Rozkład elektronów na poziomach w atomie n. Jaki jest rozkład elektronów według poziomów energii w różnych pierwiastkach chemicznych. Skład i struktura elektronowa atomu

6.6. Cechy struktury elektronowej atomów chromu, miedzi i niektórych innych pierwiastków

Jeśli uważnie przyjrzałeś się Załącznikowi 4, prawdopodobnie zauważyłeś, że dla atomów niektórych pierwiastków naruszona jest kolejność wypełniania orbitali elektronami. Czasami te naruszenia nazywane są „wyjątkami”, ale tak nie jest - nie ma wyjątków od praw Natury!

Pierwszym elementem z takim naruszeniem jest chrom. Rozważmy bardziej szczegółowo jego strukturę elektroniczną (ryc. 6.16 a). Atom chromu ma 4 s-podpoziom to nie dwa, jak można by się spodziewać, ale tylko jeden elektron. Ale za 3 d-podpoziom pięć elektronów, ale ten podpoziom jest wypełniany po 4 s-podpoziom (patrz rys. 6.4). Aby zrozumieć, dlaczego tak się dzieje, spójrzmy, jakie są chmury elektronowe 3 d podpoziom tego atomu.

Każdy z pięciu 3 d-chmury w tym przypadku tworzą jeden elektron. Jak już wiesz z § 4 tego rozdziału, wspólna chmura elektronów tych pięciu elektronów jest kulista lub, jak mówią, sferycznie symetryczna. Z natury rozkład gęstości elektronowej w różnych kierunkach jest podobny do 1 s-EO. Energia podpoziomu, którego elektrony tworzą taką chmurę, okazuje się mniejsza niż w przypadku mniej symetrycznej chmury. W tym przypadku energia orbitali 3 d-podpoziom jest równy energii 4 s-orbitale. Gdy symetria jest zerwana, na przykład, gdy pojawia się szósty elektron, energia orbitali wynosi 3 d-podpoziom ponownie staje się czymś więcej niż energią 4 s-orbitale. Dlatego atom manganu ponownie ma drugi elektron dla 4 s-AO.
Symetria sferyczna ma wspólną chmurę dowolnego podpoziomu wypełnioną elektronami zarówno w połowie, jak iw całości. Spadek energii w tych przypadkach wynosi ogólny charakter i nie zależy od tego, czy jakikolwiek podpoziom jest w połowie lub całkowicie wypełniony elektronami. A jeśli tak, to musimy szukać kolejnego naruszenia w atomie, w powłoce elektronowej, z której dziewiąty „przychodzi” ostatni d-elektron. Rzeczywiście, atom miedzi ma 3 d-podpoziom 10 elektronów i 4 s- jest tylko jeden podpoziom (rys. 6.16 b).
Spadek energii orbitali całkowicie lub częściowo wypełnionych podpoziomów jest przyczyną wielu ważnych zjawisk chemicznych, z których część poznasz.

W chemii właściwości izolowanych atomów z reguły nie są badane, ponieważ prawie wszystkie atomy wchodzące w skład różnych substancji tworzą wiązania chemiczne. Wiązania chemiczne powstają podczas oddziaływania powłok elektronowych atomów. W przypadku wszystkich atomów (oprócz wodoru) nie wszystkie elektrony biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych: dla boru trzy z pięciu elektronów, dla węgla cztery z sześciu, a np. dla baru dwa z pięćdziesięciu sześć. Te „aktywne” elektrony są nazywane elektrony walencyjne.

Czasami elektrony walencyjne są mylone z zewnętrzny elektrony, ale to nie to samo.

Chmury elektronów zewnętrznych elektronów mają maksymalny promień (i maksymalną wartość głównej liczby kwantowej).

Dokładnie elektrony zewnętrzne w pierwszej kolejności biorą udział w tworzeniu wiązań, choćby dlatego, że gdy atomy zbliżają się do siebie, najpierw stykają się chmury elektronowe utworzone przez te elektrony. Ale wraz z nimi część elektronów może również brać udział w tworzeniu wiązania. przed-zewnętrzny(przedostatniej) warstwie, ale tylko wtedy, gdy mają one energię niewiele różniącą się od energii elektronów zewnętrznych. Zarówno te, jak i inne elektrony atomu są wartościowością. (W lantanowcach i aktynowcach nawet niektóre elektrony „przedzewnętrzne” są walencyjne)
Energia elektronów walencyjnych jest znacznie większa niż energia innych elektronów atomu, a elektrony walencyjne różnią się od siebie znacznie mniej energią.
Elektrony zewnętrzne są zawsze wartościowe tylko wtedy, gdy atom w ogóle może tworzyć wiązania chemiczne. Tak więc oba elektrony atomu helu są zewnętrzne, ale nie można ich nazwać wartościowością, ponieważ atom helu w ogóle nie tworzy żadnych wiązań chemicznych.
Elektrony walencyjne zajmują orbitale walencyjne, które z kolei tworzą podpoziomy walencyjne.

