توزیع الکترون ها بر روی سطوح در اتم n. توزیع الکترون ها بر اساس سطوح انرژی در عناصر شیمیایی مختلف چگونه است. ترکیب و ساختار الکترونیکی اتم

6.6. ویژگی های ساختار الکترونیکی اتم های کروم، مس و برخی عناصر دیگر

اگر به ضمیمه 4 با دقت نگاه کرده باشید، احتمالا متوجه شده اید که برای اتم های برخی عناصر، توالی پر شدن اوربیتال ها با الکترون نقض می شود. گاهی اوقات این تخلفات "استثنا" نامیده می شود، اما اینطور نیست - هیچ استثنایی برای قوانین طبیعت وجود ندارد!

اولین عنصر با چنین نقض کروم است. اجازه دهید ساختار الکترونیکی آن را با جزئیات بیشتری در نظر بگیریم (شکل 6.16 آ). اتم کروم دارای 4 است س- همانطور که انتظار می رود، سطح فرعی دو نیست، بلکه فقط یک الکترون است. اما برای 3 د-پنج الکترون زیرسطحی، اما این سطح فرعی بعد از 4 پر می شود س-sublevel (نگاه کنید به شکل 6.4). برای درک اینکه چرا این اتفاق می افتد، بیایید ببینیم که ابرهای الکترونی 3 هستند دزیرسطح این اتم

هر یک از این پنج 3 د-ابرها در این حالت توسط یک الکترون تشکیل می شوند. همانطور که قبلاً از § 4 این فصل می دانید، ابر الکترونی مشترک این پنج الکترون کروی است، یا، همانطور که می گویند، کروی متقارن است. با توجه به ماهیت توزیع چگالی الکترون در جهات مختلف، مشابه 1 است س-EO. انرژی سطح فرعی که الکترون‌های آن چنین ابری را تشکیل می‌دهند کمتر از یک ابر کم‌متقارن است. در این حالت انرژی اوربیتال ها 3 د-سطح فرعی برابر با انرژی 4 است س-اوربیتال ها وقتی تقارن شکسته می شود، مثلاً وقتی الکترون ششم ظاهر می شود، انرژی اوربیتال ها 3 است. د-سطح فرعی دوباره بیشتر از انرژی 4 می شود س-اوربیتال ها بنابراین، اتم منگنز دوباره یک الکترون دوم برای 4 دارد س-AO.
تقارن کروی دارای یک ابر مشترک از هر سطح فرعی است که با الکترون ها به صورت نیمه و کامل پر شده است. کاهش انرژی در این موارد است شخصیت کلیو به این بستگی ندارد که آیا هر سطح فرعی از نیمه یا کامل با الکترون پر شده باشد. و اگر چنین است، پس باید به دنبال نقض بعدی در اتم باشیم، در لایه الکترونی که نهمین "آخر" آن است. د-الکترون در واقع اتم مس 3 دارد دالکترون زیرسطح 10 و 4 س- تنها یک سطح فرعی وجود دارد (شکل 6.16 ب).
کاهش انرژی اوربیتال های یک سطح فرعی کاملاً یا نیمه پر، علت تعدادی پدیده شیمیایی مهم است که با برخی از آنها آشنا خواهید شد.

در شیمی، خواص اتم های جدا شده، به عنوان یک قاعده، مورد مطالعه قرار نمی گیرد، زیرا تقریبا تمام اتم ها، که بخشی از مواد مختلف هستند، پیوندهای شیمیایی تشکیل می دهند. پیوندهای شیمیایی در طی برهمکنش لایه های الکترونی اتم ها تشکیل می شوند. برای همه اتم ها (به جز هیدروژن)، همه الکترون ها در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت نمی کنند: برای بور، سه الکترون از پنج الکترون، برای کربن، چهار از شش، و برای مثال، برای باریم، دو از پنجاه الکترون. شش این الکترون های "فعال" نامیده می شوند الکترون های ظرفیت.

گاهی اوقات الکترون های ظرفیت با اشتباه گرفته می شوند خارجیالکترون ها، اما آنها یک چیز نیستند.

ابرهای الکترونی الکترون های بیرونی حداکثر شعاع (و حداکثر مقدار عدد کوانتومی اصلی) را دارند.

دقیقا الکترون های بیرونیدر وهله اول در تشکیل پیوندها شرکت کنید، البته فقط به این دلیل که وقتی اتم ها به یکدیگر نزدیک می شوند، اول از همه ابرهای الکترونی تشکیل شده توسط این الکترون ها با هم تماس پیدا می کنند. اما در کنار آنها، بخشی از الکترون ها نیز می توانند در تشکیل یک پیوند شرکت کنند. پیش خارجیلایه (ماقبل آخر)، اما فقط در صورتی که انرژی آنها تفاوت چندانی با انرژی الکترون های بیرونی نداشته باشد. هر دو آن و سایر الکترون های اتم ظرفیتی هستند. (در لانتانیدها و اکتینیدها، حتی برخی از الکترون های "پیش خارجی" ظرفیتی هستند)
انرژی الکترونهای ظرفیت بسیار بیشتر از انرژی سایر الکترونهای اتم است و الکترونهای ظرفیتی از نظر انرژی بسیار کمتر با یکدیگر تفاوت دارند.
الکترون‌های بیرونی همیشه ظرفیتی هستند فقط در صورتی که اتم بتواند پیوندهای شیمیایی تشکیل دهد. بنابراین، هر دو الکترون اتم هلیوم خارجی هستند، اما نمی توان آنها را ظرفیت نامید، زیرا اتم هلیوم به هیچ وجه پیوند شیمیایی تشکیل نمی دهد.
الکترون های ظرفیت اشغال می کنند اوربیتال های ظرفیتی، که به نوبه خود شکل می گیرند سطوح فرعی ظرفیت.

