Tabela rozkładu elektronów według poziomów energii. Rozkład elektronów według poziomów energii. Układ okresowy pierwiastków Mendelejewa

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 sekwencja wypełniania orbitali elektronami jest zakłócona. Czasami te naruszenia nazywane są „wyjątkami”, ale tak nie jest - nie ma wyjątków od praw Natury!

Pierwszym pierwiastkiem przy tym schorzeniu jest chrom. Przyjrzyjmy się bliżej jego strukturze elektronowej (ryc. 6.16 A). Atom chromu ma 4 S- nie ma dwóch podpoziomów, jak można by się spodziewać, ale tylko jeden elektron. Ale o 3 D-podpoziom ma pięć elektronów, ale ten podpoziom jest zapełniony po 4 S-podpoziom (patrz ryc. 6.4). Aby zrozumieć, dlaczego tak się dzieje, spójrzmy, czym są chmury elektronów 3 D-podpoziom tego atomu.

Każdy z pięciu 3 D-chmury w tym przypadku tworzone są przez jeden elektron. Jak już wiecie z § 4 tego rozdziału, całkowita chmura elektronowa takich pięciu elektronów ma kształt kulisty, czyli, jak to się mówi, sferycznie symetryczny. Zgodnie z naturą rozkładu gęstości elektronów w różnych kierunkach jest on podobny do 1 S-EO. Energia podpoziomu, którego elektrony tworzą taką chmurę, okazuje się mniejsza niż w przypadku chmury mniej symetrycznej. W tym przypadku energia orbity wynosi 3 D-podpoziom jest równy energii 4 S-orbitale. Gdy na przykład zostanie złamana symetria, gdy pojawi się szósty elektron, energia orbitali wynosi 3 D-podpoziom ponownie staje się większy od energii 4 S-orbitale. Dlatego atom manganu ponownie ma drugi elektron w pozycji 4 S-AO.
Ogólna chmura dowolnego podpoziomu, wypełniona w połowie lub całkowicie elektronami, ma symetrię kulistą. Spadek energii w tych przypadkach jest ogólny charakter i nie zależy od tego, czy jakikolwiek podpoziom jest w połowie lub całkowicie wypełniony elektronami. A jeśli tak, to kolejnego naruszenia należy szukać w atomie, w którego powłoce elektronowej dziewiąty „dociera” jako ostatni D-elektron. Rzeczywiście, atom miedzi ma 3 D-podpoziom ma 10 elektronów i 4 S- tylko jeden podpoziom (ryc. 6.16 B).
Spadek energii orbitali całkowicie lub częściowo zapełnionego podpoziomu powoduje szereg ważnych zjawisk chemicznych, z niektórymi z nich się zapoznasz.

W chemii z reguły nie bada się właściwości izolowanych atomów, ponieważ prawie wszystkie atomy, gdy są zawarte w różnych substancjach, tworzą wiązania chemiczne. Wiązania chemiczne powstają w wyniku oddziaływania powłok elektronowych atomów. W przypadku wszystkich atomów (z wyjątkiem wodoru) nie wszystkie elektrony biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych: bor ma trzy z pięciu elektronów, węgiel ma cztery z sześciu i na przykład bar ma dwa z pięćdziesięciu sześciu. Te „aktywne” elektrony nazywane są elektrony walencyjne.