Jako przykład rozważmy atom żelaza, którego konfigurację elektronową pokazano na ryc. 6.17. Spośród elektronów atomu żelaza maksymalna główna liczba kwantowa ( n= 4) mieć tylko dwa 4 s-elektron. Dlatego są zewnętrznymi elektronami tego atomu. Wszystkie orbitale zewnętrzne atomu żelaza to orbitale z n= 4, a zewnętrzne podpoziomy to wszystkie podpoziomy utworzone przez te orbitale, czyli 4 s-, 4p-, 4d- i 4 f-EPU.
Zewnętrzne elektrony są zawsze wartościowością, więc 4 s-elektrony atomu żelaza są elektronami walencyjnymi. A jeśli tak, to 3 d-elektrony o nieco wyższej energii będą również walencją. Na zewnętrznym poziomie atomu żelaza, oprócz wypełnionego 4 s-AO są jeszcze wolne 4 p-, 4d- i 4 f-AO. Wszystkie są zewnętrzne, ale tylko 4 to walencja R-AO, ponieważ energia pozostałych orbitali jest znacznie wyższa, a pojawienie się elektronów na tych orbitalach nie jest korzystne dla atomu żelaza.

A więc atom żelaza
zewnętrzny poziom elektroniczny - czwarty,
podpoziomy zewnętrzne - 4 s-, 4p-, 4d- i 4 f-EPU,
orbitale zewnętrzne - 4 s-, 4p-, 4d- i 4 f-AO,
elektrony zewnętrzne - dwa 4 s-elektron (4 s 2),
zewnętrzna warstwa elektronowa jest czwartą,
zewnętrzna chmura elektronów - 4 s-EO
podpoziomy walencyjne - 4 s-, 4p- i 3 d-EPU,
orbitale walencyjne - 4 s-, 4p- i 3 d-AO,
elektrony walencyjne - dwa 4 s-elektron (4 s 2) i sześć 3 d-elektrony (3 d 6).

Podpoziomy walencyjne mogą być częściowo lub całkowicie wypełnione elektronami lub mogą w ogóle pozostać wolne. Wraz ze wzrostem ładunku jądra wartości energii wszystkich podpoziomów maleją, ale ze względu na wzajemne oddziaływanie elektronów energia różnych podpoziomów maleje z różną „prędkością”. Energia w pełni wypełnionego d- oraz f-podpoziomy zmniejszają się tak bardzo, że przestają być wartościowością.

Jako przykład rozważ atomy tytanu i arsenu (ryc. 6.18).

W przypadku atomu tytanu 3 d-EPU jest tylko częściowo wypełniony elektronami, a jego energia jest większa niż energia 4 s-EPU i 3 d-elektrony są wartościowością. Na atomie arsenu 3 d-EPU jest całkowicie wypełniony elektronami, a jego energia jest znacznie mniejsza niż energia 4 s-EPU, a więc 3 d-elektrony nie są wartościowością.
W tych przykładach przeanalizowaliśmy walencyjna konfiguracja elektroniczna atomy tytanu i arsenu.

Konfiguracja elektronowa walencyjna atomu jest przedstawiona jako formuła elektroniczna walencyjna, lub w formie wykres energetyczny podpoziomów walencyjnych.

ELEKTRON WALENCYJNY, ELEKTRONY ZEWNĘTRZNE, VALENCE EPU, VALENCE AO, KONFIGURACJA ELEKTRONÓW WALENCYJNYCH ATOMU, FORMUŁA ELEKTRONÓW WALENCYJNYCH, SCHEMAT PODPOZIOMOWY WALENCJI.

1. Na wykresach energetycznych, które zestawiłeś iw pełnych wzorach elektronowych atomów Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar wskaż elektrony zewnętrzne i walencyjne. Napisz wzory elektronów walencyjnych tych atomów. Na diagramach energii zaznacz części odpowiadające diagramom energii podpoziomów walencyjnych.
2. Co łączy elektronowe konfiguracje atomów a) Li i Na, B i Al, O i S, Ne i Ar; b) Zn i Mg, Sc i Al, Cr i S, Ti i Si; c) H i He, Li i O, K i Kr, Sc i Ga. Jakie są ich różnice
3. Ile podpoziomów walencyjnych znajduje się w powłoce elektronowej atomu każdego z pierwiastków: a) wodoru, helu i litu, b) azotu, sodu i siarki, c) potasu, kobaltu i germanu
4. Ile orbitali walencyjnych jest całkowicie wypełnionych na atomie a) boru, b) fluoru, c) sodu?
5. Ile orbitali z niesparowanym elektronem ma atom a) bor, b) fluor, c) żelazo
6. Ile wolnych orbitali zewnętrznych ma atom manganu? Ile wolnych wartościowości?
7. Na następną lekcję przygotuj pasek papieru o szerokości 20 mm, podziel go na komórki (20 × 20 mm) i nałóż na ten pasek naturalną serię elementów (od wodoru po meitnerium).
8. W każdej komórce umieścić symbol elementu, jego numer seryjny oraz wzór elektroniczny walencyjny, jak pokazano na rys. 6.19 (skorzystaj z załącznika 4).

