσεις που καθορίζεται από δύο κβαντικούς αριθμούς nκαι μεγάλο:
 .
|
(8.2.2) |
Σε αυτή την περίπτωση, το διάνυσμα της τροχιακής γωνιακής ορμής του ηλεκτρονίου μπορεί να πάρει στο διάστημα (2 μεγάλο+ 1) διαφορετικοί προσανατολισμοί (Εικ. 8.1).
Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων σε καταστάσεις που καθορίζεται από την τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού n, ισούται με:
 .
|
(8.2.3) |
Το σύνολο των ηλεκτρονίων σε ένα άτομο πολλαπλών ηλεκτρονίων,που έχει τον ίδιο κύριο κβαντικό αριθμό n,που ονομάζεται νέφος ηλεκτρονίωνή στρώμα .
Σε κάθε φλοιό, τα ηλεκτρόνια κατανέμονται κατά μήκος υποκελύφη που αντιστοιχεί σε αυτό μεγάλο.
περιοχή του χώρου,στο οποίο υπάρχει μεγάλη πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίου, που ονομάζεται υποκέλυφος ή τροχιάς . Η άποψη των κύριων τύπων τροχιακών φαίνεται στο σχ. 8.1.
Δεδομένου ότι ο τροχιακός κβαντικός αριθμός παίρνει τιμές από 0 έως , ο αριθμός των υποκεφύλων είναι ίσος με τον τακτικό αριθμό nκοχύλια. Ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε ένα υποκέλυφος καθορίζεται από τους κβαντικούς αριθμούς του μαγνητικού και του μαγνητικού σπιν: ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων σε ένα υποκέλυφος με δεδομένο μεγάλοισούται με 2(2 μεγάλο+ 1). Οι ονομασίες των κελυφών, καθώς και η κατανομή των ηλεκτρονίων σε κελύφη και υποκέλυφος, δίνονται στον Πίνακα. ένας.
Τραπέζι 1
| Κύριος κβαντικός αριθμός n |
|||||||||||||||
| σύμβολο κελύφους |
|||||||||||||||
| Μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων στο κέλυφος |
|||||||||||||||
| Τροχιακός κβαντικός αριθμός μεγάλο |
|||||||||||||||
| Χαρακτήρας υποκέλυφος |
|||||||||||||||
| Μέγιστος αριθμός ηλεκτρόνια σε υποκέλυφος |
|||||||||||||||
Περιοδικό σύστημα στοιχείων του Μεντελέεφ.
Περιοδικό σύστημα χημικών στοιχείων (Περιοδικός Πίνακας) - ταξινόμηση των χημικών στοιχείων, που καθορίζει την εξάρτηση των διαφόρων ιδιοτήτων των στοιχείων από το φορτίο του ατομικού πυρήνα.
Ομάδες
Μια ομάδα ή οικογένεια είναι μια από τις στήλες του περιοδικού πίνακα. Οι ομάδες, κατά κανόνα, χαρακτηρίζονται από πιο έντονες περιοδικές τάσεις από τις περιόδους ή τα μπλοκ.
Σύμφωνα με το διεθνές σύστημα ονομασίας, στις ομάδες εκχωρούνται αριθμοί από το 1 έως το 18 προς την κατεύθυνση από αριστερά προς τα δεξιά - από αλκαλικά μέταλλα έως ευγενή αέρια.
Εμμηνα
Περίοδος - μια σειρά στον περιοδικό πίνακα. Μέσα σε μια περίοδο, τα στοιχεία παρουσιάζουν ορισμένα μοτίβα και στις τρεις παραπάνω πτυχές (ατομική ακτίνα, ενέργεια ιοντισμού και ηλεκτραρνητικότητα), καθώς και στην ενέργεια της συγγένειας ηλεκτρονίων.
Μπλοκ
Λόγω της σημασίας του εξωτερικού κελύφους ηλεκτρονίων ενός ατόμου, οι διάφορες περιοχές του περιοδικού πίνακα μερικές φορές περιγράφονται ως μπλοκ, που ονομάζονται σύμφωνα με το κέλυφος στο οποίο βρίσκεται το τελευταίο ηλεκτρόνιο. Το μπλοκ S περιλαμβάνει τις δύο πρώτες ομάδες, δηλαδή τα μέταλλα των αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών, καθώς και το υδρογόνο και το ήλιο. Το p-block αποτελείται από τις τελευταίες έξι ομάδες (13 έως 18 σύμφωνα με το πρότυπο ονομασίας IUPAC ή IIIA έως VIIIA σύμφωνα με το αμερικανικό σύστημα) και περιλαμβάνει, μεταξύ άλλων στοιχείων, όλα τα μεταλλοειδή. D-block - αυτές είναι ομάδες από 3 έως 12 (IUPAC), είναι επίσης από IIIB έως IIB σε αμερικανικό στυλ, που περιλαμβάνουν όλα τα μέταλλα μετάβασης. Το μπλοκ F, το οποίο συνήθως βγαίνει από το τραπέζι, αποτελείται από λανθανίδες και ακτινίδες.
Το περιοδικό σύστημα του D. I. Mendeleev έχει γίνει ένα σημαντικό ορόσημο στην ανάπτυξη της ατομικής και μοριακής επιστήμης. Χάρη σε αυτήν, σχηματίστηκε μια σύγχρονη έννοια ενός χημικού στοιχείου, διευκρινίστηκαν ιδέες για απλές ουσίες και ενώσεις.
Σύνθεση και χαρακτηριστικά του ατομικού πυρήνα.
Ατομικός πυρήνας- το κεντρικό τμήμα του ατόμου, στο οποίο συγκεντρώνεται η κύρια μάζα του (πάνω από 99,9%). Ο πυρήνας είναι θετικά φορτισμένος, το φορτίο του πυρήνα καθορίζει το χημικό στοιχείο στο οποίο αποδίδεται το άτομο.
Ο ατομικός πυρήνας αποτελείται από νουκλεόνια - θετικά φορτισμένα πρωτόνια και ουδέτερα νετρόνια, τα οποία συνδέονται μεταξύ τους μέσω μιας ισχυρής αλληλεπίδρασης.
Ο ατομικός πυρήνας, που θεωρείται ως μια κατηγορία σωματιδίων με ορισμένο αριθμό πρωτονίων και νετρονίων, συνήθως ονομάζεται νουκλίδιο.
Ο αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα ονομάζεται αριθμός φορτίου του - αυτός ο αριθμός είναι ίσος με τον τακτικό αριθμό του στοιχείου στο οποίο ανήκει το άτομο στον πίνακα (Περιοδικό σύστημα στοιχείων) του Mendeleev. Ο αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα καθορίζει τη δομή του κελύφους ηλεκτρονίων ενός ουδέτερου ατόμου και, επομένως, Χημικές ιδιότητεςτο αντίστοιχο στοιχείο. Ο αριθμός των νετρονίων σε έναν πυρήνα ονομάζεται του ισοτοπικός αριθμός. Πυρήνες με τον ίδιο αριθμό πρωτονίων και διαφορετικό αριθμότα νετρόνια ονομάζονται ισότοπα. Οι πυρήνες με τον ίδιο αριθμό νετρονίων αλλά διαφορετικό αριθμό πρωτονίων ονομάζονται ισότονα.
Ο συνολικός αριθμός νουκλεονίων σε έναν πυρήνα ονομάζεται μαζικός αριθμός του () και είναι περίπου ίσος με τη μέση μάζα ενός ατόμου, που υποδεικνύεται στον περιοδικό πίνακα. Τα νουκλεΐδια με τον ίδιο αριθμό μάζας αλλά διαφορετική σύσταση πρωτονίων-νετρονίων ονομάζονται ισοβαρή.
Βάρος
Λόγω της διαφοράς στον αριθμό των νετρονίων, τα ισότοπα ενός στοιχείου έχουν διαφορετικές μάζες, κάτι που είναι σημαντικό χαρακτηριστικό του πυρήνα. Στην πυρηνική φυσική, η μάζα των πυρήνων συνήθως μετριέται σε μονάδες ατομικής μάζας ( ένα. τρώω.), για ένα α. ε. μ. πάρτε το 1/12 της μάζας του νουκλεϊδίου 12 C [sn 2] . Πρέπει να σημειωθεί ότι η τυπική μάζα που δίνεται συνήθως για ένα νουκλίδιο είναι η μάζα ενός ουδέτερου ατόμου. Για τον προσδιορισμό της μάζας του πυρήνα, είναι απαραίτητο να αφαιρέσουμε το άθροισμα των μαζών όλων των ηλεκτρονίων από τη μάζα του ατόμου (θα ληφθεί πιο ακριβής τιμή εάν λάβουμε επίσης υπόψη την ενέργεια δέσμευσης των ηλεκτρονίων με τον πυρήνα) .
Επιπλέον, το ενεργειακό ισοδύναμο μάζας χρησιμοποιείται συχνά στην πυρηνική φυσική. Σύμφωνα με τη σχέση Αϊνστάιν, κάθε τιμή μάζας αντιστοιχεί στη συνολική ενέργεια:
Πού είναι η ταχύτητα του φωτός στο κενό.
Η αναλογία μεταξύ α. e.m. και το ενεργειακό του ισοδύναμο σε joules:
και εφόσον 1 ηλεκτρον βολτ \u003d 1,602176 10 −19 J, τότε το ενεργειακό ισοδύναμο του α. e. m. προς MeV ισούται με
Ακτίνα κύκλου
Μια ανάλυση της διάσπασης των βαρέων πυρήνων βελτίωσε την εκτίμηση του Rutherford [SN 3] και συνέδεσε την ακτίνα του πυρήνα με τον μαζικό αριθμό με μια απλή σχέση:
όπου είναι μια σταθερά.
Δεδομένου ότι η ακτίνα του πυρήνα δεν είναι ένα καθαρά γεωμετρικό χαρακτηριστικό και σχετίζεται κυρίως με την ακτίνα δράσης των πυρηνικών δυνάμεων, η τιμή εξαρτάται από τη διαδικασία στην ανάλυση της οποίας λήφθηκε η τιμή, η μέση τιμή του m, επομένως η ακτίνα του πυρήνα σε μέτρα
Χρέωση
Ο αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα καθορίζει άμεσα το ηλεκτρικό του φορτίο, τα ισότοπα έχουν τον ίδιο αριθμό πρωτονίων, αλλά διαφορετικό αριθμό νετρονίων. .
Τα φορτία των ατομικών πυρήνων καθορίστηκαν για πρώτη φορά από τον Henry Moseley το 1913. Ο επιστήμονας ερμήνευσε τις πειραματικές του παρατηρήσεις με την εξάρτηση του μήκους κύματος των ακτίνων Χ από μια ορισμένη σταθερά, μεταβαλλόμενη κατά μία από στοιχείο σε στοιχείο και ίση με μία για το υδρογόνο:
, όπου
Και - μόνιμη.
Ενέργεια δέσμευσης πυρήνων.
Η ενέργεια δέσμευσης του πυρήνα είναι ίση με την ελάχιστη ενέργεια που πρέπει να δαπανηθεί για την πλήρη διάσπαση του πυρήνα σε μεμονωμένα σωματίδια. Από το νόμο της διατήρησης της ενέργειας προκύπτει ότι η ενέργεια δέσμευσης είναι ίση με την ενέργεια που απελευθερώνεται κατά το σχηματισμό ενός πυρήνα από μεμονωμένα σωματίδια.