به عنوان مثال، یک اتم آهن را در نظر بگیرید که پیکربندی الکترونیکی آن در شکل 1 نشان داده شده است. 6.17. از الکترون های اتم آهن، حداکثر عدد کوانتومی اصلی ( n= 4) فقط دو عدد 4 دارند س-الکترون بنابراین، آنها الکترون های بیرونی این اتم هستند. اوربیتال های بیرونی اتم آهن همه اوربیتال های با n= 4، و سطوح فرعی بیرونی همه سطوح فرعی هستند که توسط این اوربیتال ها تشکیل شده اند، یعنی 4 س-, 4پ-, 4د- و 4 f-EPU
الکترون های بیرونی همیشه ظرفیتی هستند، بنابراین، 4 س-الکترون های یک اتم آهن الکترون های ظرفیتی هستند. و اگر چنین است، پس 3 د-الکترون هایی با انرژی کمی بالاتر نیز ظرفیت خواهند بود. در سطح بیرونی اتم آهن، علاوه بر 4 پر شده است س-AO هنوز 4 رایگان وجود دارد پ-, 4د- و 4 f-AO. همه آنها خارجی هستند، اما تنها 4 آنها ظرفیت هستند آر-AO، از آنجایی که انرژی اوربیتال های باقی مانده بسیار بیشتر است و ظهور الکترون ها در این اوربیتال ها برای اتم آهن مفید نیست.

بنابراین، اتم آهن
سطح الکترونیکی خارجی - چهارم،
سطوح فرعی بیرونی - 4 س-, 4پ-, 4د- و 4 f-EPU،
اوربیتال های بیرونی - 4 س-, 4پ-, 4د- و 4 f-AO،
الکترون بیرونی - دو 4 س-الکترون (4 س 2),
لایه الکترونی بیرونی چهارمین لایه است،
ابر الکترونی خارجی - 4 س-EO
سطوح فرعی ظرفیت - 4 س-, 4پ-، و 3 د-EPU،
اوربیتال های ظرفیتی - 4 س-, 4پ-، و 3 د-AO،
الکترون ظرفیت - دو 4 س-الکترون (4 س 2) و شش 3 د-الکترون ها (3 د 6).

سطوح فرعی ظرفیت می توانند تا حدی یا به طور کامل با الکترون ها پر شوند یا اصلاً آزاد بمانند. با افزایش بار هسته، مقادیر انرژی همه سطوح فرعی کاهش می یابد، اما به دلیل تعامل الکترون ها با یکدیگر، انرژی سطوح فرعی مختلف با "سرعت" متفاوت کاهش می یابد. انرژی به طور کامل پر شده است د- و f-سطوح فرعی آنقدر کاهش می یابد که دیگر ظرفیتی نیستند.

به عنوان مثال، اتم های تیتانیوم و آرسنیک را در نظر بگیرید (شکل 6.18).

در مورد اتم تیتانیوم 3 د-EPU فقط تا حدی با الکترون پر شده است و انرژی آن از انرژی 4 بیشتر است س-EPU و 3 د-الکترون ها ظرفیت هستند. در اتم آرسنیک 3 د-EPU کاملاً پر از الکترون است و انرژی آن بسیار کمتر از انرژی 4 است س-EPU، و بنابراین 3 د-الکترون ها ظرفیت نیستند.
در این مثال ها تحلیل کردیم پیکربندی الکترونیکی ظرفیتاتم های تیتانیوم و آرسنیک

پیکربندی الکترونیکی ظرفیت یک اتم به صورت تصویر شده است فرمول الکترونیکی ظرفیت، یا به شکل نمودار انرژی سطوح فرعی ظرفیت.

الکترونهای ظرفیت، الکترونهای خارجی، والانس EPU، والنس AO، پیکربندی الکترون والانس اتم، فرمول الکترون والانس، نمودار زیرسطحی والانس.

1. در نمودارهای انرژی که تدوین کرده اید و در فرمول های الکترونیکی کامل اتم های Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar الکترون های خارجی و ظرفیتی را نشان دهید. فرمول های الکترونیکی ظرفیت این اتم ها را بنویسید. در نمودارهای انرژی، قسمت های مربوط به نمودار انرژی سطوح فرعی ظرفیت را برجسته کنید.
2. آنچه بین پیکربندی الکترونیکی اتم ها مشترک است a) Li و Na، B و Al، O و S، Ne و Ar. ب) Zn و Mg، Sc و Al، Cr و S، Ti و Si. ج) H و He، Li و O، K و Kr، Sc و Ga. چه تفاوت هایی با هم دارند
3. چند سطح فرعی ظرفیت در لایه الکترونی یک اتم از هر یک از عناصر وجود دارد: الف) هیدروژن، هلیوم و لیتیوم، ب) نیتروژن، سدیم و گوگرد، ج) پتاسیم، کبالت و ژرمانیوم.
4. چند اوربیتال ظرفیتی به طور کامل در اتم الف) بور، ب) فلوئور، ج) سدیم پر شده است؟
5. یک اتم چند اوربیتال با الکترون جفت نشده دارد الف) بور، ب) فلوئور، ج) آهن.
6. یک اتم منگنز چند اوربیتال بیرونی آزاد دارد؟ چند ظرفیت آزاد؟
7. برای درس بعدی، یک نوار کاغذ به عرض 20 میلی متر آماده کنید، آن را به سلول هایی (20 × 20 میلی متر) تقسیم کنید و یک سری عناصر طبیعی را روی این نوار اعمال کنید (از هیدروژن تا میتنریوم).
8. همانطور که در شکل نشان داده شده است، در هر سلول، نماد عنصر، شماره سریال و فرمول الکترونیکی ظرفیت را قرار دهید. 6.19 (از پیوست 4 استفاده کنید).