Systematyzacja pierwiastków chemicznych opiera się na naturalnym szeregu pierwiastków oraz zasada podobieństwa powłok elektronowych ich atomy.
Z naturalną stroną pierwiastki chemiczne już jesteś znajomy. Zapoznajmy się teraz z zasadą podobieństwa powłok elektronowych.
Biorąc pod uwagę wzory elektronów walencyjnych atomów w NRE, łatwo stwierdzić, że dla niektórych atomów różnią się one tylko wartościami głównej liczby kwantowej. Na przykład 1 s 1 dla wodoru, 2 s 1 dla litu, 3 s 1 dla sodu itp. Lub 2 s 2 2p 5 dla fluoru, 3 s 2 3p 5 dla chloru, 4 s 2 4p 5 dla bromu itp. Oznacza to, że zewnętrzne obszary chmur elektronów walencyjnych takich atomów mają bardzo podobny kształt i różnią się tylko wielkością (i oczywiście gęstością elektronową). A jeśli tak, to chmury elektronowe takich atomów i odpowiadające im konfiguracje walencyjne można nazwać podobny. Dla atomów różnych pierwiastków o podobnych konfiguracjach elektronicznych możemy napisać wspólne wzory elektroniczne walencyjne: ns 1 w pierwszym przypadku i ns 2 np 5 w drugim. Poruszając się po naturalnym szeregu pierwiastków, można znaleźć inne grupy atomów o podobnych konfiguracjach walencyjnych.
W ten sposób, w naturalnym szeregu pierwiastków regularnie występują atomy o podobnych konfiguracjach elektronów walencyjnych. To jest zasada podobieństwa powłok elektronowych.
Spróbujmy ujawnić formę tej prawidłowości. W tym celu wykorzystamy naturalną serię wykonanych przez Ciebie elementów.

NRE zaczyna się od wodoru, którego elektronowa formuła walencyjna wynosi 1 s jeden . W poszukiwaniu podobnych konfiguracji walencyjnych wycinamy naturalną serię elementów przed elementami o wspólnej formule elektronicznej walencyjnej ns 1 (to znaczy przed litem, przed sodem itp.). Otrzymaliśmy tzw. „okresy” pierwiastków. Dodajmy wynikowe „okresy”, aby stały się wierszami tabeli (patrz rysunek 6.20). W rezultacie tylko atomy dwóch pierwszych kolumn tabeli będą miały takie konfiguracje elektroniczne.

Spróbujmy uzyskać podobieństwo konfiguracji elektroniki walencyjnej w innych kolumnach tabeli. W tym celu wycinamy elementy o numerach 58 - 71 i 90 -103 z 6 i 7 okresu (mają 4 f- i 5 f-sublevels) i umieść je pod stołem. Symbole pozostałych elementów zostaną przesunięte w poziomie, jak pokazano na rysunku. Następnie atomy pierwiastków w tej samej kolumnie tabeli będą miały podobne konfiguracje walencyjne, które można wyrazić za pomocą ogólnych wzorów elektronowych walencyjnych: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 i tak dalej, aż ns 2 np 6. Wszystkie odchylenia od ogólnych wzorów na wartościowość tłumaczy się tymi samymi przyczynami, co w przypadku chromu i miedzi (zob. pkt 6.6).

Jak widać, korzystając z NRE i stosując zasadę podobieństwa powłok elektronowych, udało nam się usystematyzować pierwiastki chemiczne. Taki układ pierwiastków chemicznych nazywa się naturalny, ponieważ opiera się wyłącznie na prawach Natury. Otrzymana przez nas tabela (ryc. 6.21) jest jednym ze sposobów graficznego przedstawienia naturalnego układu elementów i nazywa się długookresowa tabela pierwiastków chemicznych.

ZASADA PODOBIEŃSTWA POWŁOK ELEKTRONICZNYCH, NATURALNY UKŁAD PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH (UKŁAD „OKRESOWY”), TABELA PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH.

Zapoznajmy się bardziej szczegółowo ze strukturą długookresowej tablicy pierwiastków chemicznych.
Wiersze tej tabeli, jak już wiesz, nazywane są „okresami” elementów. Okresy są numerowane cyframi arabskimi od 1 do 7. W pierwszym okresie są tylko dwa elementy. Okresy drugi i trzeci, zawierające po osiem elementów, noszą nazwę niski okresy. Czwarty i piąty okres, po 18 elementów każdy, nazywa się długie okresy. Szósty i siódmy okres, każdy zawierający 32 elementy, nazywa się bardzo długi okresy.
Kolumny tej tabeli nazywają się grupy elementy. Numery grup są oznaczone cyframi rzymskimi z literami łacińskimi A lub B.
Elementy niektórych grup mają swoje wspólne (grupowe) nazwy: elementy grupy IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - pierwiastki alkaliczne(lub pierwiastki z metali alkalicznych); pierwiastki grupy IIA (Ca, Sr, Ba i Ra) - pierwiastki ziem alkalicznych(lub pierwiastki z metali ziem alkalicznych)(nazwa "metale alkaliczne" i metale ziem alkalicznych" odnosi się do prostych substancji utworzonych przez odpowiednie pierwiastki i nie powinna być używana jako nazwy grup pierwiastków); pierwiastki grupy VIA (O, S, Se, Te, Po) - chalkogeny, elementy grupy VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogeny, elementy grupy VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – pierwiastki gazu szlachetnego(Tradycyjna nazwa „gazy szlachetne” dotyczy również substancji prostych)
Elementy umieszczone zwykle w dolnej części stołu o numerach seryjnych 58 - 71 (Ce - Lu) nazywane są lantanowce(„za lantanem”) oraz elementy o numerach seryjnych 90 - 103 (Th - Lr) - aktynowce(„po aktynie”). Istnieje wariant tabeli długookresowej, w której lantanowce i aktynowce nie są wycinane z NRE, lecz pozostają na swoich miejscach w bardzo długich okresach. Ta tabela jest czasami nazywana bardzo długi okres.
Tabela długiego okresu podzielona jest na cztery blok(lub sekcje).
s-blok zawiera elementy grup IA i IIA ze wspólnymi wzorami elektronów walencyjnych ns 1 i ns 2 (s-elementy).
p-blok zawiera pierwiastki z grupy IIIA do VIIIA ze wspólnymi wzorami elektronów walencyjnych od ns 2 np 1 do ns 2 np 6 (p-elementy).
d-blok zawiera elementy z grupy IIIB do IIB ze wspólnymi wzorami elektronów walencyjnych od ns 2 (n–1)d 1 do ns 2 (n–1)d 10 (d-elementy).
f-blok obejmuje lantanowce i aktynowce ( f-elementy).