Η ενέργεια δέσμευσης οποιουδήποτε πυρήνα μπορεί να προσδιοριστεί μετρώντας με ακρίβεια τη μάζα του. Προς το παρόν, οι φυσικοί έχουν μάθει να μετρούν τις μάζες των σωματιδίων -ηλεκτρόνια, πρωτόνια, νετρόνια, πυρήνες κ.λπ.- με πολύ υψηλή ακρίβεια. Αυτές οι μετρήσεις δείχνουν ότι τη μάζα οποιουδήποτε πυρήνα ΜΤο i είναι πάντα μικρότερο από το άθροισμα των μαζών των πρωτονίων και των νετρονίων που το αποτελούν:
Αυτή η ενέργεια απελευθερώνεται κατά τον σχηματισμό του πυρήνα με τη μορφή ακτινοβολίας γ-κβάντα.
Πυρηνικές δυνάμεις.
πυρηνικές δυνάμεις είναι μικρής εμβέλειαςδυνάμεις. Εμφανίζονται μόνο σε πολύ μικρές αποστάσεις μεταξύ νουκλεονίων στον πυρήνα της τάξης των 10–15 m. Το μήκος (1,5–2,2) 10–15 m ονομάζεται εύρος πυρηνικών δυνάμεων.
Οι πυρηνικές δυνάμεις ανακαλύπτουν χρέωση ανεξαρτησίας : η έλξη μεταξύ δύο νουκλεονίων είναι η ίδια ανεξάρτητα από την κατάσταση φορτίου των νουκλεονίων - πρωτόνιο ή νετρόνιο. Η ανεξαρτησία φορτίου των πυρηνικών δυνάμεων φαίνεται από τη σύγκριση των ενεργειών δέσμευσης πυρήνες καθρέφτη . Πώς ονομάζονται οι πυρήνες;,στις οποίες ο συνολικός αριθμός των νουκλεονίων είναι ίδιος,αλλά ο αριθμός των πρωτονίων στο ένα είναι ίσος με τον αριθμό των νετρονίων στο άλλο.
Οι πυρηνικές δυνάμεις έχουν ιδιότητα κορεσμού , που εκδηλώνεται σε, ότι ένα νουκλεόνιο σε έναν πυρήνα αλληλεπιδρά μόνο με έναν περιορισμένο αριθμό γειτονικών νουκλεονίων που βρίσκονται πιο κοντά του. Γι' αυτό υπάρχει μια γραμμική εξάρτηση των ενεργειών δέσμευσης των πυρήνων από τους μαζικούς αριθμούς τους ΕΝΑ. Σχεδόν πλήρης κορεσμός των πυρηνικών δυνάμεων επιτυγχάνεται στο α-σωματίδιο, το οποίο είναι ένας πολύ σταθερός σχηματισμός.
Οι πυρηνικές δυνάμεις εξαρτώνται από προσανατολισμούς περιστροφήςαλληλεπιδρώντα νουκλεόνια. Αυτό επιβεβαιώνεται από τον διαφορετικό χαρακτήρα της σκέδασης νετρονίων από μόρια ορθο- και παρα-υδρογόνου. Στο μόριο του ορθοϋδρογόνου, τα σπιν και των δύο πρωτονίων είναι παράλληλα μεταξύ τους, ενώ στο μόριο του παραυδρογόνου είναι αντιπαράλληλα. Πειράματα έδειξαν ότι η σκέδαση των νετρονίων από το παραϋδρογόνο είναι 30 φορές μεγαλύτερη από τη σκέδαση από το ορθόυδρο. Οι πυρηνικές δυνάμεις δεν είναι κεντρικές.
Ας απαριθμήσουμε λοιπόν γενικές ιδιότητεςπυρηνικές δυνάμεις :
μικρού βεληνεκούς πυρηνικών δυνάμεων ( R~ 1 fm);
μεγάλο πυρηνικό δυναμικό U~ 50 MeV;
· Εξάρτηση των πυρηνικών δυνάμεων από σπιν αλληλεπιδρώντων σωματιδίων.
· τανυστικός χαρακτήρας αλληλεπίδρασης νουκλεονίων.
· Οι πυρηνικές δυνάμεις εξαρτώνται από τον αμοιβαίο προσανατολισμό του σπιν και τις τροχιακές ροπές του νουκλεονίου (δυνάμεις σπιν-τροχίας).
η πυρηνική αλληλεπίδραση έχει την ιδιότητα του κορεσμού.
επιβολή ανεξαρτησίας των πυρηνικών δυνάμεων·
ανταλλακτικός χαρακτήρας της πυρηνικής αλληλεπίδρασης·
έλξη μεταξύ νουκλεονίων σε μεγάλες αποστάσεις ( r> 1 fm), αντικαθίσταται από απώθηση σε μικρό ( r < 0,5 Фм).
6.6. Χαρακτηριστικά της ηλεκτρονικής δομής ατόμων χρωμίου, χαλκού και ορισμένων άλλων στοιχείων
Εάν κοιτάξατε προσεκτικά το Παράρτημα 4, πιθανότατα παρατηρήσατε ότι για άτομα ορισμένων στοιχείων, η ακολουθία πλήρωσης τροχιακών με ηλεκτρόνια παραβιάζεται. Μερικές φορές αυτές οι παραβιάσεις ονομάζονται "εξαιρέσεις", αλλά αυτό δεν είναι έτσι - δεν υπάρχουν εξαιρέσεις από τους νόμους της Φύσης!
Το πρώτο στοιχείο με μια τέτοια παραβίαση είναι το χρώμιο. Ας εξετάσουμε λεπτομερέστερα την ηλεκτρονική του δομή (Εικ. 6.16 ένα). Το άτομο χρωμίου έχει 4 μικρό-το υποεπίπεδο δεν είναι δύο, όπως θα περίμενε κανείς, αλλά μόνο ένα ηλεκτρόνιο. Αλλά για 3 ρε-υποεπίπεδο πέντε ηλεκτρόνια, αλλά αυτό το υποεπίπεδο συμπληρώνεται μετά το 4 μικρό-υποεπίπεδο (βλ. Εικ. 6.4). Για να καταλάβουμε γιατί συμβαίνει αυτό, ας δούμε ποια είναι τα νέφη ηλεκτρονίων 3 ρευποεπίπεδο αυτού του ατόμου.
Κάθε ένα από τα πέντε 3 ρε-τα σύννεφα σε αυτή την περίπτωση σχηματίζονται από ένα ηλεκτρόνιο. Όπως ήδη γνωρίζετε από την § 4 αυτού του κεφαλαίου, το κοινό νέφος ηλεκτρονίων αυτών των πέντε ηλεκτρονίων είναι σφαιρικό ή, όπως λένε, σφαιρικά συμμετρικό. Από τη φύση της κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων σε διαφορετικές κατευθύνσεις, είναι παρόμοια με 1 μικρό-ΕΟ. Η ενέργεια του υποεπίπεδου του οποίου τα ηλεκτρόνια σχηματίζουν ένα τέτοιο νέφος αποδεικνύεται χαμηλότερη από ό,τι στην περίπτωση ενός λιγότερο συμμετρικού νέφους. Στην περίπτωση αυτή, η ενέργεια των τροχιακών 3 ρε-το υποεπίπεδο ισούται με την ενέργεια 4 μικρό-τροχιακά. Όταν σπάσει η συμμετρία, για παράδειγμα, όταν εμφανίζεται το έκτο ηλεκτρόνιο, η ενέργεια των τροχιακών είναι 3 ρε- το υποεπίπεδο γίνεται ξανά περισσότερο από ενέργεια 4 μικρό-τροχιακά. Επομένως, το άτομο μαγγανίου έχει πάλι ένα δεύτερο ηλεκτρόνιο για 4 μικρό-ΑΟ.
Η σφαιρική συμμετρία έχει ένα κοινό νέφος οποιουδήποτε υποεπίπεδου γεμάτο με ηλεκτρόνια τόσο κατά το ήμισυ όσο και πλήρως. Η μείωση της ενέργειας σε αυτές τις περιπτώσεις είναι γενικού χαρακτήρακαι δεν εξαρτάται από το αν οποιοδήποτε υποεπίπεδο είναι κατά το ήμισυ ή πλήρως γεμάτο με ηλεκτρόνια. Και αν ναι, τότε πρέπει να αναζητήσουμε την επόμενη παραβίαση στο άτομο, στο ηλεκτρονιακό κέλυφος του οποίου το ένατο «έρχεται» τελευταίο ρε-ηλεκτρόνιο. Πράγματι, το άτομο χαλκού έχει 3 ρε-υποεπίπεδο 10 ηλεκτρόνια και 4 μικρό- υπάρχει μόνο ένα υποεπίπεδο (Εικ. 6.16 σι).
Η μείωση της ενέργειας των τροχιακών ενός πλήρως ή μισογεμάτου υποεπίπεδου είναι η αιτία μιας σειράς σημαντικών χημικών φαινομένων, μερικά από τα οποία θα εξοικειωθείτε.
6.7. Εξωτερικά ηλεκτρόνια και ηλεκτρόνια σθένους, τροχιακά και υποεπίπεδα
Στη χημεία, οι ιδιότητες των μεμονωμένων ατόμων, κατά κανόνα, δεν μελετώνται, καθώς σχεδόν όλα τα άτομα, ως μέρος διαφόρων ουσιών, σχηματίζουν χημικούς δεσμούς. Οι χημικοί δεσμοί σχηματίζονται κατά την αλληλεπίδραση των ηλεκτρονίων των ατόμων. Για όλα τα άτομα (εκτός από το υδρογόνο), δεν συμμετέχουν όλα τα ηλεκτρόνια στο σχηματισμό χημικών δεσμών: για το βόριο, τρία στα πέντε ηλεκτρόνια, για τον άνθρακα, τέσσερα στα έξι και, για παράδειγμα, για το βάριο, δύο στα πενήντα έξι. Αυτά τα «ενεργά» ηλεκτρόνια ονομάζονται ηλεκτρόνια σθένους.
Μερικές φορές τα ηλεκτρόνια σθένους συγχέονται με εξωτερικόςηλεκτρόνια, αλλά δεν είναι το ίδιο πράγμα.
Τα ηλεκτρονιακά νέφη των εξωτερικών ηλεκτρονίων έχουν τη μέγιστη ακτίνα (και τη μέγιστη τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού).
Ακριβώς εξωτερικά ηλεκτρόνιαπαίρνουν μέρος στο σχηματισμό δεσμών στην πρώτη θέση, έστω και μόνο επειδή όταν τα άτομα πλησιάζουν το ένα το άλλο, τα νέφη ηλεκτρονίων που σχηματίζονται από αυτά τα ηλεκτρόνια έρχονται πρώτα από όλα σε επαφή. Μαζί όμως με αυτά, μέρος των ηλεκτρονίων μπορεί επίσης να συμμετάσχει στο σχηματισμό ενός δεσμού. προ-εξωτερικός(προτελευταίο) στρώμα, αλλά μόνο εάν έχουν ενέργεια όχι πολύ διαφορετική από την ενέργεια των εξωτερικών ηλεκτρονίων. Τόσο αυτά όσο και άλλα ηλεκτρόνια του ατόμου είναι σθένους. (Στα λανθανίδες και τις ακτινίδες, ακόμη και ορισμένα «προ-εξωτερικά» ηλεκτρόνια είναι σθένους)
Η ενέργεια των ηλεκτρονίων σθένους είναι πολύ μεγαλύτερη από την ενέργεια άλλων ηλεκτρονίων του ατόμου και τα ηλεκτρόνια σθένους διαφέρουν πολύ λιγότερο σε ενέργεια μεταξύ τους.