سیستم سازی عناصر شیمیایی بر اساس سری طبیعی عناصر است و اصل شباهت لایه های الکترونیاتم های آنها
با جنبه طبیعی عناصر شیمیاییشما قبلا آشنا هستید حال بیایید با اصل شباهت لایه های الکترونی آشنا شویم.
با توجه به فرمول های الکترونیکی ظرفیت اتم ها در NRE، به راحتی می توان فهمید که برای برخی اتم ها فقط در مقادیر عدد کوانتومی اصلی تفاوت دارند. به عنوان مثال، 1 س 1 برای هیدروژن، 2 س 1 برای لیتیوم، 3 س 1 برای سدیم و غیره یا 2 س 2 2پ 5 برای فلوئور، 3 س 2 3پ 5 برای کلر، 4 س 2 4پ 5 برای برم و غیره. این بدان معنی است که نواحی بیرونی ابرهای الکترون های ظرفیتی چنین اتم هایی از نظر شکل بسیار شبیه هستند و فقط از نظر اندازه (و البته در چگالی الکترون) با هم تفاوت دارند. و اگر چنین است، می توان ابرهای الکترونی چنین اتمی و پیکربندی ظرفیت متناظر آنها را نامید. مشابه. برای اتم های عناصر مختلف با پیکربندی های الکترونیکی مشابه، می توانیم بنویسیم فرمول های الکترونیکی ظرفیت رایج: ns 1 در مورد اول و ns 2 np 5 در دوم. با حرکت در امتداد سری طبیعی عناصر، می توان گروه های دیگری از اتم ها را با پیکربندی ظرفیت مشابه پیدا کرد.
به این ترتیب، در سری طبیعی عناصر، اتم‌هایی با پیکربندی‌های الکترونیکی ظرفیت مشابه به طور منظم رخ می‌دهند. این اصل شباهت لایه های الکترونی است.
بیایید سعی کنیم شکل این نظم را آشکار کنیم. برای این کار از سری طبیعی عناصری که ساخته اید استفاده می کنیم.

NRE با هیدروژن شروع می شود که فرمول الکترونیکی ظرفیت آن 1 است سیکی . در جستجوی پیکربندی‌های ظرفیت مشابه، سری طبیعی عناصر را در مقابل عناصر با یک فرمول الکترونیکی ظرفیت مشترک برش دادیم. ns 1 (یعنی قبل از لیتیوم، قبل از سدیم و غیره). ما به اصطلاح "دوره" عناصر دریافت کرده ایم. بیایید «دوره‌های» حاصل را اضافه کنیم تا به ردیف‌های جدول تبدیل شوند (شکل 6.20 را ببینید). در نتیجه، تنها اتم های دو ستون اول جدول دارای چنین تنظیمات الکترونیکی خواهند بود.

بیایید سعی کنیم به شباهت پیکربندی های الکترونیکی ظرفیت در سایر ستون های جدول دست یابیم. برای این کار، عناصر با اعداد 58 - 71 و 90 -103 را از دوره های 6 و 7 برش می دهیم (آنها 4 دارند. f- و 5 f-sublevels) و آنها را زیر میز قرار دهید. همانطور که در شکل نشان داده شده است نمادهای عناصر باقیمانده به صورت افقی جابه جا می شوند. پس از آن، اتم های عناصر در همان ستون جدول دارای تنظیمات ظرفیت مشابهی خواهند بود که می تواند در فرمول های الکترونیکی ظرفیت عمومی بیان شود: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)د 1 , ns 2 (n–1)د 2 و به همین ترتیب تا ns 2 np 6. تمام انحرافات از فرمول های ظرفیت کلی با همان دلایلی که در مورد کروم و مس توضیح داده شده است (به بند 6.6 مراجعه کنید) توضیح داده می شود.

همانطور که می بینید، با استفاده از NRE و به کارگیری اصل شباهت لایه های الکترونی، موفق به سیستماتیک کردن عناصر شیمیایی شدیم. چنین سیستمی از عناصر شیمیایی نامیده می شود طبیعی، زیرا صرفاً بر اساس قوانین طبیعت است. جدولی که ما دریافت کردیم (شکل 6.21) یکی از روش های ترسیم گرافیکی یک سیستم طبیعی از عناصر است و نامیده می شود. جدول دوره طولانی عناصر شیمیایی

اصل تشابه پوسته های الکترونیکی، سیستم طبیعی عناصر شیمیایی (سیستم "پریودیک")، جدول عناصر شیمیایی.

بیایید با جزئیات بیشتر با ساختار جدول دوره طولانی عناصر شیمیایی آشنا شویم.
سطرهای این جدول، همانطور که می دانید، "دوره های" عناصر نامیده می شوند. دوره ها با اعداد عربی از 1 تا 7 شماره گذاری می شوند. فقط دو عنصر در دوره اول وجود دارد. دوره دوم و سوم که هر کدام شامل هشت عنصر است نامیده می شود کوتاهدوره ها دوره چهارم و پنجم که هر کدام شامل 18 عنصر است، نامیده می شود طولانیدوره ها دوره ششم و هفتم که هر کدام شامل 32 عنصر است، نامیده می شوند طولانیدوره ها
ستون های این جدول نامیده می شوند گروه هاعناصر. اعداد گروه با اعداد رومی با حروف لاتین A یا B نشان داده می شوند.
عناصر برخی از گروه ها نام های مشترک (گروهی) خود را دارند: عناصر گروه IA (Li، Na، K، Rb، Cs، Fr) - عناصر قلیایی(یا عناصر فلزی قلیایی) عناصر گروه IIA (Ca، Sr، Ba و Ra) - عناصر قلیایی خاکی(یا عناصر فلزی خاکی قلیایی)(نام "فلزات قلیایی" و فلزات قلیایی خاکی" به مواد ساده ای اطلاق می شود که توسط عناصر مربوطه تشکیل شده اند و نباید به عنوان نام گروه های عناصر استفاده شوند؛ عناصر گروه VIA (O, S, Se, Te, Po) - کالکوژن هاعناصر گروه VIIA (F, Cl, Br, I, At) – هالوژن هاعناصر گروه VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – عناصر گاز نجیب.(نام سنتی "گازهای نجیب" به مواد ساده نیز اطلاق می شود)
عناصری که معمولاً در قسمت پایین جدول با شماره سریال 58 - 71 (Ce - Lu) قرار می گیرند نامیده می شوند. لانتانیدها("به دنبال لانتانیم")، و عناصر با شماره سریال 90 - 103 (Th - Lr) - اکتینیدها("به دنبال اکتینیوم"). نوع دیگری از جدول دوره طولانی وجود دارد که در آن لانتانیدها و اکتینیدها از NRE بریده نمی شوند، اما در دوره های بسیار طولانی در جای خود باقی می مانند. این جدول گاهی اوقات نامیده می شود دوره فوق العاده طولانی.
جدول دوره طولانی به چهار تقسیم می شود مسدود کردن(یا بخش ها).
s-blockشامل عناصر گروه های IA و IIA با فرمول های الکترونیکی ظرفیت مشترک است ns 1 و ns 2 (عناصر s).
p-blockشامل عناصری از گروه IIIA تا VIIIA با فرمول های الکترونیکی ظرفیت رایج از ns 2 np 1 به ns 2 np 6 (عناصر p).
d-blockشامل عناصری از گروه IIIB تا IIB با فرمول های الکترونیکی ظرفیت رایج از ns 2 (n–1)د 1 به ns 2 (n–1)د 10 (عناصر d).
f-blockشامل لانتانیدها و اکتینیدها ( عناصر f).