Elementy s- oraz p-bloki tworzą grupy A i elementy d-blok - grupa B układu pierwiastków chemicznych. Wszystko f-elementy formalnie zaliczane są do grupy IIIB.
Pierwiastki pierwszego okresu - wodór i hel - są s-elementy i mogą być umieszczane w grupach IA i IIA. Ale hel jest częściej umieszczany w grupie VIIIA jako pierwiastek, z którym kończy się okres, co jest w pełni zgodne z jego właściwościami (hel, podobnie jak wszystkie inne proste substancje utworzone przez pierwiastki tej grupy, jest gazem szlachetnym). Wodór jest często umieszczany w grupie VIIA, ponieważ jego właściwości są znacznie bliższe halogenom niż pierwiastkom alkalicznym.
Każdy z okresów układu zaczyna się od pierwiastka, który ma konfigurację walencyjną atomów ns 1 , ponieważ to od tych atomów rozpoczyna się tworzenie kolejnej warstwy elektronowej, a kończy się pierwiastkiem o konfiguracji walencyjnej atomów ns 2 np 6 (z wyjątkiem pierwszego okresu). Ułatwia to identyfikację grup podpoziomów na diagramie energetycznym, które są wypełnione elektronami przy atomach każdego z okresów (ryc. 6.22). Wykonaj tę pracę ze wszystkimi podpoziomami pokazanymi na kopii, którą stworzyłeś na rysunku 6.4. Podpoziomy wyróżnione na rysunku 6.22 (z wyjątkiem w pełni wypełnionego) d- oraz f-podpoziomy) są wartościowością atomów wszystkich pierwiastków danego okresu.
Występowanie w okresach s-, p-, d- lub f-elementy są w pełni zgodne z kolejnością napełniania s-, p-, d- lub f- podpoziomy elektronów. Ta cecha systemu pierwiastków pozwala, znając okres i grupę, w której znajduje się dany pierwiastek, natychmiast zapisać jego elektroniczną formułę walencyjną.

TABELA DŁUGOOKRESOWA PIERWIASTKÓW, BLOKÓW, OKRESÓW, GRUP, PIERWIASTKÓW ZIEM ALKALICZNYCH, ELEMENTÓW ZIEM ALKALICZNYCH, CHALKOGENÓW, HALOGENÓW, GAZÓW SZLACHETNYCH, LANTANOIDÓW, AKTYNOIDÓW.
Napisz ogólne wzory elektronów walencyjnych atomów pierwiastków a) grupy IVA i IVB, b) grupy IIIA i VIIB?
2. Co jest wspólnego między konfiguracjami elektronowymi atomów pierwiastków grup A i B? Czym się różnią?
3. Ile grup elementów zawiera a) s-blok, b) R-blok, c) d-blok?
4. Kontynuuj Rysunek 30 w kierunku zwiększania energii podpoziomów i wybierz grupy podpoziomów, które są wypełnione elektronami w 4., 5. i 6. okresie.
5. Wymień podpoziomy wartościowości atomów a) wapnia, b) fosforu, c) tytanu, d) chloru, e) sodu. 6. Sformułuj różnice między elementami s, p i d.
7. Wyjaśnij, dlaczego atom należy do dowolnego pierwiastka, zależy od liczby protonów w jądrze, a nie od masy tego atomu.
8. Dla atomów litu, glinu, strontu, selenu, żelaza i ołowiu sporządź walencyjne, kompletne i skrócone wzory elektronowe oraz narysuj diagramy energetyczne podpoziomów walencyjnych. 9. Atomy, których pierwiastki odpowiadają następującym wzorom elektronów walencyjnych: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

Do różnych celów musimy znać pełną lub walencyjną konfigurację atomu. Każdą z tych konfiguracji elektronicznych można przedstawić zarówno za pomocą wzoru, jak i diagramu energetycznego. To znaczy, kompletna konfiguracja elektroniczna atomu wyrażone pełna elektroniczna formuła atomu, lub pełny wykres energetyczny atomu. Z kolei konfiguracja elektronów walencyjnych atomu wyrażone wartościowość(lub, jak to często się nazywa, „ niski ") elektroniczna formuła atomu, lub diagram podpoziomów walencyjnych atomu(Rys. 6.23).