Τα εξωτερικά ηλεκτρόνια είναι πάντα σθένους μόνο εάν το άτομο μπορεί να σχηματίσει καθόλου χημικούς δεσμούς. Έτσι, και τα δύο ηλεκτρόνια του ατόμου ηλίου είναι εξωτερικά, αλλά δεν μπορούν να ονομαστούν σθένος, αφού το άτομο ηλίου δεν σχηματίζει καθόλου χημικούς δεσμούς.
Τα ηλεκτρόνια σθένους καταλαμβάνουν τροχιακά σθένους, που με τη σειρά τους σχηματίζουν υποεπίπεδα σθένους.
Ως παράδειγμα, θεωρήστε ένα άτομο σιδήρου του οποίου η ηλεκτρονική διαμόρφωση φαίνεται στο Σχ. 6.17. Από τα ηλεκτρόνια του ατόμου του σιδήρου, ο μέγιστος κύριος κβαντικός αριθμός ( n= 4) έχουν μόνο δύο 4 μικρό-ηλεκτρόνιο. Επομένως, είναι τα εξωτερικά ηλεκτρόνια αυτού του ατόμου. Τα εξωτερικά τροχιακά του ατόμου σιδήρου είναι όλα τροχιακά με n= 4, και τα εξωτερικά υποεπίπεδα είναι όλα τα υποεπίπεδα που σχηματίζονται από αυτά τα τροχιακά, δηλαδή 4 μικρό-,
4Π-, 4ρε- και 4 φά-EPU.
Τα εξωτερικά ηλεκτρόνια είναι πάντα σθένους, επομένως, 4 μικρό-Τα ηλεκτρόνια ενός ατόμου σιδήρου είναι ηλεκτρόνια σθένους. Και αν ναι, τότε 3 ρε-Τα ηλεκτρόνια με λίγο μεγαλύτερη ενέργεια θα είναι επίσης σθένος. Στο εξωτερικό επίπεδο του ατόμου σιδήρου, εκτός από το γεμάτο 4 μικρό-ΑΟ υπάρχουν ακόμα δωρεάν 4 Π-, 4ρε- και 4 φά-ΑΟ. Όλα είναι εξωτερικά, αλλά μόνο 4 είναι σθένους R-AO, αφού η ενέργεια των υπόλοιπων τροχιακών είναι πολύ μεγαλύτερη και η εμφάνιση ηλεκτρονίων σε αυτά τα τροχιακά δεν είναι ευεργετική για το άτομο του σιδήρου.
Άρα, το άτομο σιδήρου
εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο - το τέταρτο,
εξωτερικά υποεπίπεδα - 4 μικρό-, 4Π-, 4ρε- και 4 φά-EPU,
εξωτερικά τροχιακά - 4 μικρό-, 4Π-, 4ρε- και 4 φά-ΑΟ,
εξωτερικά ηλεκτρόνια - δύο 4 μικρό-ηλεκτρόνιο (4 μικρό 2),
το εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων είναι το τέταρτο,
εξωτερικό νέφος ηλεκτρονίων - 4 μικρό-ΕΟ
υποεπίπεδα σθένους - 4 μικρό-, 4Π- και 3 ρε-EPU,
τροχιακά σθένους - 4 μικρό-, 4Π- και 3 ρε-ΑΟ,
ηλεκτρόνια σθένους - δύο 4 μικρό-ηλεκτρόνιο (4 μικρό 2) και έξι 3 ρε-ηλεκτρόνια (3 ρε 6).
Τα υποεπίπεδα σθένους μπορούν να γεμίσουν μερικώς ή πλήρως με ηλεκτρόνια ή μπορούν να παραμείνουν ελεύθερα καθόλου. Με την αύξηση του φορτίου του πυρήνα, οι ενεργειακές τιμές όλων των υποεπιπέδων μειώνονται, αλλά λόγω της αλληλεπίδρασης των ηλεκτρονίων μεταξύ τους, η ενέργεια των διαφορετικών υποεπιπέδων μειώνεται με διαφορετική "ταχύτητα". Η ενέργεια του πλήρως γεμάτη ρε- και φά-τα υποεπίπεδα μειώνονται τόσο πολύ που παύουν να είναι σθένος.
Ως παράδειγμα, θεωρήστε τα άτομα του τιτανίου και του αρσενικού (Εικ. 6.18).
Στην περίπτωση του ατόμου τιτανίου 3 ρε-Η EPU είναι γεμάτη μόνο μερικώς με ηλεκτρόνια και η ενέργειά της είναι μεγαλύτερη από την ενέργεια του 4 μικρό-EPU και 3 ρε-Τα ηλεκτρόνια είναι σθένος. Στο άτομο αρσενικού 3 ρε-Η EPU είναι πλήρως γεμάτη με ηλεκτρόνια και η ενέργειά της είναι πολύ μικρότερη από την ενέργεια 4 μικρό-EPU, και επομένως 3 ρε-Τα ηλεκτρόνια δεν είναι σθένος.
Σε αυτά τα παραδείγματα, αναλύσαμε ηλεκτρονική διαμόρφωση σθένουςάτομα τιτανίου και αρσενικού.
Η ηλεκτρονική διαμόρφωση σθένους ενός ατόμου απεικονίζεται ως ηλεκτρονικός τύπος σθένους, ή στη μορφή ενεργειακό διάγραμμα υποεπιπέδων σθένους.
ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑ ΣΘΕΝΟΥΣ, ΕΞΩΤΕΡΙΚΑ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑ, Σθένος EPU, Σθένος AO, ΔΙΑΜΟΡΦΩΣΗ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΟΥ Σθένους ΤΟΥ ΑΤΟΜΟΥ, ΤΥΠΟΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΟΥ Σθένους, ΔΙΑΓΡΑΜΜΑ ΥΠΟΕΠΙΠΕΔΟΥ Σθένους.
1. Στα ενεργειακά διαγράμματα που έχετε συντάξει και στους πλήρεις ηλεκτρονικούς τύπους των ατόμων Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, να αναφέρετε τα εξωτερικά ηλεκτρόνια και τα ηλεκτρόνια σθένους. Γράψτε τους ηλεκτρονικούς τύπους σθένους αυτών των ατόμων. Στα ενεργειακά διαγράμματα, επισημάνετε τα μέρη που αντιστοιχούν στα ενεργειακά διαγράμματα των υποεπιπέδων σθένους.
2. Τι είναι κοινό μεταξύ των ηλεκτρονικών διαμορφώσεων των ατόμων α) Li και Na, B και Al, O και S, Ne και Ar; β) Zn και Mg, Sc και Al, Cr και S, Ti και Si. γ) H και He, Li και O, K και Kr, Sc και Ga. Ποιες είναι οι διαφορές τους
3. Πόσα υποεπίπεδα σθένους υπάρχουν στο ηλεκτρονιακό κέλυφος ενός ατόμου καθενός από τα στοιχεία: α) υδρογόνο, ήλιο και λίθιο, β) άζωτο, νάτριο και θείο, γ) κάλιο, κοβάλτιο και γερμάνιο
4. Πόσα τροχιακά σθένους είναι πλήρως γεμάτα στο άτομο α) βορίου, β) φθορίου, γ) νατρίου;
5. Πόσα τροχιακά με ασύζευκτο ηλεκτρόνιο έχει ένα άτομο α) βόριο, β) φθόριο, γ) σίδηρο
6. Πόσα ελεύθερα εξωτερικά τροχιακά έχει ένα άτομο μαγγανίου; Πόσα ελεύθερα σθένη;
7. Για το επόμενο μάθημα, ετοιμάστε μια λωρίδα χαρτιού πλάτους 20 mm, χωρίστε την σε κελιά (20 × 20 mm) και εφαρμόστε μια φυσική σειρά στοιχείων σε αυτή τη λωρίδα (από υδρογόνο έως μεϊνέριο).
8. Σε κάθε κελί, τοποθετήστε το σύμβολο του στοιχείου, τον αύξοντα αριθμό του και τον ηλεκτρονικό τύπο σθένους, όπως φαίνεται στην εικ. 6.19 (χρησιμοποιήστε το παράρτημα 4).
6.8. Συστηματοποίηση των ατόμων σύμφωνα με τη δομή των ηλεκτρονίων τους
Η συστηματοποίηση των χημικών στοιχείων βασίζεται στη φυσική σειρά στοιχείων
και αρχή της ομοιότητας των κελυφών ηλεκτρονίωντα άτομα τους.
Είστε ήδη εξοικειωμένοι με το φυσικό φάσμα των χημικών στοιχείων. Τώρα ας εξοικειωθούμε με την αρχή της ομοιότητας των φλοιών ηλεκτρονίων.
Λαμβάνοντας υπόψη τους ηλεκτρονικούς τύπους σθένους των ατόμων στο NRE, είναι εύκολο να βρεθεί ότι για ορισμένα άτομα διαφέρουν μόνο στις τιμές του κύριου κβαντικού αριθμού. Για παράδειγμα, 1 μικρό 1 για το υδρογόνο, 2 μικρό 1 για λίθιο, 3 μικρό 1 για νάτριο κ.λπ. Ή 2 μικρό 2 2Π 5 για το φθόριο, 3 μικρό 2 3Π 5 για το χλώριο, 4 μικρό 2 4Π 5 για βρώμιο, κ.λπ. Αυτό σημαίνει ότι οι εξωτερικές περιοχές των νεφών των ηλεκτρονίων σθένους τέτοιων ατόμων είναι πολύ παρόμοια σε σχήμα και διαφέρουν μόνο σε μέγεθος (και, φυσικά, σε πυκνότητα ηλεκτρονίων). Και αν ναι, τότε τα νέφη ηλεκτρονίων τέτοιων ατόμων και οι αντίστοιχες διαμορφώσεις σθένους μπορούν να ονομαστούν παρόμοιος. Για άτομα διαφορετικών στοιχείων με παρόμοιες ηλεκτρονικές διαμορφώσεις, μπορούμε να γράψουμε ηλεκτρονικοί τύποι κοινού σθένους: ns 1 στην πρώτη περίπτωση και ns 2 np 5 στο δεύτερο. Προχωρώντας κατά μήκος της φυσικής σειράς στοιχείων, μπορεί κανείς να βρει άλλες ομάδες ατόμων με παρόμοιες διαμορφώσεις σθένους.
Με αυτόν τον τρόπο, Στη φυσική σειρά στοιχείων, εμφανίζονται τακτικά άτομα με παρόμοιες ηλεκτρονικές διαμορφώσεις σθένους.
Αυτή είναι η αρχή της ομοιότητας των φλοιών ηλεκτρονίων.
Ας προσπαθήσουμε να αποκαλύψουμε τη μορφή αυτής της κανονικότητας. Για να γίνει αυτό, θα χρησιμοποιήσουμε τη φυσική σειρά στοιχείων που φτιάξατε.