عناصر س- و پبلوک ها گروه های A و عناصر را تشکیل می دهند دبلوک - B-گروه یک سیستم از عناصر شیمیایی. همه f- عناصر به طور رسمی در گروه IIIB گنجانده شده اند.
عناصر دوره اول - هیدروژن و هلیوم - هستند س- عناصر را می توان در گروه های IA و IIA قرار داد. اما هلیم بیشتر در گروه VIIIA به عنوان عنصری که دوره با آن به پایان می رسد قرار می گیرد که کاملاً با خواص آن سازگار است (هلیوم مانند سایر مواد ساده ای که توسط عناصر این گروه تشکیل می شود یک گاز نجیب است). هیدروژن اغلب در گروه VIIA قرار می گیرد، زیرا خواص آن به هالوژن ها بسیار نزدیکتر از عناصر قلیایی است.
هر یک از دوره های سیستم با عنصری شروع می شود که دارای پیکربندی ظرفیت اتم ها است ns 1، زیرا از این اتم ها است که تشکیل لایه الکترونی بعدی آغاز می شود و با عنصری با پیکربندی ظرفیت اتم ها به پایان می رسد. ns 2 np 6 (به جز دوره اول). این امر شناسایی گروه‌هایی از سطوح فرعی را در نمودار انرژی که با الکترون‌ها در اتم‌های هر یک از دوره‌ها پر شده‌اند آسان می‌کند (شکل 6.22). این کار را با تمام سطوح فرعی نشان داده شده در کپی که از شکل 6.4 ساخته اید، انجام دهید. سطوح فرعی مشخص شده در شکل 6.22 (به جز سطوح کاملاً پر شده). د- و fسطوح فرعی) ظرفیتی برای اتم های همه عناصر یک دوره معین است.
ظهور در دوره ها س-, پ-, د- یا f- عناصر به طور کامل با دنباله پر کردن سازگار هستند س-, پ-, د- یا f- سطوح فرعی الکترون ها این ویژگی از سیستم عناصر اجازه می دهد تا با دانستن دوره و گروه که شامل یک عنصر معین است، فورا فرمول الکترونیکی ظرفیت آن را بنویسید.

جدول دوره ای بلند عناصر شیمیایی، بلوک ها، دوره ها، گروه ها، عناصر قلیایی، عناصر قلیایی زمین، کالکوژن ها، هالوژن ها، عناصر گاز نجیب، لانتانوئیدها، اکتینوئیدها.
فرمول های الکترونیکی ظرفیت کلی اتم های عناصر الف) گروه های IVA و IVB، ب) گروه های IIIA و VIIB را بنویسید؟
2. چه چیزی بین پیکربندی الکترونیکی اتم های عناصر گروه A و B مشترک است؟ تفاوت آنها چگونه است؟
3. چند گروه از عناصر در الف) گنجانده شده است. سبلوک، ب) آربلوک، ج) د-مسدود کردن؟
4. شکل 30 را در جهت افزایش انرژی سطوح فرعی ادامه دهید و گروه هایی از سطوح فرعی را که در دوره های 4، 5 و 6 با الکترون پر شده اند، انتخاب کنید.
5. سطوح فرعی ظرفیت اتم ها را فهرست کنید الف) کلسیم، ب) فسفر، ج) تیتانیوم، د) کلر، ه) سدیم. 6. نحوه تفاوت عناصر s-، p- و d با یکدیگر را فرمول بندی کنید.
7. توضیح دهید که چرا یک اتم به هر عنصر تعلق دارد، با تعداد پروتون های هسته تعیین می شود، نه با جرم این اتم.
8. برای اتم های لیتیوم، آلومینیوم، استرانسیوم، سلنیوم، آهن و سرب، ظرفیت، فرمول های الکترونیکی کامل و مختصر بسازید و نمودار انرژی سطوح فرعی ظرفیت را رسم کنید. 9. اتم های آن عناصر با فرمول های الکترونیکی ظرفیت زیر مطابقت دارند: 3 س 1 , 4س 1 3د 1، 2s 2 2 پ 6 , 5س 2 5پ 2 , 5س 2 4د 2 ?

برای اهداف مختلف، ما باید پیکربندی کامل یا ظرفیت یک اتم را بدانیم. هر یک از این پیکربندی های الکترونیکی را می توان هم با فرمول و هم با نمودار انرژی نشان داد. به این معنا که، پیکربندی کامل الکترونیکی یک اتمبیان فرمول کامل الکترونیکی اتم، یا نمودار انرژی کامل یک اتم. در نوبتش، پیکربندی الکترون ظرفیت یک اتمبیان ظرفیت(یا، همانطور که اغلب نامیده می شود، " کوتاه ") فرمول الکترونیکی اتم، یا نمودار سطوح فرعی ظرفیت یک اتم(شکل 6.23).