Wcześniej tworzyliśmy elektroniczne wzory atomów używając liczb porządkowych pierwiastków. Jednocześnie wyznaczyliśmy kolejność wypełniania podpoziomów elektronami zgodnie z wykresem energii: 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s i tak dalej. I tylko zapisując pełną formułę elektroniczną, moglibyśmy również zapisać formułę walencyjną.
Wygodniej jest napisać wzór elektronowy walencyjny atomu, który jest najczęściej używany, w oparciu o położenie pierwiastka w układzie pierwiastków chemicznych, zgodnie ze współrzędnymi grupy okresowej.
Zastanówmy się szczegółowo, jak to się robi dla elementów s-, p- oraz d-Bloki.
Dla elementów s Elektroniczna formuła walencyjna bloku atomu składa się z trzech symboli. Ogólnie można to napisać tak:

Na pierwszym miejscu (w miejscu dużej komórki) jest numer okresu (równy głównej liczbie kwantowej tych s-elektrony), a na trzecim (w indeksie górnym) - numer grupy (równy liczbie elektronów walencyjnych). Biorąc jako przykład atom magnezu (III okres, grupa IIA), otrzymujemy:

Dla elementów p-elektroniczna formuła walencyjna bloku atomu składa się z sześciu znaków:

Tutaj w miejsce dużych komórek wstawiana jest również liczba okresu (równa ich głównej liczbie kwantowej) s- oraz p-elektrony), a numer grupy (równy liczbie elektronów walencyjnych) okazuje się być równy sumie indeksów górnych. Dla atomu tlenu (II okres, grupa VIA) otrzymujemy:

2s 2 2p 4 .

Walencja elektroniczna formuła większości elementów d blok można zapisać tak:

Podobnie jak w poprzednich przypadkach, tutaj zamiast pierwszej komórki umieszczany jest numer okresu (równy głównej liczbie kwantowej tych s-elektrony). Liczba w drugiej komórce okazuje się być o jeden mniejsza, ponieważ ich główna liczba kwantowa d-elektrony. Numer grupy też jest tutaj. jest równa sumie indeksy. Przykładem jest walencyjna formuła elektronowa tytanu (IV okres, grupa IVB): 4 s 2 3d 2 .

Numer grupy jest równy sumie wskaźników i elementów grupy VIB, ale one, jak pamiętasz, na wartościowości s-podpoziom ma tylko jeden elektron, a ogólna formuła elektronu walencyjnego ns 1 (n–1)d 5 . Dlatego formuła elektroniczna walencyjna, na przykład molibdenu (piąty okres), wynosi 5 s 1 4d 5 .
Łatwo też wykonać formułę walencyjną dowolnego pierwiastka z grupy IB, np. złoto (6. okres)>–>6 s 1 5d 10 , ale w tym przypadku trzeba o tym pamiętać d- elektrony atomów pierwiastków tej grupy nadal pozostają wartościowością, a niektóre z nich mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązań chemicznych.
Ogólny wzór elektronowy walencyjny atomów pierwiastków grupy IIB to - ns 2 (n – 1)d dziesięć . Dlatego wzór elektronowy walencyjny, na przykład atomu cynku, wynosi 4 s 2 3d 10 .
Główne zasady wzory elektronów walencyjnych pierwiastków pierwszej triady (Fe, Co i Ni) są również przestrzegane. Żelazo, pierwiastek grupy VIIIB, ma walencyjną formułę elektronową 4 s 2 3d 6. Atom kobaltu ma jeden d-elektron więcej (4 s 2 3d 7), podczas gdy atom niklu ma dwa (4 s 2 3d 8).
Używając tylko tych reguł do pisania formuł elektronicznych walencyjnych, niemożliwe jest skomponowanie formuł elektronicznych atomów niektórych d-pierwiastki (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), ponieważ w nich, ze względu na tendencję do wysoce symetrycznych powłok elektronowych, wypełnienie podpoziomów walencyjnych elektronami ma pewne dodatkowe cechy.
Znając wzór elektronowy walencyjny, można również zapisać pełną formułę elektronową atomu (patrz niżej).
Często zamiast uciążliwych, w pełni elektronicznych formuł, spisują skrócone formuły elektroniczne atomy. Aby skompilować je we wzorze elektronicznym, wybiera się wszystkie elektrony atomu z wyjątkiem walencyjnych, ich symbole umieszcza się w nawiasach kwadratowych, a część wzoru elektronowego odpowiada formule elektronowej atomu ostatniego elementu poprzedniego okres (pierwiastek tworzący gaz szlachetny) zostaje zastąpiony symbolem tego atomu.

Przykłady formuł elektronicznych różnych typów przedstawiono w tabeli 14.

Tabela 14 Przykłady wzorów elektronowych atomów

Algorytm kompilacji wzorów elektronicznych atomów (na przykładzie atomu jodu)

Uwagi
1. Dla elementów II i III okresu trzecia operacja (bez czwartej) prowadzi od razu do pełnej formuły elektronicznej.
2. (n – 1)d 10 - Elektrony pozostają wartościowością przy atomach pierwiastków grupy IB.

KOMPLETNA FORMUŁA ELEKTRONICZNA, FORMUŁA ELEKTRONICZNA WALENCYJNA, Skrócona FORMUŁA ELEKTRONICZNA, ALGORYTM DO KOMPONOWANIA ELEKTRONICZNEJ WZÓR ATOMÓW.
1. Ułóż wzór elektronu walencyjnego atomu pierwiastka a) drugi okres trzeciej grupy A, b) trzeci okres drugiej grupy A, c) czwarty okres czwartej grupy A.
2. Twórz skrócone formuły elektroniczne atomów magnezu, fosforu, potasu, żelaza, bromu i argonu.