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

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

Dokładnie zewnętrzne elektrony biorą udział przede wszystkim w tworzeniu wiązań, choćby dlatego, że gdy atomy zbliżają się do siebie, w pierwszej kolejności stykają się utworzone przez nie chmury elektronów. Ale wraz z nimi niektóre elektrony mogą również brać udział w tworzeniu wiązania. przedzewnętrzne(przedostatniej) warstwy, ale tylko wtedy, gdy mają one energię niewiele różniącą się od energii zewnętrznych elektronów. Oba elektrony atomu są elektronami walencyjnymi. (W lantanowcach i aktynowcach nawet niektóre „zewnętrzne” elektrony są wartościowościowe)
Energia elektronów walencyjnych jest znacznie większa niż energia innych elektronów atomu, a elektrony walencyjne różnią się znacznie mniej energią od siebie.
Elektrony zewnętrzne są zawsze elektronami walencyjnymi tylko wtedy, gdy atom w ogóle może tworzyć wiązania chemiczne. Zatem oba elektrony atomu helu są zewnętrzne, ale nie można ich nazwać wartościowością, ponieważ atom helu w ogóle nie tworzy żadnych wiązań chemicznych.
zajmują elektrony walencyjne 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) mają tylko dwa 4 S-elektron. W związku z tym są to zewnętrzne elektrony tego atomu. Wszystkie zewnętrzne orbitale atomu żelaza mają orbitale N= 4, a podpoziomami zewnętrznymi są wszystkie podpoziomy utworzone przez te orbitale, czyli 4 S-, 4P-, 4D- i 4 F-EPU.
Elektrony zewnętrzne są zawsze elektronami walencyjnymi, zatem 4 S-elektrony atomu żelaza są elektronami walencyjnymi. A jeśli tak, to 3 D-elektrony o nieco wyższej energii będą również elektronami walencyjnymi. Na zewnętrznym poziomie atomu żelaza, oprócz wypełnionego 4 S-AO są jeszcze 4 wolne P-, 4D- i 4 F-AO. Wszystkie są zewnętrzne, ale tylko 4 z nich są wartościowe R-AO, ponieważ energia pozostałych orbitali jest znacznie wyższa, a pojawienie się elektronów na tych orbitali 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 elektroniczna – czwarta,
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 wypełnione częściowo lub całkowicie elektronami lub mogą pozostać całkowicie wolne. Wraz ze wzrostem ładunku jądrowego wartości energii wszystkich podpoziomów maleją, ale w wyniku wzajemnego oddziaływania elektronów energia różnych podpoziomów maleje z różnymi „prędkościami”. Energia w pełni wypełniona D- I F-podpoziomy zmniejszają się tak bardzo, że przestają być wartościowością.

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

W przypadku atomu tytanu 3 D-EPU jest tylko częściowo wypełniona elektronami, a jego energia jest większa od energii 4 S-EPU i 3 D-elektrony są wartościowością. Atom arsenu ma 3 D-EPU jest całkowicie wypełnione elektronami, a jego energia jest znacznie mniejsza niż energia 4 S-EPU, a zatem 3 D-elektrony nie są wartościowością.
W podanych przykładach przeanalizowaliśmy wartościowość elektroniczna Konfiguracja atomy tytanu i arsenu.

Walencyjną konfigurację elektronową atomu przedstawiono jako wzór na elektron walencyjny lub w formularzu diagram energetyczny podpoziomów walencyjnych.

ELEKTRONY WALENCYJNE, ELEKTRONY ZEWNĘTRZNE, WALENCJA EPU, WALENCJA AO, KONFIGURACJA ELEKTRONÓW WALENCYJNYCH ATOMU, WZÓR ELEKTRONÓW WALENCYJNYCH, SCHEMAT PODPOZIOMÓW WALENCYJNYCH.

1. Na sporządzonych przez Ciebie diagramach energii oraz w pełnych wzorach elektronicznych atomów Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar wskaż elektrony zewnętrzne i walencyjne. Zapisz elektroniczne wzory wartościowości tych atomów. Na diagramach energii zaznacz części odpowiadające diagramom energii podpoziomów walencyjnych.
2. Co mają wspólnego konfiguracje elektronowe 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 pierwiastka: a) wodór, hel i lit, b) azot, sód i siarka, c) potas, kobalt i german
4. Ile orbitali walencyjnych jest całkowicie wypełnionych atomem a) boru, b) fluoru, c) atomu sodu?
5.Ile orbitali niesparowany elektron przy atomie a) boru, b) fluoru, c) żelaza
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 naturalny szereg pierwiastków (od wodoru po meitner).
8. W każdej komórce umieść symbol pierwiastka, jego liczbę atomową i wzór na elektron walencyjny, jak pokazano na ryc. 6.19 (skorzystaj z Załącznika 4).