قبلاً با استفاده از اعداد ترتیبی عناصر، فرمول های الکترونیکی اتم ها را می ساختیم. در همان زمان، دنباله پر شدن سطوح فرعی با الکترون را مطابق نمودار انرژی تعیین کردیم: 1 س, 2س, 2پ, 3س, 3پ, 4س, 3د, 4پ, 5س, 4د, 5پ, 6س, 4f, 5د, 6پ, 7سو غیره و فقط با نوشتن فرمول کامل الکترونیکی، می‌توانیم فرمول ظرفیت را نیز یادداشت کنیم.
نوشتن فرمول الکترونیکی ظرفیت اتم که بیشتر مورد استفاده قرار می گیرد، بر اساس موقعیت عنصر در سیستم عناصر شیمیایی، با توجه به مختصات دوره-گروه راحت تر است.
بیایید با جزئیات در نظر بگیریم که چگونه این کار برای عناصر انجام می شود س-, پ- و د- بلوک ها
برای عناصر سفرمول الکترونیکی ظرفیت بلوکی یک اتم از سه نماد تشکیل شده است. به طور کلی می توان آن را اینگونه نوشت:

در وهله اول (در جای یک سلول بزرگ) عدد دوره (برابر عدد کوانتومی اصلی اینها) است. س-الکترونها) و در سوم (در بالانویس) - تعداد گروه (برابر تعداد الکترونهای ظرفیت). با در نظر گرفتن یک اتم منیزیم (دوره سوم، گروه IIA)، به عنوان مثال به دست می آوریم:

برای عناصر پفرمول الکترونیکی ظرفیت بلوکی یک اتم از شش کاراکتر تشکیل شده است:

در اینجا، به جای سلول های بزرگ، عدد دوره نیز قرار می گیرد (برابر عدد کوانتومی اصلی آنها س- و پ-الکترون ها) و عدد گروه (برابر تعداد الکترون های ظرفیت) برابر با مجموع نویسندگان است. برای اتم اکسیژن (دوره دوم، گروه VIA) دریافت می کنیم:

2س 2 2پ 4 .

فرمول الکترونیکی ظرفیت اکثر عناصر دبلوک را می توان به صورت زیر نوشت:

مانند موارد قبلی، در اینجا به جای سلول اول، عدد دوره (برابر عدد کوانتومی اصلی اینها) قرار داده شده است. س-الکترون ها). عدد در سلول دوم یک عدد کمتر است، زیرا عدد کوانتومی اصلی آنهاست د-الکترون ها شماره گروه هم اینجاست برابر با مجموع استشاخص ها به عنوان مثال فرمول الکترونیکی ظرفیت تیتانیوم (دوره چهارم، گروه IVB): 4 س 2 3د 2 .

تعداد گروه برابر با مجموع شاخص ها و برای عناصر گروه VIB است، اما آنها، همانطور که به یاد دارید، بر روی ظرفیت س-سطح فرعی فقط یک الکترون دارد و فرمول الکترونیکی ظرفیت کلی ns 1 (n–1)د 5 . بنابراین، فرمول الکترونیکی ظرفیت، به عنوان مثال، مولیبدن (دوره پنجم) 5 است س 1 4د 5 .
همچنین ساختن فرمول الکترونیکی ظرفیت هر عنصر از گروه IB، به عنوان مثال، طلا (دوره ششم)>–>6 آسان است. س 1 5د 10، اما در این مورد باید این را به خاطر بسپارید د- الکترون های اتم های عناصر این گروه همچنان ظرفیتی باقی می مانند و برخی از آنها می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند.
فرمول الکترونیکی ظرفیت کلی اتم های عناصر گروه IIB عبارت است از - ns 2 (n – 1)دده . بنابراین، فرمول الکترونیکی ظرفیت، برای مثال، اتم روی 4 است س 2 3د 10 .
قوانین عمومیفرمول های الکترونیکی ظرفیت عناصر سه گانه اول (آهن، کو و نیکل) نیز مطابقت دارند. آهن، عنصری از گروه VIIB، دارای فرمول الکترونیکی ظرفیت 4 است س 2 3د 6. اتم کبالت یکی دارد د-الکترون بیشتر (4 س 2 3د 7)، در حالی که اتم نیکل دارای دو (4) است س 2 3د 8).
تنها با استفاده از این قوانین برای نوشتن فرمول های الکترونیکی ظرفیت، نمی توان فرمول های الکترونیکی اتم های برخی را تهیه کرد. دعناصر (Nb، Ru، Rh، Pd، Ir، Pt)، زیرا در آنها، به دلیل تمایل به پوسته های الکترونی بسیار متقارن، پر کردن سطوح فرعی ظرفیت با الکترون دارای ویژگی های اضافی است.
با دانستن فرمول الکترونیکی ظرفیت، می توان فرمول الکترونیکی کامل اتم را نیز یادداشت کرد (به زیر مراجعه کنید).
اغلب، به جای فرمول های الکترونیکی دست و پا گیر، آنها را یادداشت می کنند فرمول های الکترونیکی مختصراتم ها برای جمع آوری آنها در فرمول الکترونیکی، تمام الکترون های اتم به جز الکترون های ظرفیت انتخاب می شوند، نمادهای آنها در براکت های مربع قرار می گیرند و بخشی از فرمول الکترونیکی مربوط به فرمول الکترونیکی اتم آخرین عنصر قبلی است. دوره (عنصری که گاز نجیب را تشکیل می دهد) با نماد این اتم جایگزین می شود.

نمونه هایی از فرمول های الکترونیکی از انواع مختلف در جدول 14 نشان داده شده است.

جدول 14 نمونه هایی از فرمول های الکترونیکی اتم ها

الگوریتم تدوین فرمول های الکترونیکی اتم ها (به عنوان مثال اتم ید)

یادداشت
1. برای عناصر دوره 2 و 3، عملیات سوم (بدون چهارم) بلافاصله به یک فرمول الکترونیکی کامل منجر می شود.
2. (n – 1)د 10 - الکترون ها در اتم های عناصر گروه IB ظرفیت باقی می مانند.