Na przestrzeni ponad 100 lat, które minęły od odkrycia naturalnego układu pierwiastków, zaproponowano kilkaset najróżnorodniejszych tabel, które graficznie odzwierciedlają ten układ. Spośród nich, oprócz tabeli długookresowej, najczęściej stosuje się tak zwaną tabelę krótkookresową elementów D. I. Mendelejewa. Tablicę krótkookresową otrzymuje się z tabeli długookresowej, jeśli 4, 5, 6 i 7 okresy zostaną wycięte przed elementami grupy IB, rozsunięte i wynikowe wiersze zostaną dodane w taki sam sposób jak dodaliśmy okresy przed. Wynik pokazano na rysunku 6.24.

Pod stołem głównym są również umieszczone lantanowce i aktynowce.

W grupy ta tabela zawiera pierwiastki, których atomy mają taka sama liczba elektronów walencyjnych bez względu na orbitale, na których znajdują się te elektrony. Tak więc pierwiastki chloru (typowy pierwiastek, który tworzy niemetal; 3 s 2 3p 5) i manganu (pierwiastek metalotwórczy; 4 s 2 3d 5), nieposiadające podobieństwa do powłok elektronowych, należą tu do tej samej siódmej grupy. Konieczność rozróżniania takich elementów powoduje konieczność wyodrębniania grup podgrupy: Główny- analogi grup A tablicy długookresowej i skutki uboczne są analogami grup B. Na rysunku 34 symbole elementów głównych podgrup są przesunięte w lewo, a symbole elementów podgrup wtórnych są przesunięte w prawo.
To prawda, że ​​taki układ pierwiastków w tabeli ma też swoje zalety, ponieważ to liczba elektronów walencyjnych przede wszystkim determinuje możliwości walencyjne atomu.
Tabela długookresowa odzwierciedla prawa struktury elektronowej atomów, podobieństwo i wzorce zmian właściwości prostych substancji i związków według grup pierwiastków, regularną zmianę szeregu wielkości fizycznych charakteryzujących atomy, proste substancje i związki w całym systemie elementów i wiele więcej. Tabela krótkich okresów jest pod tym względem mniej dogodna.

TABELA KRÓTKIEGO OKRESU, PODGRUPY GŁÓWNE, PODGRUPY DRUGI.
1. Przekształć tabelę z długimi okresami zbudowaną z naturalnych serii elementów w tabelę z krótkimi okresami. Przeprowadź transformację odwrotną.
2. Czy możliwe jest wykonanie ogólnego wzoru elektronowego walencyjnego atomów pierwiastków jednej grupy tablicy krótkookresowej? Czemu?

Atom nie ma wyraźnych granic. Jaki jest rozmiar izolowanego atomu? Jądro atomu otoczone jest powłoką elektronową, a powłoka składa się z chmur elektronowych. Rozmiar EO charakteryzuje się promieniem r z oo. Wszystkie chmury w warstwie zewnętrznej mają w przybliżeniu ten sam promień. Dlatego wielkość atomu można scharakteryzować tym promieniem. Nazywa się promień orbity atomu(r 0).

Wartości promieni orbitalnych atomów podano w dodatku 5.
Promień EO zależy od ładunku jądra i orbity elektronu, który tworzy tę chmurę. W konsekwencji promień orbity atomu zależy również od tych samych cech.
Rozważmy powłoki elektronowe atomów wodoru i helu. Zarówno w atomie wodoru, jak i w atomie helu elektrony znajdują się na 1 s-AO, a ich chmury miałyby ten sam rozmiar, gdyby ładunki jąder atomów były takie same. Ale ładunek jądra atomu helu jest dwukrotnie większy niż ładunek jądra atomu wodoru. Zgodnie z prawem Coulomba siła przyciągania działająca na każdy z elektronów atomu helu jest dwukrotnie większa od siły przyciągania elektronu do jądra atomu wodoru. Dlatego promień atomu helu musi być znacznie mniejszy niż promień atomu wodoru. A jest: r 0 (On) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litu ma zewnętrzny elektron na 2 s-AO, czyli tworzy chmurę drugiej warstwy. Oczywiście jego promień powinien być większy. Naprawdę: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomy pozostałych pierwiastków drugiego okresu mają elektrony zewnętrzne (a 2 s i 2 p) są umieszczone w tej samej drugiej warstwie elektronowej, a ładunek jądra tych atomów wzrasta wraz ze wzrostem liczby seryjnej. Elektrony są silniej przyciągane do jądra i naturalnie promienie atomów maleją. Moglibyśmy powtórzyć te argumenty dla atomów pierwiastków z innych okresów, ale z jednym wyjaśnieniem: promień orbity maleje monotonicznie tylko wtedy, gdy każdy z podpoziomów jest wypełniony.
Ale jeśli zignorujemy szczegóły, to ogólna natura zmiany wielkości atomów w układzie pierwiastków jest następująca: wraz ze wzrostem numeru seryjnego w okresie promienie orbitalne atomów maleją, a w grupie wzrastają. Największym atomem jest atom cezu, najmniejszym jest atom helu, ale spośród atomów pierwiastków tworzących związki chemiczne (hel i neon ich nie tworzą) najmniejszym jest atom fluoru.
Większość atomów pierwiastków stojących w naturalnym rzędzie za lantanowcami ma promienie orbity nieco mniejsze niż można by się spodziewać, na podstawie ogólnych praw. Wynika to z faktu, że 14 lantanowców znajduje się między lantanem a hafnem w układzie pierwiastków, a w konsekwencji ładunek jądrowy atomu hafnu wynosi 14 mi więcej niż lantan. Dlatego zewnętrzne elektrony tych atomów są przyciągane do jądra silniej niż byłyby przyciągane w przypadku braku lantanowców (ten efekt jest często nazywany „skurczem lantanowców”).
Należy zauważyć, że przechodząc od atomów pierwiastków grupy VIIIA do atomów pierwiastków grupy IA, promień orbity gwałtownie wzrasta. W konsekwencji nasz wybór pierwszych elementów każdego okresu (zob. § 7) okazał się słuszny.