Το NRE ξεκινά με το υδρογόνο, του οποίου ο ηλεκτρονικός τύπος σθένους είναι 1 μικρόένας . Αναζητώντας παρόμοιες διαμορφώσεις σθένους, κόβουμε τη φυσική σειρά στοιχείων μπροστά από στοιχεία με έναν κοινό ηλεκτρονικό τύπο σθένους ns 1 (δηλαδή πριν από το λίθιο, πριν από το νάτριο κ.λπ.). Έχουμε λάβει τις λεγόμενες «περιόδους» στοιχείων. Ας προσθέσουμε τις προκύπτουσες «περιόδους» ώστε να γίνουν σειρές πίνακα (βλ. Εικόνα 6.20). Ως αποτέλεσμα, μόνο τα άτομα των δύο πρώτων στηλών του πίνακα θα έχουν τέτοιες ηλεκτρονικές διαμορφώσεις.
Ας προσπαθήσουμε να επιτύχουμε ομοιότητα των ηλεκτρονικών διαμορφώσεων σθένους σε άλλες στήλες του πίνακα. Για να γίνει αυτό, κόψαμε στοιχεία με αριθμούς 58 - 71 και 90 -103 από την 6η και την 7η περίοδο (έχουν 4 φά- και 5 φά-υποεπίπεδα) και τοποθετήστε τα κάτω από το τραπέζι. Τα σύμβολα των υπολοίπων στοιχείων θα μετακινηθούν οριζόντια όπως φαίνεται στο σχήμα. Μετά από αυτό, τα άτομα των στοιχείων στην ίδια στήλη του πίνακα θα έχουν παρόμοιες διαμορφώσεις σθένους, οι οποίες μπορούν να εκφραστούν σε γενικούς ηλεκτρονικούς τύπους σθένους: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)ρε 1 , ns 2 (n–1)ρε 2 και ούτω καθεξής μέχρι ns 2 np 6. Όλες οι αποκλίσεις από τους τύπους γενικού σθένους εξηγούνται από τους ίδιους λόγους όπως στην περίπτωση του χρωμίου και του χαλκού (βλ. παράγραφο 6.6).
Όπως μπορείτε να δείτε, χρησιμοποιώντας το NRE και εφαρμόζοντας την αρχή της ομοιότητας των φλοιών ηλεκτρονίων, καταφέραμε να συστηματοποιήσουμε τα χημικά στοιχεία. Ένα τέτοιο σύστημα χημικών στοιχείων ονομάζεται φυσικός, καθώς βασίζεται αποκλειστικά στους νόμους της Φύσης. Ο πίνακας που λάβαμε (Εικ. 6.21) είναι ένας από τους τρόπους γραφικής απεικόνισης ενός φυσικού συστήματος στοιχείων και ονομάζεται πίνακας μακράς περιόδου χημικών στοιχείων.
ΑΡΧΗ ΟΜΟΙΟΤΗΤΑΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΩΝ ΚΕΛΥΦΩΝ, ΦΥΣΙΚΟ ΣΥΣΤΗΜΑ ΧΗΜΙΚΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ («ΠΕΡΙΟΔΙΚΟ» ΣΥΣΤΗΜΑ), ΠΙΝΑΚΑΣ ΧΗΜΙΚΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ.
6.9. Πίνακας μακράς περιόδου χημικών στοιχείων
Ας εξοικειωθούμε λεπτομερέστερα με τη δομή του πίνακα μακράς περιόδου των χημικών στοιχείων.
Οι σειρές αυτού του πίνακα, όπως ήδη γνωρίζετε, ονομάζονται «περίοδοι» των στοιχείων. Οι περίοδοι αριθμούνται με αραβικούς αριθμούς από το 1 έως το 7. Υπάρχουν μόνο δύο στοιχεία στην πρώτη περίοδο. Η δεύτερη και η τρίτη περίοδος, που περιέχει οκτώ στοιχεία η καθεμία, ονομάζονται μικρόςέμμηνα. Η τέταρτη και η πέμπτη περίοδος, που περιέχει 18 στοιχεία η καθεμία, ονομάζονται μακρύςέμμηνα. Η έκτη και η έβδομη περίοδος, που περιέχει 32 στοιχεία η καθεμία, ονομάζονται επιπλέον μακρύέμμηνα.
Οι στήλες αυτού του πίνακα καλούνται ομάδεςστοιχεία. Οι αριθμοί ομάδας υποδεικνύονται με λατινικούς αριθμούς με λατινικά γράμματα A ή B.
Τα στοιχεία ορισμένων ομάδων έχουν τα δικά τους κοινά (ομαδικά) ονόματα: στοιχεία της ομάδας ΙΑ (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - αλκαλικά στοιχεία(ή στοιχεία αλκαλιμετάλλου) στοιχεία ομάδας IIA (Ca, Sr, Ba και Ra) - στοιχεία αλκαλικής γαίας(ή μεταλλικά στοιχεία αλκαλικής γαίας)(οι ονομασίες "μέταλλα αλκαλίων" και μέταλλα αλκαλικών γαιών" αναφέρονται σε απλές ουσίες που σχηματίζονται από τα αντίστοιχα στοιχεία και δεν πρέπει να χρησιμοποιούνται ως ονόματα ομάδων στοιχείων) στοιχεία της ομάδας VIA (O, S, Se, Te, Po) - χαλκογόνα, στοιχεία της ομάδας VIIA (F, Cl, Br, I, At) – αλογόνα, στοιχεία της ομάδας VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – στοιχεία ευγενούς αερίου.(Η παραδοσιακή ονομασία "ευγενή αέρια" ισχύει και για απλές ουσίες)
Τα στοιχεία που συνήθως τοποθετούνται στο κάτω μέρος του πίνακα με σειριακούς αριθμούς 58 - 71 (Ce - Lu) ονομάζονται λανθανίδες("following lanthanum") και στοιχεία με σειριακούς αριθμούς 90 - 103 (Th - Lr) - ακτινίδες(«ακολουθώντας το ακτίνιο»). Υπάρχει μια παραλλαγή του πίνακα μακράς περιόδου, στον οποίο οι λανθανίδες και οι ακτινίδες δεν αποκόπτονται από το NRE, αλλά παραμένουν στη θέση τους σε εξαιρετικά μεγάλες περιόδους. Αυτός ο πίνακας ονομάζεται μερικές φορές πολύ μεγάλο χρονικό διάστημα.
Ο πίνακας μεγάλης περιόδου χωρίζεται σε τέσσερα ΟΙΚΟΔΟΜΙΚΟ ΤΕΤΡΑΓΩΝΟ(ή τμήματα).
s-blockπεριλαμβάνει στοιχεία ομάδων ΙΑ και ΙΙΑ με κοινούς ηλεκτρονικούς τύπους σθένους ns 1 και ns 2
(s-στοιχεία).
μπλοκ pπεριλαμβάνει στοιχεία από την ομάδα IIIA έως VIIIA με κοινούς ηλεκτρονικούς τύπους σθένους από ns 2 np 1 έως ns 2 np 6 (p-στοιχεία).
d-blockπεριλαμβάνει στοιχεία από την ομάδα IIIB έως IIB με κοινούς ηλεκτρονικούς τύπους σθένους από ns 2 (n–1)ρε 1 έως ns 2 (n–1)ρε 10 (d-στοιχεία).
f-blockπεριλαμβάνει λανθανίδες και ακτινίδες ( f-στοιχεία).
Στοιχεία μικρό- και Π-τα μπλοκ σχηματίζουν ομάδες Α και στοιχεία ρε-μπλοκ - Β-ομάδα συστήματος χημικών στοιχείων. Ολα φά-τα στοιχεία περιλαμβάνονται επίσημα στην ομάδα IIIB.
Τα στοιχεία της πρώτης περιόδου - υδρογόνο και ήλιο - είναι μικρό-στοιχεία και μπορούν να τοποθετηθούν σε ομάδες ΙΑ και ΙΙΑ. Αλλά το ήλιο τοποθετείται συχνότερα στην ομάδα VIIIA ως το στοιχείο με το οποίο τελειώνει η περίοδος, το οποίο είναι πλήρως συνεπές με τις ιδιότητές του (ήλιο, όπως όλα τα άλλα απλές ουσίεςπου σχηματίζεται από τα στοιχεία αυτής της ομάδας είναι ένα ευγενές αέριο). Το υδρογόνο τοποθετείται συχνά στην ομάδα VIIA, καθώς οι ιδιότητές του είναι πολύ πιο κοντά στα αλογόνα παρά στα αλκαλικά στοιχεία.
Κάθε περίοδος του συστήματος ξεκινά με ένα στοιχείο που έχει μια διαμόρφωση σθένους ατόμων ns 1 , αφού από αυτά τα άτομα αρχίζει ο σχηματισμός του επόμενου στρώματος ηλεκτρονίων και τελειώνει με ένα στοιχείο με τη διαμόρφωση σθένους των ατόμων ns 2 np 6 (εκτός από την πρώτη περίοδο). Αυτό καθιστά εύκολο τον εντοπισμό ομάδων υποεπιπέδων στο ενεργειακό διάγραμμα που είναι γεμάτες με ηλεκτρόνια στα άτομα κάθε περιόδου (Εικ. 6.22). Κάντε αυτήν την εργασία με όλα τα υποεπίπεδα που φαίνονται στο αντίγραφο που δημιουργήσατε στην Εικόνα 6.4. Τα υποεπίπεδα που επισημαίνονται στην Εικόνα 6.22 (εκτός από τα πλήρως συμπληρωμένα ρε- και φά-υποεπίπεδα) είναι σθένος για τα άτομα όλων των στοιχείων μιας δεδομένης περιόδου.
Εμφάνιση σε περιόδους μικρό-, Π-, ρε- ή φά-τα στοιχεία είναι απολύτως συνεπή με τη σειρά πλήρωσης μικρό-, Π-, ρε- ή φά- υποεπίπεδα ηλεκτρονίων. Αυτό το χαρακτηριστικό του συστήματος στοιχείων επιτρέπει, γνωρίζοντας την περίοδο και την ομάδα, η οποία περιλαμβάνει ένα δεδομένο στοιχείο, να καταγράψει αμέσως τον ηλεκτρονικό τύπο σθένους.
ΠΙΝΑΚΑΣ ΜΑΚΡΗΣ ΠΕΡΙΟΔΟΥ ΧΗΜΙΚΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ, ΜΠΛΟΚΩΝ, ΠΕΡΙΟΔΩΝ, ΟΜΑΔΩΝ, ΑΛΚΑΛΙΚΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ, ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ ΑΛΚΑΛΙΚΗΣ ΓΗΣ, ΧΑΛΚΟΓΟΝΙΩΝ, ΑΛΟΓΟΝΩΝ, ΕΥΓΕΝΩΝ ΑΕΡΙΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ, ΛΑΝΘΑΝΟΕΙΔΩΝ, ΑΚΤΙΝΟΕΙΔΩΝ.
Να γράψετε τους ηλεκτρονικούς τύπους γενικού σθένους των ατόμων των στοιχείων α) ομάδες IVA και IVB, β) ομάδες IIIA και VIIB;
2. Τι είναι κοινό μεταξύ των ηλεκτρονικών διαμορφώσεων των ατόμων των ομάδων Α και Β των στοιχείων; Πώς διαφέρουν;
3. Πόσες ομάδες στοιχείων περιλαμβάνονται στο α) μικρό-μπλοκ, β) R-μπλοκ, γ) ρε-ΟΙΚΟΔΟΜΙΚΟ ΤΕΤΡΑΓΩΝΟ?