FORMULA ELECTRONIC COMPLETE, VALENCE ELECTRONIC FORMULA, مختصر ELECTRONIC FORMULA, ALGORITHM FOR COMPOSING ELECTRONIC FORMULA OF ATOMS.
1. فرمول الکترونیکی ظرفیت اتم عنصر الف) دوره دوم سومین گروه A، ب) دوره سوم از گروه A دوم، ج) دوره چهارم از گروه A چهارم را بسازید.
2. فرمول های الکترونیکی مختصر از اتم های منیزیم، فسفر، پتاسیم، آهن، برم و آرگون بسازید.

در طول بیش از 100 سالی که از کشف سیستم طبیعی عناصر می گذرد، صدها جدول از متنوع ترین جدول ارائه شده است که به صورت گرافیکی این سیستم را منعکس می کند. از این میان، علاوه بر جدول دوره طولانی، جدول به اصطلاح دوره کوتاه عناصر D.I. Mendeleev بیشترین کاربرد را دارد. یک جدول دوره کوتاه از یک دوره طولانی به دست می آید، اگر دوره های 4، 5، 6 و 7 قبل از عناصر گروه IB بریده شوند، از هم جدا شوند و ردیف های حاصل به همان ترتیبی که اضافه کردیم اضافه شوند. دوره های قبل نتیجه در شکل 6.24 نشان داده شده است.

لانتانیدها و اکتینیدها نیز در زیر جدول اصلی در اینجا قرار می گیرند.

AT گروه هااین جدول حاوی عناصری است که اتم های آنها دارای همان تعداد الکترون ظرفیتمهم نیست که این الکترون ها در چه اوربیتالی هستند. بنابراین، عناصر کلر (یک عنصر معمولی که یک غیرفلز را تشکیل می دهد؛ 3 س 2 3پ 5) و منگنز (عنصر فلز ساز؛ 4 س 2 3د 5) که شباهت پوسته های الکترونی را ندارند، در اینجا در همان گروه هفتم قرار می گیرند. نیاز به تمایز بین چنین عناصری، جداسازی در گروه ها را ضروری می کند زیر گروه ها: اصلی- آنالوگ های A-گروه های جدول دوره طولانی و اثرات جانبیآنالوگ های گروه B هستند. در شکل 34، نمادهای عناصر زیرگروه های اصلی به سمت چپ و نمادهای عناصر زیرگروه های فرعی به سمت راست منتقل شده اند.
درست است، چنین ترتیبی از عناصر در جدول مزایای خود را نیز دارد، زیرا این تعداد الکترون های ظرفیت است که در درجه اول قابلیت های ظرفیت یک اتم را تعیین می کند.
جدول دوره طولانی منعکس کننده قوانین ساختار الکترونیکی اتم ها، شباهت و الگوهای تغییرات در خواص مواد و ترکیبات ساده توسط گروه های عناصر، تغییر منظم در تعدادی از مقادیر فیزیکی مشخص کننده اتم ها، مواد ساده و ترکیبات است. در سراسر سیستم عناصر، و خیلی بیشتر. جدول دوره کوتاه از این نظر راحت تر است.

جدول دوره کوتاه، زیر گروه های اصلی، زیر گروه های ثانویه.
1. جدول دوره طولانی را که از سری عناصر طبیعی ساخته اید به جدول دوره کوتاه تبدیل کنید. تبدیل معکوس را انجام دهید.
2. آیا می توان یک فرمول الکترونیکی ظرفیت کلی اتم های عناصر یک گروه جدول دوره کوتاه ساخت؟ چرا؟

اتم هیچ مرز مشخصی ندارد. اندازه یک اتم جدا شده چقدر در نظر گرفته می شود؟ هسته یک اتم توسط یک پوسته الکترونی احاطه شده است و پوسته از ابرهای الکترونی تشکیل شده است. اندازه EO با یک شعاع مشخص می شود rاوه تمام ابرهای لایه بیرونی تقریباً شعاع یکسانی دارند. بنابراین، اندازه یک اتم را می توان با این شعاع مشخص کرد. نامیده می شود شعاع مداری اتم(r 0).

مقادیر شعاع مداری اتم ها در پیوست 5 آورده شده است.
شعاع EO به بار هسته و اینکه الکترونی که این ابر را تشکیل می دهد در کدام اوربیتال قرار دارد بستگی دارد. در نتیجه، شعاع مداری یک اتم نیز به همین ویژگی ها بستگی دارد.
لایه های الکترونی اتم های هیدروژن و هلیوم را در نظر بگیرید. هم در اتم هیدروژن و هم در اتم هلیوم، الکترون ها روی 1 قرار دارند س-AO، و اگر بار هسته‌های این اتم‌ها یکسان بود، ابرهای آن‌ها هم اندازه خواهند داشت. اما بار هسته اتم هلیوم دو برابر بار هسته اتم هیدروژن است. طبق قانون کولن، نیروی جاذبه ای که بر هر یک از الکترون های اتم هلیوم وارد می شود، دو برابر نیروی جاذبه الکترون به هسته اتم هیدروژن است. بنابراین شعاع اتم هلیوم باید بسیار کوچکتر از شعاع اتم هیدروژن باشد. و وجود دارد: r 0 (او) / r 0 (H) \u003d 0.291 E / 0.529 E 0.55.
اتم لیتیوم دارای یک الکترون بیرونی در 2 است س-AO، یعنی ابری از لایه دوم را تشکیل می دهد. طبیعتا شعاع آن باید بزرگتر باشد. واقعا: r 0 (Li) = 1.586 E.
اتم های باقیمانده عناصر دوره دوم دارای الکترون های خارجی هستند (و 2 س، و 2 پ) در همان لایه الکترونی دوم قرار می گیرند و بار هسته این اتم ها با افزایش شماره سریال افزایش می یابد. الکترون ها با شدت بیشتری به سمت هسته جذب می شوند و به طور طبیعی شعاع اتم ها کاهش می یابد. ما می‌توانیم این استدلال‌ها را برای اتم‌های عناصر دوره‌های دیگر تکرار کنیم، اما با یک توضیح: شعاع مداری به طور یکنواخت تنها زمانی کاهش می‌یابد که هر یک از سطوح فرعی پر شود.
اما اگر جزییات را نادیده بگیریم، ماهیت کلی تغییر اندازه اتم ها در یک سیستم از عناصر به شرح زیر است: با افزایش شماره سریال در یک دوره، شعاع مداری اتم ها کاهش می یابد و در یک گروه. افزایش می دهند. بزرگترین اتم اتم سزیم و کوچکترین اتم هلیوم است، اما از اتمهای عناصر تشکیل دهنده ترکیبات شیمیایی (هلیوم و نئون آنها را تشکیل نمی دهند) کوچکترین اتم فلوئور است.
اکثر اتم های عناصر، که در سری طبیعی پس از لانتانیدها قرار دارند، بر اساس قوانین کلی، شعاع مداری کمی کمتر از حد انتظار دارند. این به این دلیل است که 14 لانتانید بین لانتانیم و هافنیوم در سیستم عناصر قرار دارند و در نتیجه بار هسته ای اتم هافنیوم 14 است. هبیشتر از لانتانیم بنابراین، الکترون‌های بیرونی این اتم‌ها بیشتر از آن‌چه در غیاب لانتانیدها جذب می‌شوند به سمت هسته جذب می‌شوند (این اثر اغلب «انقباض لانتانید» نامیده می‌شود).
لطفاً توجه داشته باشید که هنگام عبور از اتم های عناصر گروه VIIIA به اتم های عناصر گروه IA، شعاع مداری به طور ناگهانی افزایش می یابد. در نتیجه، انتخاب ما از اولین عناصر هر دوره (نگاه کنید به بند 7) درست بود.