PROMIEŃ ORBITALNY ATOMU, JEGO ZMIANA W UKŁADIE ELEMENTÓW.
1. Zgodnie z danymi podanymi w załączniku 5 wykreśl na papierze milimetrowym zależność promienia orbity atomu od numeru seryjnego pierwiastka dla pierwiastków o Z od 1 do 40. Długość osi poziomej wynosi 200 mm, długość osi pionowej 100 mm.
2. Jak scharakteryzować wygląd powstałej linii łamanej?

Jeśli dasz elektronowi w atomie dodatkową energię (dowiesz się, jak to zrobić z kursu fizyki), to elektron może przejść do innego AO, czyli atom trafi do stan podniecenia. Ten stan jest niestabilny, a elektron prawie natychmiast powróci do swojego pierwotnego stanu, a nadmiar energii zostanie uwolniony. Ale jeśli energia przekazana elektronowi jest wystarczająco duża, elektron może całkowicie oderwać się od atomu, podczas gdy atom zjonizowany, czyli zamienia się w dodatnio naładowany jon ( kation). Energia potrzebna do tego nazywa się energia jonizacji atomu(mi oraz).

Dosyć trudno jest oderwać elektron od pojedynczego atomu i zmierzyć potrzebną do tego energię, dlatego jest to praktycznie wyznaczane i wykorzystywane molowa energia jonizacji(E i m).

Energia jonizacji molowej pokazuje, jaka jest najmniejsza energia potrzebna do oderwania 1 mola elektronów od 1 mola atomów (jeden elektron z każdego atomu). Ta wartość jest zwykle mierzona w kilodżulach na mol. Wartości energii jonizacji molowej pierwszego elektronu dla większości pierwiastków podano w Załączniku 6.
Jak energia jonizacji atomu zależy od położenia pierwiastka w układzie pierwiastków, czyli jak zmienia się w grupie i okresie?
W sensie fizycznym energia jonizacji jest równa pracy, którą trzeba wykonać, aby pokonać siłę przyciągania elektronu do atomu podczas przesuwania elektronu z atomu na nieskończoną odległość od niego.

gdzie q jest ładunkiem elektronu, Q jest ładunkiem kationu pozostającego po usunięciu elektronu, oraz r o jest promieniem orbity atomu.

I q, oraz Q są wartościami stałymi i można wywnioskować, że praca oderwania elektronu ALE, a wraz z nią energia jonizacji mi i są odwrotnie proporcjonalne do promienia orbity atomu.
Po przeanalizowaniu wartości promieni orbitalnych atomów różnych pierwiastków i odpowiadających im wartości energii jonizacji podanych w Załącznikach 5 i 6 widać, że zależność między tymi wartościami jest zbliżona do proporcjonalności, ale nieco różni się od niego. Powodem, dla którego nasz wniosek nie zgadza się z danymi eksperymentalnymi, jest to, że zastosowaliśmy bardzo przybliżony model, który nie uwzględnia wielu istotnych czynników. Ale nawet ten przybliżony model pozwolił nam wyciągnąć prawidłowy wniosek, że wraz ze wzrostem promienia orbity energia jonizacji atomu maleje i odwrotnie, wraz ze spadkiem promienia wzrasta.
Ponieważ promień orbity atomów maleje wraz ze wzrostem liczby seryjnej, wzrasta energia jonizacji. W grupie, wraz ze wzrostem liczby atomowej, promień orbity atomów z reguły wzrasta, a energia jonizacji maleje. Najwyższa energia jonizacji molowej występuje w najmniejszych atomach, atomach helu (2372 kJ/mol), a atomów zdolnych do tworzenia wiązań chemicznych w atomach fluoru (1681 kJ/mol). Najmniejszy jest dla największych atomów, atomów cezu (376 kJ/mol). W układzie pierwiastków kierunek wzrostu energii jonizacji można schematycznie przedstawić w następujący sposób:

W chemii ważne jest, aby energia jonizacji charakteryzowała skłonność atomu do oddawania „swoich” elektronów: im większa energia jonizacji, tym mniej skłonny atom jest do oddawania elektronów i na odwrót.