4. Συνεχίστε το Σχήμα 30 προς την κατεύθυνση της αύξησης της ενέργειας των υποεπίπεδων και επιλέξτε τις ομάδες υποεπίπεδων που γεμίζουν με ηλεκτρόνια στην 4η, 5η και 6η περίοδο.
5. Να αναφέρετε τα υποεπίπεδα σθένους των ατόμων α) ασβεστίου, β) φωσφόρου, γ) τιτανίου, δ) χλωρίου, ε) νατρίου. 6. Διατυπώστε πώς διαφέρουν τα στοιχεία s-, p- και d μεταξύ τους.
7. Εξηγήστε γιατί ένα άτομο ανήκει σε οποιοδήποτε στοιχείο καθορίζεται από τον αριθμό των πρωτονίων στον πυρήνα και όχι από τη μάζα αυτού του ατόμου.
8. Για άτομα λιθίου, αλουμινίου, στροντίου, σεληνίου, σιδήρου και μολύβδου, φτιάξτε σθένος, πλήρεις και συντομευμένους ηλεκτρονικούς τύπους και σχεδιάστε ενεργειακά διαγράμματα υποεπιπέδων σθένους. 9. Τα άτομα των οποίων τα στοιχεία αντιστοιχούν στους ακόλουθους ηλεκτρονικούς τύπους σθένους: 3 μικρό 1 , 4μικρό 1 3ρε 1 , 2s 2 2 Π 6 , 5μικρό 2 5Π 2 , 5μικρό 2 4ρε 2 ?
6.10. Τύποι ηλεκτρονικών τύπων του ατόμου. Ο αλγόριθμος για τη σύνταξή τους
Για διαφορετικούς σκοπούς, πρέπει να γνωρίζουμε είτε την πλήρη είτε τη διαμόρφωση σθένους ενός ατόμου. Κάθε μία από αυτές τις ηλεκτρονικές διαμορφώσεις μπορεί να αναπαρασταθεί τόσο από έναν τύπο όσο και από ένα ενεργειακό διάγραμμα. Αυτό είναι, πλήρης ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός ατόμουεκφράζεται τον πλήρη ηλεκτρονικό τύπο του ατόμου, ή διάγραμμα πλήρους ενέργειας ενός ατόμου. Με τη σειρά του, διαμόρφωση ηλεκτρονίων σθένους ενός ατόμουεκφράζεται σθένος(ή, όπως συχνά αποκαλείται, " σύντομη") τον ηλεκτρονικό τύπο του ατόμου, ή διάγραμμα υποεπιπέδων σθένους ενός ατόμου(Εικ. 6.23).
Προηγουμένως, κάναμε ηλεκτρονικούς τύπους ατόμων χρησιμοποιώντας τους τακτικούς αριθμούς των στοιχείων. Ταυτόχρονα, προσδιορίσαμε την ακολουθία πλήρωσης των υποεπιπέδων με ηλεκτρόνια σύμφωνα με το ενεργειακό διάγραμμα: 1 μικρό, 2μικρό,
2Π, 3μικρό, 3Π, 4μικρό, 3ρε, 4Π, 5μικρό, 4ρε, 5Π,
6μικρό, 4φά, 5ρε, 6Π, 7μικρόκαι ούτω καθεξής. Και μόνο γράφοντας τον πλήρη ηλεκτρονικό τύπο, θα μπορούσαμε επίσης να γράψουμε τον τύπο σθένους.
Είναι πιο βολικό να γράψετε τον ηλεκτρονικό τύπο σθένους του ατόμου, ο οποίος χρησιμοποιείται συχνότερα, με βάση τη θέση του στοιχείου στο σύστημα των χημικών στοιχείων, σύμφωνα με τις συντεταγμένες περιόδου-ομάδας.
Ας εξετάσουμε λεπτομερώς πώς γίνεται αυτό για στοιχεία μικρό-, Π- και ρε-μπλοκ.
Για στοιχεία μικρό-Ο ηλεκτρονικός τύπος σθένους μπλοκ ενός ατόμου αποτελείται από τρία σύμβολα. Σε γενικές γραμμές, μπορεί να γραφτεί ως εξής:
Στην πρώτη θέση (στη θέση ενός μεγάλου κελιού) είναι ο αριθμός περιόδου (ίσος με τον κύριο κβαντικό αριθμό αυτών μικρό-ηλεκτρόνια), και στο τρίτο (στον εκθέτη) - ο αριθμός της ομάδας (ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους). Λαμβάνοντας ως παράδειγμα ένα άτομο μαγνησίου (3η περίοδος, ομάδα ΙΙΑ), παίρνουμε:
Για στοιχεία Π-Ο ηλεκτρονικός τύπος σθένους μπλοκ ενός ατόμου αποτελείται από έξι χαρακτήρες:
Εδώ, στη θέση των μεγάλων κελιών, τίθεται επίσης ο αριθμός περιόδου (ίσος με τον κύριο κβαντικό αριθμό αυτών μικρό- και Π-ηλεκτρόνια), και ο αριθμός της ομάδας (ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους) αποδεικνύεται ίσος με το άθροισμα των εκθέτων. Για το άτομο οξυγόνου (2η περίοδος, ομάδα VIA) παίρνουμε:
2μικρό 2 2Π 4 .
Ηλεκτρονικός τύπος σθένους των περισσότερων στοιχείων ρεΤο μπλοκ μπορεί να γραφτεί ως εξής:
Όπως σε προηγούμενες περιπτώσεις, εδώ αντί για το πρώτο κελί, τοποθετείται ο αριθμός περιόδου (ίσος με τον κύριο κβαντικό αριθμό αυτών μικρό-ηλεκτρόνια). Ο αριθμός στο δεύτερο κελί αποδεικνύεται ότι είναι ένας λιγότερος, αφού ο κύριος κβαντικός αριθμός αυτών ρε-ηλεκτρόνια. Ο αριθμός της ομάδας είναι επίσης εδώ. ισούται με το άθροισμαευρετήρια. Ένα παράδειγμα είναι ο ηλεκτρονικός τύπος σθένους του τιτανίου (4η περίοδος, ομάδα IVB): 4 μικρό 2 3ρε 2 .
Ο αριθμός της ομάδας είναι ίσος με το άθροισμα των δεικτών και για τα στοιχεία της ομάδας VIB, αλλά αυτά, όπως θυμάστε, στο σθένος μικρό-το υποεπίπεδο έχει μόνο ένα ηλεκτρόνιο και ο ηλεκτρονικός τύπος γενικού σθένους ns 1 (n–1)ρε 5 . Επομένως, ο ηλεκτρονικός τύπος σθένους, για παράδειγμα, του μολυβδαινίου (5η περίοδος) είναι 5 μικρό 1 4ρε 5 .
Είναι επίσης εύκολο να φτιάξετε έναν ηλεκτρονικό τύπο σθένους οποιουδήποτε στοιχείου της ομάδας IB, για παράδειγμα, χρυσός (6η περίοδος)>–>6 μικρό 1 5ρε 10, αλλά σε αυτήν την περίπτωση πρέπει να το θυμάστε αυτό ρε- τα ηλεκτρόνια των ατόμων των στοιχείων αυτής της ομάδας εξακολουθούν να παραμένουν σθένος και μερικά από αυτά μπορούν να συμμετέχουν στο σχηματισμό χημικών δεσμών.
Ο ηλεκτρονικός τύπος γενικού σθένους των ατόμων στοιχείων της ομάδας IIB είναι - ns 2 (n – 1)ρεδέκα . Επομένως, ο ηλεκτρονικός τύπος σθένους, για παράδειγμα, ενός ατόμου ψευδαργύρου είναι 4 μικρό 2 3ρε 10 .
Γενικοί κανόνεςυπακούουν και οι ηλεκτρονικοί τύποι σθένους των στοιχείων της πρώτης τριάδας (Fe, Co και Ni). Ο σίδηρος, στοιχείο της ομάδας VIII, έχει ηλεκτρονικό τύπο σθένους 4 μικρό 2 3ρε 6. Το άτομο κοβαλτίου έχει ένα ρε-ηλεκτρόνιο περισσότερα (4 μικρό 2 3ρε 7), ενώ το άτομο νικελίου έχει δύο (4 μικρό 2 3ρε 8).
Χρησιμοποιώντας μόνο αυτούς τους κανόνες για τη γραφή ηλεκτρονικών τύπων σθένους, είναι αδύνατο να συνθέσουμε τους ηλεκτρονικούς τύπους ατόμων ορισμένων ρε-στοιχεία (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), αφού σε αυτά, λόγω της τάσης για εξαιρετικά συμμετρικά κελύφη ηλεκτρονίων, η πλήρωση των υποεπιπέδων σθένους με ηλεκτρόνια έχει κάποια επιπλέον χαρακτηριστικά.
Γνωρίζοντας τον ηλεκτρονικό τύπο σθένους, μπορεί κανείς να γράψει και τον πλήρη ηλεκτρονικό τύπο του ατόμου (βλ. παρακάτω).
Συχνά, αντί για δυσκίνητες πλήρεις ηλεκτρονικές φόρμουλες, καταγράφουν συντομευμένοι ηλεκτρονικοί τύποιάτομα. Για τη συγκρότησή τους στον ηλεκτρονικό τύπο επιλέγονται όλα τα ηλεκτρόνια του ατόμου εκτός από αυτά σθένους, τα σύμβολά τους τοποθετούνται σε αγκύλες και το τμήμα του ηλεκτρονικού τύπου που αντιστοιχεί στον ηλεκτρονικό τύπο του ατόμου του τελευταίου στοιχείου του προηγούμενου περίοδος (το στοιχείο που σχηματίζει το ευγενές αέριο) αντικαθίσταται από το σύμβολο αυτού του ατόμου.
Παραδείγματα ηλεκτρονικών τύπων διαφορετικών τύπων φαίνονται στον Πίνακα 14.