شعاع مداری اتم، تغییر آن در سیستم عناصر.
1. با توجه به داده های داده شده در ضمیمه 5، وابستگی شعاع مداری اتم به شماره سریال عنصر را برای عناصر با زاز 1 تا 40. طول محور افقی 200 میلی متر، طول محور عمودی 100 میلی متر است.
2. چگونه می توانید ظاهر خط شکسته حاصل را مشخص کنید؟

اگر به یک الکترون در یک اتم انرژی اضافی بدهید (این کار را از یک دوره فیزیک یاد خواهید گرفت)، آنگاه الکترون می تواند به AO دیگری برود، یعنی اتم در نهایت در حالت هیجانی. این حالت ناپایدار است و الکترون تقریباً بلافاصله به حالت اولیه خود باز می گردد و انرژی اضافی آزاد می شود. اما اگر انرژی داده شده به الکترون به اندازه کافی بزرگ باشد، الکترون می تواند به طور کامل از اتم جدا شود، در حالی که اتم یونیزه شدهیعنی به یک یون با بار مثبت تبدیل می شود ( کاتیون). انرژی لازم برای انجام این کار نامیده می شود انرژی یونیزاسیون اتم(Eو).

جدا کردن یک الکترون از یک اتم و اندازه گیری انرژی مورد نیاز برای این کار بسیار دشوار است، بنابراین عملاً تعیین و استفاده می شود. انرژی یونیزاسیون مولی(E و m).

انرژی یونیزاسیون مولی نشان می دهد که کمترین انرژی لازم برای جدا کردن 1 مول الکترون از 1 مول اتم (یک الکترون از هر اتم) چقدر است. این مقدار معمولاً بر حسب کیلوژول در هر مول اندازه گیری می شود. مقادیر انرژی یونیزاسیون مولی الکترون اول برای اکثر عناصر در پیوست 6 آورده شده است.
انرژی یونیزاسیون یک اتم چگونه به موقعیت عنصر در سیستم عناصر بستگی دارد، یعنی در گروه و دوره چگونه تغییر می کند؟
از نظر فیزیکی، انرژی یونیزاسیون برابر با کاری است که باید برای غلبه بر نیروی جاذبه یک الکترون به اتم هنگام حرکت یک الکترون از یک اتم به یک فاصله نامحدود از آن صرف شود.

جایی که qبار یک الکترون است، سبار کاتیون باقی مانده پس از حذف یک الکترون است، و r o شعاع مداری اتم است.

و q، و سمقادیر ثابت هستند و می توان نتیجه گرفت که کار جدا کردن یک الکترون است ولیو با آن انرژی یونیزاسیون Eو با شعاع مداری اتم نسبت معکوس دارند.
پس از تجزیه و تحلیل مقادیر شعاع مداری اتم های عناصر مختلف و مقادیر متناظر انرژی یونیزاسیون ارائه شده در ضمیمه های 5 و 6، می توانید ببینید که وابستگی بین این مقادیر نزدیک به تناسب است، اما تا حدودی. متفاوت از آن دلیل اینکه نتیجه گیری ما به خوبی با داده های تجربی مطابقت ندارد این است که ما از یک مدل بسیار تقریبی استفاده کردیم که بسیاری از عوامل مهم را در نظر نمی گیرد. اما حتی این مدل تقریبی به ما اجازه داد تا نتیجه درستی بگیریم که با افزایش شعاع مداری، انرژی یونش یک اتم کاهش می یابد و برعکس، با کاهش شعاع، افزایش می یابد.
از آنجایی که شعاع مداری اتم ها در یک دوره با افزایش شماره سریال کاهش می یابد، انرژی یونیزاسیون افزایش می یابد. در یک گروه، با افزایش عدد اتمی، شعاع مداری اتم ها، به طور معمول، افزایش می یابد و انرژی یونیزاسیون کاهش می یابد. بیشترین انرژی یونیزاسیون مولی در کوچکترین اتم ها، اتم های هلیوم (2372 کیلوژول بر مول)، و اتم هایی که قادر به تشکیل پیوندهای شیمیایی هستند، در اتم های فلوئور (1681 کیلوژول بر مول) است. کوچکترین برای بزرگترین اتمها، اتمهای سزیم (376 کیلوژول بر مول) است. در یک سیستم از عناصر، جهت افزایش انرژی یونیزاسیون را می توان به صورت شماتیک به صورت زیر نشان داد:

در شیمی، مهم است که انرژی یونیزاسیون تمایل اتم به اهدای الکترون‌های "خود" را مشخص کند: هر چه انرژی یونیزاسیون بیشتر باشد، اتم تمایل کمتری به اهدای الکترون دارد و بالعکس.