Stan wzbudzenia, jonizacja, kation, energia jonizacji, molowa energia jonizacji, zmiana energii jonizacji w układzie pierwiastków.
1. Korzystając z danych podanych w Załączniku 6, określ, ile energii musisz wydać, aby oderwać jeden elektron od wszystkich atomów sodu o łącznej masie 1 g.
2. Korzystając z danych podanych w dodatku 6, określ, ile razy więcej energii trzeba wydać na oderwanie jednego elektronu od wszystkich atomów sodu o masie 3 g niż od wszystkich atomów potasu o tej samej masie. Dlaczego ten stosunek różni się od stosunku molowych energii jonizacji tych samych atomów?
3. Zgodnie z danymi podanymi w Załączniku 6 wykreślić zależność energii jonizacji molowej od numeru seryjnego pierwiastków o Z od 1 do 40. Wymiary wykresu są takie same jak w zadaniu z poprzedniego akapitu. Sprawdź, czy ten wykres pasuje do wyboru „okresów” układu elementów.

Drugą najważniejszą cechą energetyczną atomu jest energia powinowactwa elektronowego(mi Z).

W praktyce, podobnie jak w przypadku energii jonizacji, zwykle stosuje się odpowiednią ilość molową - molowa energia powinowactwa do elektronów().

Energia molowego powinowactwa elektronów pokazuje, jaka jest energia uwalniana, gdy jeden mol elektronów zostanie dodany do jednego mola neutralnych atomów (jeden elektron na każdy atom). Podobnie jak molowa energia jonizacji, ilość ta jest również mierzona w kilodżulach na mol.
Na pierwszy rzut oka może się wydawać, że w tym przypadku nie należy uwalniać energii, ponieważ atom jest cząsteczką neutralną, a między neutralnym atomem a ujemnie naładowanym elektronem nie ma elektrostatycznych sił przyciągania. Wręcz przeciwnie, wydaje się, że zbliżając się do atomu, elektron powinien być odpychany przez te same ujemnie naładowane elektrony, które tworzą powłokę elektronową. W rzeczywistości to nieprawda. Pamiętaj, jeśli kiedykolwiek miałeś do czynienia z atomowym chlorem. Oczywiście nie. W końcu istnieje tylko w bardzo wysokich temperaturach. Jeszcze stabilniejszy chlor cząsteczkowy praktycznie nie występuje w przyrodzie - w razie potrzeby musi być pozyskiwany w reakcjach chemicznych. I cały czas masz do czynienia z chlorkiem sodu (sól kuchenna). W końcu sól kuchenna jest codziennie spożywana przez osobę z jedzeniem. I jest dość powszechny w przyrodzie. Ale przecież sól kuchenna zawiera jony chloru, czyli atomy chloru, z którymi każdy ma przyłączony „dodatkowy” elektron. Jedną z przyczyn tego występowania jonów chlorkowych jest to, że atomy chloru mają tendencję do przyłączania elektronów, to znaczy, gdy jony chlorku powstają z atomów chloru i elektronów, uwalniana jest energia.
Jeden z powodów uwalniania energii jest już ci znany - wiąże się ze wzrostem symetrii powłoki elektronowej atomu chloru podczas przejścia do pojedynczo naładowanego anion. Jednocześnie, jak pamiętasz, energia 3 p- obniża się podpoziom. Istnieją inne, bardziej złożone powody.
Ze względu na fakt, że na wartość energii powinowactwa elektronowego wpływa kilka czynników, charakter zmiany tej wartości w układzie pierwiastków jest znacznie bardziej złożony niż charakter zmiany energii jonizacji. Możesz to zweryfikować, analizując tabelę podaną w dodatku 7. Ale ponieważ wartość tej wielkości jest określana przede wszystkim przez takie samo oddziaływanie elektrostatyczne, jak wartości energii jonizacji, to jej zmiana w układzie pierwiastków (przynajmniej w grupach A-) w W ogólnych warunkach podobnie jak zmiana energii jonizacji, czyli energia powinowactwa elektronowego w grupie maleje, aw okresie wzrasta. Jest to maksimum przy atomach fluoru (328 kJ/mol) i chloru (349 kJ/mol). Charakter zmiany energii powinowactwa elektronowego w układzie pierwiastków przypomina charakter zmiany energii jonizacji, czyli kierunek wzrostu energii powinowactwa elektronowego można schematycznie przedstawić w następujący sposób:

2. W tej samej skali wzdłuż osi poziomej, jak w poprzednich zadaniach, wykreśl zależność energii molowej powinowactwa elektronowego od numeru seryjnego dla atomów pierwiastków o Z od 1 do 40 za pomocą aplikacji 7.
3. Jakie jest fizyczne znaczenie ujemnych energii powinowactwa elektronów?
4. Dlaczego ze wszystkich atomów pierwiastków II okresu tylko beryl, azot i neon mają ujemne wartości energii molowej powinowactwa elektronowego?

Wiesz już, że skłonność atomu do oddawania własnych i przyjmowania obcych elektronów zależy od jego charakterystyki energetycznej (energia jonizacji i energia powinowactwa elektronów). Jakie atomy są bardziej skłonne do oddawania swoich elektronów, a które są bardziej skłonne do przyjmowania obcych?
Aby odpowiedzieć na to pytanie, podsumujmy w tabeli 15 wszystko, co wiemy o zmianie tych skłonności w układzie elementów.

Tabela 15