Πίνακας 14 Παραδείγματα ηλεκτρονικών τύπων ατόμων
Ηλεκτρονικοί τύποι |
|||
συντομογραφία |
Σθένος |
||
1μικρό 2 2μικρό 2 2Π 3 |
2μικρό 2 2Π 3 |
2μικρό 2 2Π 3 |
|
1μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 5 |
3μικρό 2 3Π 5 |
3μικρό 2 3Π 5 |
|
1μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 6 4μικρό 2 3ρε 5 |
4μικρό 2 3ρε 5 |
4μικρό 2 3ρε 5 |
|
1μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 6 3ρε 10 4μικρό 2 4Π 3 |
4μικρό 2 4Π 3 |
4μικρό 2 4Π 3 |
|
1μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 6 3ρε 10 4μικρό 2 4Π 6 |
4μικρό 2 4Π 6 |
4μικρό 2 4Π 6 |
|
Αλγόριθμος για τη σύνταξη ηλεκτρονικών τύπων ατόμων (στο παράδειγμα ενός ατόμου ιωδίου)
№ |
Λειτουργία |
Αποτέλεσμα |
|
Προσδιορίστε τις συντεταγμένες του ατόμου στον πίνακα των στοιχείων. |
Περίοδος 5, ομάδα VIIA |
||
Γράψτε τον ηλεκτρονικό τύπο σθένους. |
5μικρό 2 5Π 5 |
||
Προσθέστε τα σύμβολα των εσωτερικών ηλεκτρονίων με τη σειρά με την οποία γεμίζουν τα υποεπίπεδα. |
1μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 6 4μικρό 2 3ρε 10 4Π 6 5μικρό 2 4ρε 10 5Π 5 |
||
Λαμβάνοντας υπόψη τη μείωση της ενέργειας του πλήρως γεμάτη ρε- και φά- υποεπίπεδα, σημειώστε τον πλήρη ηλεκτρονικό τύπο. |
|
||
Επισημάνετε τα ηλεκτρόνια σθένους. |
1μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 6 3ρε 10 4μικρό 2 4Π 6 4ρε 10 5μικρό 2 5Π 5 |
||
Επιλέξτε την ηλεκτρονική διαμόρφωση του προηγούμενου ατόμου ευγενούς αερίου. |
|||
Γράψτε τον συντομευμένο ηλεκτρονικό τύπο, συνδυάζοντας όλα σε αγκύλες μη σθένοςηλεκτρόνια. |
5μικρό 2 5Π 5 |
Σημειώσεις
1. Για στοιχεία της 2ης και 3ης περιόδου, η τρίτη πράξη (χωρίς την τέταρτη) οδηγεί αμέσως σε έναν πλήρη ηλεκτρονικό τύπο.
2. (n – 1)ρε 10 - Τα ηλεκτρόνια παραμένουν σθένος στα άτομα των στοιχείων της ομάδας ΙΒ.
ΠΛΗΡΗΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΟΣ ΤΥΠΟΣ, ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΟΣ ΤΥΠΟΣ Σθένους, συντομογραφία ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΟΣ ΤΥΠΟΣ, ΑΛΓΟΡΙΘΜΟΣ ΓΙΑ ΤΗ ΣΥΝΘΕΣΗ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΟΥ ΤΥΠΟΥ ΑΤΟΜΩΝ.
1. Να συνθέσετε τον ηλεκτρονικό τύπο σθένους του ατόμου του στοιχείου α) τη δεύτερη περίοδο της τρίτης ομάδας Α, β) την τρίτη περίοδο της δεύτερης ομάδας Α, γ) την τέταρτη περίοδο της τέταρτης ομάδας Α.
2. Φτιάξτε συντομευμένους ηλεκτρονικούς τύπους ατόμων μαγνησίου, φωσφόρου, καλίου, σιδήρου, βρωμίου και αργού.
6.11. Πίνακας σύντομης περιόδου χημικών στοιχείων
Στα περισσότερα από 100 χρόνια που έχουν περάσει από την ανακάλυψη του φυσικού συστήματος των στοιχείων, έχουν προταθεί αρκετές εκατοντάδες από τους πιο διαφορετικούς πίνακες που αντικατοπτρίζουν γραφικά αυτό το σύστημα. Από αυτούς, εκτός από τον πίνακα μεγάλης περιόδου, χρησιμοποιείται ευρύτερα ο λεγόμενος πίνακας στοιχείων μικρής περιόδου του D. I. Mendeleev. Ένας πίνακας μικρής περιόδου προκύπτει από έναν πίνακα μεγάλης περιόδου, εάν η 4η, 5η, 6η και 7η περίοδος κοπεί μπροστά από τα στοιχεία της ομάδας IB, απομακρυνθεί και οι σειρές που προκύπτουν προστεθούν με τον ίδιο τρόπο όπως εμείς. πρόσθεσε τις προηγούμενες περιόδους. Το αποτέλεσμα φαίνεται στο σχήμα 6.24.
Οι λανθανίδες και οι ακτινίδες τοποθετούνται επίσης κάτω από το κυρίως τραπέζι εδώ.
ΣΤΟ ομάδεςαυτός ο πίνακας περιέχει στοιχεία των οποίων τα άτομα έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων σθένουςανεξάρτητα από τα τροχιακά στα οποία βρίσκονται αυτά τα ηλεκτρόνια. Έτσι, τα στοιχεία χλώριο (ένα τυπικό στοιχείο που σχηματίζει ένα μη μέταλλο· 3 μικρό 2 3Π 5) και μαγγάνιο (στοιχείο σχηματισμού μετάλλων· 4 μικρό 2 3ρε 5), που δεν έχουν την ομοιότητα των κελυφών ηλεκτρονίων, εμπίπτουν εδώ στην ίδια έβδομη ομάδα. Η ανάγκη διάκρισης μεταξύ τέτοιων στοιχείων καθιστά απαραίτητο να ξεχωρίσουμε σε ομάδες υποομάδες: κύριος- ανάλογα των Α-ομάδων του πίνακα μακράς περιόδου και παρενέργειεςείναι ανάλογα των Β-ομάδων. Στο Σχήμα 34, τα σύμβολα των στοιχείων των κύριων υποομάδων μετατοπίζονται προς τα αριστερά και τα σύμβολα των στοιχείων των δευτερευουσών υποομάδων μετατοπίζονται προς τα δεξιά.
Είναι αλήθεια ότι μια τέτοια διάταξη στοιχείων στον πίνακα έχει επίσης τα πλεονεκτήματά της, επειδή είναι ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους που καθορίζει πρωτίστως τις δυνατότητες σθένους ενός ατόμου.
Ο πίνακας μακράς περιόδου αντικατοπτρίζει τους νόμους της ηλεκτρονικής δομής των ατόμων, την ομοιότητα και τα μοτίβα των αλλαγών στις ιδιότητες απλών ουσιών και ενώσεων ανά ομάδες στοιχείων, την τακτική αλλαγή σε έναν αριθμό φυσικών μεγεθών που χαρακτηρίζουν άτομα, απλές ουσίες και ενώσεις σε όλο το σύστημα των στοιχείων, και πολλά άλλα. Ο πίνακας σύντομης περιόδου είναι λιγότερο βολικός από αυτή την άποψη.
ΠΙΝΑΚΑΣ ΣΥΝΤΟΜΗΣ ΠΕΡΙΟΔΟΥ, ΚΥΡΙΕΣ ΥΠΟΟΜΑΔΕΣ, ΔΕΥΤΕΡΕΥΟΥΣΕΣ ΥΠΟΟΜΑΔΕΣ.
1. Μετατρέψτε τον πίνακα μεγάλης περιόδου που φτιάξατε από τη φυσική σειρά στοιχείων σε πίνακα μικρής περιόδου. Εκτελέστε τον αντίστροφο μετασχηματισμό.
2. Είναι δυνατόν να φτιάξουμε έναν ηλεκτρονικό τύπο γενικού σθένους ατόμων στοιχείων μιας ομάδας ενός πίνακα μικρής περιόδου; Γιατί;
6.12. Μεγέθη ατόμων. Τροχιακές ακτίνες
.Το άτομο δεν έχει σαφή όρια. Ποιο θεωρείται το μέγεθος ενός απομονωμένου ατόμου; Ο πυρήνας ενός ατόμου περιβάλλεται από ένα κέλυφος ηλεκτρονίων και το κέλυφος αποτελείται από νέφη ηλεκτρονίων. Το μέγεθος του ΕΟ χαρακτηρίζεται από ακτίνα r oo. Όλα τα σύννεφα στο εξωτερικό στρώμα έχουν περίπου την ίδια ακτίνα. Επομένως, το μέγεθος ενός ατόμου μπορεί να χαρακτηριστεί από αυτή την ακτίνα. Ονομάζεται τροχιακή ακτίνα ενός ατόμου(r 0).
Οι τιμές των τροχιακών ακτίνων των ατόμων δίνονται στο Παράρτημα 5.
Η ακτίνα της ΕΟ εξαρτάται από το φορτίο του πυρήνα και από ποιο τροχιακό βρίσκεται το ηλεκτρόνιο που σχηματίζει αυτό το νέφος. Κατά συνέπεια, η τροχιακή ακτίνα ενός ατόμου εξαρτάται επίσης από αυτά τα ίδια χαρακτηριστικά.
Εξετάστε τα ηλεκτρονιακά κελύφη των ατόμων υδρογόνου και ηλίου. Τόσο στο άτομο υδρογόνου όσο και στο άτομο του ηλίου, τα ηλεκτρόνια βρίσκονται στο 1 μικρό-AO, και τα νέφη τους θα είχαν το ίδιο μέγεθος αν τα φορτία των πυρήνων αυτών των ατόμων ήταν τα ίδια. Αλλά το φορτίο του πυρήνα ενός ατόμου ηλίου είναι διπλάσιο από το φορτίο του πυρήνα ενός ατόμου υδρογόνου. Σύμφωνα με το νόμο του Coulomb, η δύναμη έλξης που ασκεί σε καθένα από τα ηλεκτρόνια ενός ατόμου ηλίου είναι διπλάσια από τη δύναμη έλξης ενός ηλεκτρονίου στον πυρήνα ενός ατόμου υδρογόνου. Επομένως, η ακτίνα ενός ατόμου ηλίου πρέπει να είναι πολύ μικρότερη από την ακτίνα ενός ατόμου υδρογόνου. Και υπάρχει: r 0 (Αυτός) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Το άτομο λιθίου έχει ένα εξωτερικό ηλεκτρόνιο στο 2 μικρό-Το ΑΟ, δηλαδή, σχηματίζει ένα σύννεφο του δεύτερου στρώματος. Φυσικά, η ακτίνα του θα πρέπει να είναι μεγαλύτερη. Πραγματικά: r 0 (Li) = 1,586 E.
Τα άτομα των υπόλοιπων στοιχείων της δεύτερης περιόδου έχουν εξωτερικά ηλεκτρόνια (και 2 μικρό, και 2 Π) τοποθετούνται στο ίδιο δεύτερο στρώμα ηλεκτρονίων και το φορτίο του πυρήνα αυτών των ατόμων αυξάνεται με την αύξηση του σειριακού αριθμού. Τα ηλεκτρόνια έλκονται πιο έντονα από τον πυρήνα και, φυσικά, οι ακτίνες των ατόμων μειώνονται. Θα μπορούσαμε να επαναλάβουμε αυτά τα επιχειρήματα για τα άτομα των στοιχείων άλλων περιόδων, αλλά με μια διευκρίνιση: η τροχιακή ακτίνα μειώνεται μονοτονικά μόνο όταν γεμίσει καθένα από τα υποεπίπεδα.
Αλλά αν αγνοήσουμε τις λεπτομέρειες, τότε η γενική φύση της αλλαγής του μεγέθους των ατόμων σε ένα σύστημα στοιχείων είναι η εξής: με την αύξηση του σειριακού αριθμού σε μια περίοδο, οι τροχιακές ακτίνες των ατόμων μειώνονται και σε μια ομάδα αυξάνονται. Το μεγαλύτερο άτομο είναι ένα άτομο καισίου και το μικρότερο είναι ένα άτομο ηλίου, αλλά από τα άτομα των στοιχείων που σχηματίζουν χημικές ενώσεις (το ήλιο και το νέο δεν τις σχηματίζουν), το μικρότερο είναι ένα άτομο φθορίου.