حالت برانگیخته، یونیزاسیون، کاتیون، انرژی یونیزاسیون، انرژی یونیزاسیون مولی، تغییر انرژی یونیزاسیون در یک سیستم از عناصر.
1. با استفاده از داده های ارائه شده در پیوست 6، تعیین کنید که برای جدا کردن یک الکترون از تمام اتم های سدیم با جرم کل 1 گرم، چه مقدار انرژی باید صرف کنید.
2. با استفاده از داده های ارائه شده در ضمیمه 6، تعیین کنید که برای جدا کردن یک الکترون از تمام اتم های سدیم با جرم 3 گرم چند برابر انرژی بیشتری نسبت به تمام اتم های پتاسیم با همان جرم باید صرف شود. چرا این نسبت با نسبت انرژی های یونیزاسیون مولی همان اتم ها متفاوت است؟
3. با توجه به داده های ارائه شده در پیوست 6، وابستگی انرژی یونیزاسیون مولی را به شماره سریال برای عناصر دارای رسم کنید. زاز 1 تا 40. ابعاد نمودار همانند کار پاراگراف قبلی است. ببینید آیا این نمودار با انتخاب "دوره های" سیستم عناصر مطابقت دارد یا خیر.

دومین ویژگی مهم انرژی یک اتم است انرژی میل ترکیبی الکترون(Eبا).

در عمل، مانند انرژی یونیزاسیون، معمولاً از مقدار مولی مربوطه استفاده می شود - انرژی میل ترکیبی الکترون مولی().

انرژی مولی میل الکترون نشان می دهد که وقتی یک مول الکترون به یک مول اتم خنثی (یک الکترون به هر اتم) اضافه می شود، چه انرژی آزاد می شود. مانند انرژی یونیزاسیون مولی، این مقدار نیز بر حسب کیلوژول در هر مول اندازه گیری می شود.
در نگاه اول ممکن است به نظر برسد که در این مورد نباید انرژی آزاد شود، زیرا یک اتم یک ذره خنثی است و هیچ نیروی جاذبه الکترواستاتیکی بین یک اتم خنثی و یک الکترون با بار منفی وجود ندارد. برعکس، به نظر می رسد که الکترون با نزدیک شدن به اتم باید توسط همان الکترون های دارای بار منفی که پوسته الکترونی را تشکیل می دهند دفع شود. در واقع این درست نیست. به یاد داشته باشید که آیا تا به حال با کلر اتمی سروکار داشته اید. البته که نه. از این گذشته، فقط در دمای بسیار بالا وجود دارد. حتی کلر مولکولی پایدارتر عملاً در طبیعت یافت نمی شود - در صورت لزوم، باید با استفاده از واکنش های شیمیایی به دست آید. و شما باید همیشه با کلرید سدیم (نمک معمولی) سر و کار داشته باشید. به هر حال، نمک سفره توسط یک فرد با غذا هر روز مصرف می شود. و در طبیعت بسیار رایج است. اما به هر حال، نمک خوراکی حاوی یون‌های کلرید است، یعنی اتم‌های کلر که به هر کدام یک الکترون «اضافی» متصل کرده‌اند. یکی از دلایل این شیوع یون های کلرید این است که اتم های کلر تمایل به اتصال الکترون دارند، یعنی وقتی یون های کلر از اتم ها و الکترون های کلر تشکیل می شوند، انرژی آزاد می شود.
یکی از دلایل آزاد شدن انرژی قبلاً برای شما شناخته شده است - با افزایش تقارن لایه الکترونی اتم کلر در هنگام انتقال به یک بار منفرد همراه است. آنیون. در عین حال همانطور که به یاد دارید انرژی 3 پ- سطح فرعی کاهش می یابد. دلایل پیچیده تر دیگری نیز وجود دارد.
با توجه به اینکه چندین عامل بر مقدار انرژی میل ترکیبی الکترون تأثیر می‌گذارند، ماهیت تغییر این مقدار در یک سیستم از عناصر بسیار پیچیده‌تر از ماهیت تغییر در انرژی یونیزاسیون است. با تجزیه و تحلیل جدول ارائه شده در ضمیمه 7 می توانید این موضوع را تأیید کنید. اما از آنجایی که مقدار این کمیت، اول از همه، با همان برهمکنش الکترواستاتیکی با مقادیر انرژی یونیزاسیون تعیین می شود، سپس تغییر آن در سیستم عناصر (حداقل در گروه های A) در به طور کلیمشابه تغییر در انرژی یونیزاسیون، یعنی انرژی میل الکترون در گروه کاهش می یابد و در دوره افزایش می یابد. حداکثر در اتم های فلوئور (328 کیلوژول بر مول) و کلر (349 کیلوژول بر مول) است. ماهیت تغییر انرژی میل الکترون در سیستم عناصر شبیه به ماهیت تغییر در انرژی یونیزاسیون است، یعنی جهت افزایش انرژی میل الکترون را می توان به صورت شماتیک به صورت زیر نشان داد:

2. در همان مقیاس در امتداد محور افقی مانند کارهای قبلی، وابستگی انرژی مولی میل الکترون به شماره سریال اتم‌های عناصر با زاز 1 تا 40 با استفاده از برنامه 7.
3. مفهوم فیزیکی انرژی های میل الکترون منفی چیست؟
4. چرا از بین تمام اتم های عناصر دوره دوم، فقط بریلیم، نیتروژن و نئون دارای مقادیر منفی انرژی مولی میل الکترون هستند؟

قبلاً می دانید که تمایل یک اتم برای اهدای الکترون های خود و پذیرش الکترون های خارجی به ویژگی های انرژی آن (انرژی یونیزاسیون و انرژی میل الکترون) بستگی دارد. کدام اتم ها تمایل بیشتری به اهدای الکترون های خود دارند و کدام اتم ها تمایل بیشتری به پذیرش غریبه ها دارند؟
برای پاسخ به این سوال، اجازه دهید در جدول 15 همه آنچه را که در مورد تغییر این تمایلات در سیستم عناصر می دانیم، خلاصه کنیم.

جدول 15