Τα περισσότερα από τα άτομα των στοιχείων, που βρίσκονται στη φυσική σειρά μετά τις λανθανίδες, έχουν τροχιακές ακτίνες κάπως μικρότερες από ό,τι θα περίμενε κανείς, βάσει γενικών νόμων. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι 14 λανθανίδες βρίσκονται μεταξύ του λανθανίου και του αφνίου στο σύστημα των στοιχείων και, κατά συνέπεια, το πυρηνικό φορτίο του ατόμου του αφνίου είναι 14 μιπερισσότερο από το λανθάνιο. Ως εκ τούτου, τα εξωτερικά ηλεκτρόνια αυτών των ατόμων έλκονται στον πυρήνα πιο έντονα από ό,τι θα έλκονταν απουσία λανθανιδών (αυτό το φαινόμενο ονομάζεται συχνά «σύσπαση λανθανιδών»).
Λάβετε υπόψη ότι κατά τη μετάβαση από άτομα στοιχείων της ομάδας VIIIA σε άτομα στοιχείων της ομάδας ΙΑ, η τροχιακή ακτίνα αυξάνεται απότομα. Κατά συνέπεια, η επιλογή μας για τα πρώτα στοιχεία κάθε περιόδου (βλ. § 7) αποδείχθηκε σωστή.
ΤΡΟΧΙΑΚΗ ΑΚΤΙΝΑ ΤΟΥ ΑΤΟΜΟΥ, Η ΑΛΛΑΓΗ ΤΗΣ ΣΤΟ ΣΥΣΤΗΜΑ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ.
1. Σύμφωνα με τα δεδομένα που δίνονται στο Παράρτημα 5, σχεδιάστε σε γραφικό χαρτί την εξάρτηση της τροχιακής ακτίνας του ατόμου από τον αύξοντα αριθμό του στοιχείου για στοιχεία με Ζαπό 1 έως 40. Το μήκος του οριζόντιου άξονα είναι 200 mm, το μήκος του κάθετου άξονα είναι 100 mm.
2. Πώς μπορείτε να χαρακτηρίσετε την εμφάνιση της διακεκομμένης γραμμής που προκύπτει;
6.13. Ενέργεια ιοντισμού ενός ατόμου
Εάν δώσετε σε ένα ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο πρόσθετη ενέργεια (θα μάθετε πώς να το κάνετε αυτό από ένα μάθημα φυσικής), τότε το ηλεκτρόνιο μπορεί να πάει σε άλλο ΑΟ, δηλαδή το άτομο θα καταλήξει σε συγκινημένη κατάσταση. Αυτή η κατάσταση είναι ασταθής και το ηλεκτρόνιο θα επιστρέψει σχεδόν αμέσως στην αρχική του κατάσταση και η περίσσεια ενέργειας θα απελευθερωθεί. Αλλά εάν η ενέργεια που μεταδίδεται στο ηλεκτρόνιο είναι αρκετά μεγάλη, το ηλεκτρόνιο μπορεί να αποσπαστεί εντελώς από το άτομο, ενώ το άτομο ιονισμένο, δηλαδή, μετατρέπεται σε θετικά φορτισμένο ιόν ( κατιόν). Η ενέργεια που απαιτείται για να γίνει αυτό ονομάζεται ενέργεια ιοντισμού ενός ατόμου(μικαι).
Είναι αρκετά δύσκολο να αποσπαστεί ένα ηλεκτρόνιο από ένα μόνο άτομο και να μετρηθεί η ενέργεια που απαιτείται για αυτό, επομένως, πρακτικά προσδιορίζεται και χρησιμοποιείται μοριακή ενέργεια ιοντισμού(Ε και μ).
Η μοριακή ενέργεια ιοντισμού δείχνει ποια είναι η μικρότερη ενέργεια που απαιτείται για την αποκόλληση 1 mole ηλεκτρονίων από 1 mole ατόμων (ένα ηλεκτρόνιο από κάθε άτομο). Αυτή η τιμή συνήθως μετριέται σε kilojoules ανά mole. Οι τιμές της μοριακής ενέργειας ιοντισμού του πρώτου ηλεκτρονίου για τα περισσότερα στοιχεία δίνονται στο Παράρτημα 6.
Πώς εξαρτάται η ενέργεια ιοντισμού ενός ατόμου από τη θέση του στοιχείου στο σύστημα των στοιχείων, πώς αλλάζει δηλαδή στην ομάδα και την περίοδο;
Σε φυσικούς όρους, η ενέργεια ιονισμού είναι ίση με το έργο που πρέπει να δαπανηθεί για να ξεπεραστεί η δύναμη έλξης ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο όταν μετακινείται ένα ηλεκτρόνιο από ένα άτομο σε μια άπειρη απόσταση από αυτό.
όπου qείναι το φορτίο ενός ηλεκτρονίου, Qείναι το φορτίο του κατιόντος που παραμένει μετά την απομάκρυνση ενός ηλεκτρονίου, και r o είναι η τροχιακή ακτίνα του ατόμου.
Και q, και Qείναι σταθερές τιμές, και μπορεί να συναχθεί το συμπέρασμα ότι, το έργο της αποκόλλησης ενός ηλεκτρονίου ΑΛΛΑκαι μαζί της η ενέργεια ιοντισμού μικαι, είναι αντιστρόφως ανάλογα με την τροχιακή ακτίνα του ατόμου.
Αφού αναλύσετε τις τιμές των τροχιακών ακτίνων των ατόμων διαφόρων στοιχείων και τις αντίστοιχες τιμές της ενέργειας ιονισμού που δίνονται στα Παραρτήματα 5 και 6, μπορείτε να δείτε ότι η σχέση μεταξύ αυτών των τιμών είναι κοντά σε αναλογική, αλλά κάπως διαφορετικό από αυτό. Ο λόγος που το συμπέρασμά μας δεν συμφωνεί καλά με τα πειραματικά δεδομένα είναι ότι χρησιμοποιήσαμε ένα πολύ πρόχειρο μοντέλο που δεν λαμβάνει υπόψη πολλούς σημαντικούς παράγοντες. Αλλά ακόμη και αυτό το πρόχειρο μοντέλο μας επέτρεψε να βγάλουμε το σωστό συμπέρασμα ότι με την αύξηση της τροχιακής ακτίνας, η ενέργεια ιονισμού ενός ατόμου μειώνεται και, αντίθετα, με μείωση της ακτίνας, αυξάνεται.
Δεδομένου ότι η τροχιακή ακτίνα των ατόμων μειώνεται σε μια περίοδο με αύξηση του σειριακού αριθμού, η ενέργεια ιονισμού αυξάνεται. Σε μια ομάδα, καθώς αυξάνεται ο ατομικός αριθμός, η τροχιακή ακτίνα των ατόμων, κατά κανόνα, αυξάνεται και η ενέργεια ιοντισμού μειώνεται. Η υψηλότερη μοριακή ενέργεια ιοντισμού βρίσκεται στα μικρότερα άτομα, τα άτομα ηλίου (2372 kJ/mol), και στα άτομα που είναι ικανά να σχηματίσουν χημικούς δεσμούς, στα άτομα φθορίου (1681 kJ/mol). Το μικρότερο είναι για τα μεγαλύτερα άτομα, τα άτομα καισίου (376 kJ/mol). Σε ένα σύστημα στοιχείων, η κατεύθυνση της αύξησης της ενέργειας ιοντισμού μπορεί να παρουσιαστεί σχηματικά ως εξής: 
Στη χημεία, είναι σημαντικό η ενέργεια ιοντισμού να χαρακτηρίζει την τάση ενός ατόμου να δωρίσει τα «δικά του» ηλεκτρόνια: όσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια ιοντισμού, τόσο λιγότερο τείνει το άτομο να δώσει ηλεκτρόνια και το αντίστροφο.
Διεγερμένη κατάσταση, ιονισμός, κατιόν, ενέργεια ιοντισμού, μοριακή ενέργεια ιοντισμού, μεταβολή της ενέργειας ιοντισμού σε ένα σύστημα στοιχείων.
1. Χρησιμοποιώντας τα δεδομένα που δίνονται στο Παράρτημα 6, καθορίστε πόση ενέργεια πρέπει να ξοδέψετε για να αποκόψετε ένα ηλεκτρόνιο από όλα τα άτομα νατρίου συνολικής μάζας 1 g.
2. Χρησιμοποιώντας τα δεδομένα που δίνονται στο Παράρτημα 6, καθορίστε πόσες φορές περισσότερη ενέργεια χρειάζεται να δαπανηθεί για να αποσπαστεί ένα ηλεκτρόνιο από όλα τα άτομα νατρίου με μάζα 3 g από ό,τι από όλα τα άτομα καλίου της ίδιας μάζας. Γιατί αυτή η αναλογία διαφέρει από την αναλογία των μοριακών ενεργειών ιονισμού των ίδιων ατόμων;
3. Σύμφωνα με τα δεδομένα που δίνονται στο Παράρτημα 6, σχεδιάστε την εξάρτηση της μοριακής ενέργειας ιοντισμού από τον σειριακό αριθμό για στοιχεία με Ζαπό 1 έως 40. Οι διαστάσεις του γραφήματος είναι οι ίδιες με την εργασία της προηγούμενης παραγράφου. Δείτε αν αυτό το γράφημα ταιριάζει με την επιλογή των «περιόδων» του συστήματος των στοιχείων.
6.14. Ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων
.Το δεύτερο πιο σημαντικό ενεργειακό χαρακτηριστικό ενός ατόμου είναι ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων(μιΜε).
Στην πράξη, όπως και στην περίπτωση της ενέργειας ιονισμού, χρησιμοποιείται συνήθως η αντίστοιχη μοριακή ποσότητα - μοριακή ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων().
Η μοριακή ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων δείχνει ποια είναι η ενέργεια που απελευθερώνεται όταν προστίθεται ένα γραμμομόριο ηλεκτρονίων σε ένα γραμμομόριο ουδέτερων ατόμων (ένα ηλεκτρόνιο σε κάθε άτομο). Όπως η μοριακή ενέργεια ιονισμού, αυτή η ποσότητα μετριέται επίσης σε kilojoules ανά mole.
Με την πρώτη ματιά, μπορεί να φαίνεται ότι σε αυτή την περίπτωση δεν πρέπει να απελευθερώνεται ενέργεια, επειδή ένα άτομο είναι ένα ουδέτερο σωματίδιο και δεν υπάρχουν ηλεκτροστατικές δυνάμεις έλξης μεταξύ ενός ουδέτερου ατόμου και ενός αρνητικά φορτισμένου ηλεκτρονίου. Αντίθετα, πλησιάζοντας το άτομο, το ηλεκτρόνιο, όπως φαίνεται, θα πρέπει να απωθείται από τα ίδια αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια που σχηματίζουν το ηλεκτρονιακό κέλυφος. Στην πραγματικότητα αυτό δεν είναι αλήθεια. Θυμηθείτε αν έχετε ποτέ ασχοληθεί με το ατομικό χλώριο. Φυσικά και όχι. Άλλωστε, υπάρχει μόνο σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες. Ακόμη πιο σταθερό μοριακό χλώριο πρακτικά δεν βρίσκεται στη φύση - εάν είναι απαραίτητο, πρέπει να ληφθεί χρησιμοποιώντας χημικές αντιδράσεις. Και πρέπει να αντιμετωπίζετε συνεχώς το χλωριούχο νάτριο (κοινό αλάτι). Άλλωστε, το επιτραπέζιο αλάτι καταναλώνεται από ένα άτομο με φαγητό καθημερινά. Και είναι αρκετά συνηθισμένο στη φύση. Αλλά τελικά, το επιτραπέζιο αλάτι περιέχει ιόντα χλωρίου, δηλαδή άτομα χλωρίου που έχουν προσκολλήσει ένα «επιπλέον» ηλεκτρόνιο το καθένα. Ένας από τους λόγους για αυτόν τον επιπολασμό των ιόντων χλωρίου είναι ότι τα άτομα χλωρίου έχουν την τάση να προσκολλούν ηλεκτρόνια, δηλαδή όταν τα ιόντα χλωρίου σχηματίζονται από άτομα χλωρίου και ηλεκτρόνια, απελευθερώνεται ενέργεια.
Ένας από τους λόγους για την απελευθέρωση ενέργειας είναι ήδη γνωστός σε εσάς - σχετίζεται με την αύξηση της συμμετρίας του κελύφους ηλεκτρονίων του ατόμου χλωρίου κατά τη μετάβαση σε ένα μεμονωμένο φορτίο ανιόν. Ταυτόχρονα, όπως θυμάστε, ενέργεια 3 Π- το υποεπίπεδο μειώνεται. Υπάρχουν και άλλοι πιο περίπλοκοι λόγοι.
Λόγω του γεγονότος ότι αρκετοί παράγοντες επηρεάζουν την τιμή της ενέργειας συγγένειας ηλεκτρονίων, η φύση της αλλαγής αυτής της τιμής σε ένα σύστημα στοιχείων είναι πολύ πιο περίπλοκη από τη φύση της αλλαγής στην ενέργεια ιονισμού. Μπορείτε να πειστείτε για αυτό αναλύοντας τον πίνακα που δίνεται στο Παράρτημα 7. Αλλά επειδή η τιμή αυτής της ποσότητας καθορίζεται, πρώτα απ 'όλα, από την ίδια ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση με τις τιμές της ενέργειας ιονισμού, τότε η αλλαγή της στο σύστημα των στοιχείων (τουλάχιστον σε ομάδες Α-) σε σε γενικούς όρουςπαρόμοια με μια αλλαγή στην ενέργεια ιονισμού, δηλαδή, η ενέργεια της συγγένειας ηλεκτρονίων στην ομάδα μειώνεται και κατά την περίοδο αυξάνεται. Είναι μέγιστο στα άτομα του φθορίου (328 kJ/mol) και του χλωρίου (349 kJ/mol). Η φύση της αλλαγής της ενέργειας συγγένειας ηλεκτρονίων στο σύστημα στοιχείων μοιάζει με τη φύση της αλλαγής στην ενέργεια ιονισμού, δηλαδή, η κατεύθυνση της αύξησης της ενέργειας συγγένειας ηλεκτρονίων μπορεί να παρουσιαστεί σχηματικά ως εξής:
2. Στην ίδια κλίμακα κατά μήκος του οριζόντιου άξονα όπως και στις προηγούμενες εργασίες, σχεδιάστε την εξάρτηση της μοριακής ενέργειας της συγγένειας ηλεκτρονίων από τον αύξοντα αριθμό για άτομα στοιχείων με Ζαπό 1 έως 40 χρησιμοποιώντας την εφαρμογή 7.
3. Ποια είναι η φυσική έννοια των ενεργειών αρνητικής συγγένειας ηλεκτρονίων;
4. Γιατί, από όλα τα άτομα των στοιχείων της 2ης περιόδου, μόνο το βηρύλλιο, το άζωτο και το νέο έχουν αρνητικές τιμές της μοριακής ενέργειας της συγγένειας ηλεκτρονίων;
6.15. Η τάση των ατόμων να δίνουν και να αποκτούν ηλεκτρόνια
Γνωρίζετε ήδη ότι η τάση ενός ατόμου να δωρίζει τα δικά του και να δέχεται ξένα ηλεκτρόνια εξαρτάται από τα ενεργειακά του χαρακτηριστικά (ενέργεια ιονισμού και ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων). Ποια άτομα είναι πιο διατεθειμένα να δωρίσουν τα ηλεκτρόνια τους και ποια είναι πιο διατεθειμένα να δέχονται ξένους;
Για να απαντήσουμε σε αυτό το ερώτημα, ας συνοψίσουμε στον Πίνακα 15 όλα όσα γνωρίζουμε για την αλλαγή σε αυτές τις κλίσεις στο σύστημα των στοιχείων.
Πίνακας 15
Η ενεργειακή κατάσταση και η διάταξη των ηλεκτρονίων σε κελύφη ή στρώματα ατόμων καθορίζεται από τέσσερις αριθμούς, οι οποίοι ονομάζονται κβαντικοί αριθμοί και συνήθως συμβολίζονται με τα σύμβολα n, l, s και j. Οι κβαντικοί αριθμοί έχουν ασυνεχή ή διακριτό χαρακτήρα, δηλαδή μπορούν να λάβουν μόνο μεμονωμένες, διακριτές, τιμές, ακέραιο ή ημιακέραιο.
Σε σχέση με τους κβαντικούς αριθμούς n, l, s και j, είναι επίσης απαραίτητο να έχουμε κατά νου τα εξής:
1. Ο κβαντικός αριθμός n ονομάζεται κύριος. Είναι κοινό σε όλα τα ηλεκτρόνια που αποτελούν το ίδιο ηλεκτρονιακό κέλυφος. Με άλλα λόγια, καθένα από τα φλοιά ηλεκτρονίων ενός ατόμου αντιστοιχεί σε μια ορισμένη τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού, δηλαδή: για τα κελύφη ηλεκτρονίων K, L, M, N, O, P και Q, οι κύριοι κβαντικοί αριθμοί είναι αντίστοιχα 1 , 2, 3, 4, 5, 6 και 7. Στην περίπτωση ενός ατόμου ενός ηλεκτρονίου (άτομο υδρογόνου), ο κύριος κβαντικός αριθμός χρησιμεύει για τον προσδιορισμό της τροχιάς του ηλεκτρονίου και, ταυτόχρονα, της ενέργειας του άτομο σε ακίνητη κατάσταση.
2. Ο κβαντικός αριθμός I ονομάζεται πλευρικός ή τροχιακός και καθορίζει τη ροπή της ορμής του ηλεκτρονίου, που προκαλείται από την περιστροφή του γύρω από τον ατομικό πυρήνα. Ο πλευρικός κβαντικός αριθμός μπορεί να έχει τις τιμές 0, 1, 2, 3, . . . , και στο γενική εικόναπου συμβολίζεται με τα σύμβολα s, p, d, f, . . . Τα ηλεκτρόνια που έχουν τον ίδιο πλευρικό κβαντικό αριθμό σχηματίζουν μια υποομάδα ή, όπως λέγεται συχνά, βρίσκονται στο ίδιο ενεργειακό υποεπίπεδο.
3. Ο κβαντικός αριθμός s ονομάζεται συχνά αριθμός σπιν, αφού καθορίζει τη γωνιακή ορμή ενός ηλεκτρονίου που προκαλείται από τη δική του περιστροφή (ορμή σπιν).
4. Ο κβαντικός αριθμός j ονομάζεται εσωτερικός και προσδιορίζεται από το άθροισμα των διανυσμάτων l και s.
Κατανομή ηλεκτρονίων στα άτομα(ατομικά κελύφη) ακολουθεί επίσης μερικά γενικές προμήθειες, εκ των οποίων πρέπει να προσδιορίσετε:
1. Η αρχή Pauli, σύμφωνα με την οποία δεν μπορούν να υπάρχουν περισσότερα από ένα ηλεκτρόνια σε ένα άτομο με τις ίδιες τιμές και των τεσσάρων κβαντικών αριθμών, δηλαδή δύο ηλεκτρόνια στο ίδιο άτομο πρέπει να διαφέρουν στην τιμή ενός τουλάχιστον κβαντικού αριθμού .
2. Η ενεργειακή αρχή, σύμφωνα με την οποία στη θεμελιώδη κατάσταση ενός ατόμου όλα τα ηλεκτρόνια του πρέπει να βρίσκονται στα χαμηλότερα ενεργειακά επίπεδα.
3. Η αρχή του αριθμού (αριθμού) ηλεκτρονίων σε κελύφη, σύμφωνα με την οποία ο οριακός αριθμός ηλεκτρονίων σε φλοιούς δεν μπορεί να υπερβαίνει το 2n 2, όπου n είναι ο κύριος κβαντικός αριθμός ενός δεδομένου φλοιού. Εάν ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε κάποιο κέλυφος φτάσει την οριακή τιμή, τότε το κέλυφος γεμίζει και ένα νέο κέλυφος ηλεκτρονίων αρχίζει να σχηματίζεται στα επόμενα στοιχεία.
Σύμφωνα με όσα ειπώθηκαν, ο παρακάτω πίνακας δίνει: 1) ονομασίες γραμμάτων των κελυφών ηλεκτρονίων. 2) τις αντίστοιχες τιμές των κύριων και πλευρικών κβαντικών αριθμών. 3) σύμβολα υποομάδων. 4) θεωρητικά υπολογισμένος μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων τόσο σε μεμονωμένες υποομάδες όσο και σε κελύφη συνολικά. Θα πρέπει να επισημανθεί ότι στα κελύφη K, L και M, ο αριθμός των ηλεκτρονίων και η κατανομή τους στις υποομάδες, που προσδιορίζονται από την εμπειρία, ανταποκρίνονται πλήρως στους θεωρητικούς υπολογισμούς, αλλά παρατηρούνται σημαντικές αποκλίσεις στα ακόλουθα κελύφη: ο αριθμός των ηλεκτρονίων στην υποομάδα f φτάνει την οριακή τιμή μόνο στο N κέλυφος, στο επόμενο κέλυφος, μειώνεται και, στη συνέχεια, ολόκληρη η υποομάδα f εξαφανίζεται.
|
Κέλυφος |
||||||||||||||||||||||||||||
|
Υποομάδα |
||||||||||||||||||||||||||||
|
Αριθμός ηλεκτρονίων σε μια υποομάδα |
||||||||||||||||||||||||||||
|
Αριθμός ηλεκτρονίων στο κέλυφος (2n 2) |
||||||||||||||||||||||||||||
Ο πίνακας δίνει τον αριθμό των ηλεκτρονίων στα κελύφη και την κατανομή τους ανά υποομάδες για όλα τα χημικά στοιχεία, συμπεριλαμβανομένων των υπερουρανικών. Τα αριθμητικά δεδομένα αυτού του πίνακα καθορίστηκαν ως αποτέλεσμα πολύ προσεκτικών φασματοσκοπικών μελετών.
|
1η περίοδος |
||||||||
|
2η περίοδος |
||||||||
|
3η περίοδος |
||||||||
|
4η περίοδος |
||||||||
|
5η περίοδος |
||||||||
|
6η περίοδος |
||||||||
|
7η περίοδος |
||||||||
_______________
Πηγή πληροφοριών:ΣΥΝΤΟΜΟ ΦΥΣΙΚΟ ΚΑΙ ΤΕΧΝΙΚΟ ΕΓΧΕΙΡΙΔΙΟ / Τόμος 1, - Μ .: 1960.