Systematyzacja pierwiastków chemicznych opiera się na naturalnym szeregu pierwiastków I zasada podobieństwa powłok elektronowych ich atomy.
Znasz już naturalny szereg pierwiastków chemicznych. Zapoznajmy się teraz z zasadą podobieństwa powłok elektronicznych.
Biorąc pod uwagę elektroniczne wzory walencyjne atomów w ERE, łatwo odkryć, że dla niektórych atomów różnią się one jedynie wartościami głównej liczby kwantowej. Na przykład 1 S 1 dla wodoru, 2 S 1 dla litu, 3 S 1 na sód 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 jedynie rozmiarem (i oczywiście gęstością elektronów). A jeśli tak, to można nazwać chmury elektronowe takich atomów i odpowiadające im konfiguracje walencyjne podobny. Dla atomów różnych pierwiastków o podobnych konfiguracjach elektronicznych możemy pisać ogólne wzory elektroniczne walencyjne: ns 1 w pierwszym przypadku i ns 2 n.p. 5 w drugim. Poruszając się po naturalnej serii pierwiastków, możesz znaleźć inne grupy atomów o podobnych konfiguracjach wartościowości.
Zatem, atomy o podobnych konfiguracjach elektronów walencyjnych regularnie występują w naturalnym szeregu pierwiastków. Jest to zasada podobieństwa powłok elektronicznych.
Spróbujmy określić rodzaj tej prawidłowości. W tym celu wykorzystamy wykonaną przez Ciebie naturalną serię elementów.

ERE zaczyna się od wodoru, którego elektronowy wzór walencyjny wynosi 1 S 1. W poszukiwaniu podobnych konfiguracji walencyjnych wycinamy naturalną serię elementów przed elementami o wspólnym elektronicznym wzorze walencyjnym ns 1 (tj. przed litem, przed sodem itp.). Otrzymaliśmy tak zwane „okresy” pierwiastków. Dodajmy powstałe „okresy”, tak aby stały się wierszami tabeli (patrz rys. 6.20). W rezultacie tylko atomy w pierwszych dwóch kolumnach tabeli będą miały podobne konfiguracje elektroniczne.

Spróbujmy uzyskać podobieństwo konfiguracji elektronów walencyjnych w innych kolumnach tabeli. W tym celu wycinamy z 6 i 7 okresu elementy o liczbach 58 – 71 i 90 – 103 (wypełniają 4 F- i 5 F-podpoziomy) i umieść je pod stołem. Symbole pozostałych elementów będziemy przesuwać poziomo, jak pokazano na rysunku. Następnie atomy pierwiastków znajdujących się w tej samej kolumnie tabeli będą miały podobne konfiguracje wartościowości, które można wyrazić ogólnymi elektronicznymi wzorami wartościowości: ns 1 , ns 2 , ns 2 (N–1)D 1 , ns 2 (N–1)D 2 i tak dalej, aż ns 2 n.p. 6. Wszelkie odstępstwa od ogólnych wzorów wartościowości tłumaczy się tymi samymi przyczynami, co w przypadku chromu i miedzi (patrz paragraf 6.6).

Jak widać, wykorzystując ERE 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 tabela długookresowa pierwiastków chemicznych.

ZASADA PODOBIEŃSTWA POWŁOK ELEKTRONOWYCH, NATURALNY UKŁAD ELEMENTÓW CHEMICZNYCH (UKŁAD „OKRESOWY”), TABELA ELEMENTÓW CHEMICZNYCH.

Przyjrzyjmy się bliżej strukturze tabeli długookresowej pierwiastków chemicznych.
Jak już wiesz, wiersze tej tabeli nazywane są „okresami” elementów. Okresy są ponumerowane cyframi arabskimi od 1 do 7. Pierwszy okres ma tylko dwa elementy. Nazywa się drugi i trzeci okres, każdy zawierający po osiem elementów krótki okresy. Nazywa się okres czwarty i piąty, każdy zawierający 18 elementów długi okresy. Nazywa się okresy szósty i siódmy, każdy zawierający 32 elementy bardzo długi okresy.
Kolumny tej tabeli nazywane są grupy elementy. Numery grup są oznaczone cyframi rzymskimi z literami łacińskimi A lub B.
Elementy niektórych grup mają swoje nazwy zwyczajowe (grupowe): elementy grupy IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – pierwiastki alkaliczne(Lub pierwiastki metali alkalicznych); Pierwiastki grupy IIA (Ca, Sr, Ba i Ra) – pierwiastki ziem alkalicznych(Lub pierwiastki metali ziem alkalicznych)(nazwy „metale alkaliczne” i metale ziem alkalicznych” odnoszą się do prostych substancji utworzonych z odpowiednich pierwiastków i nie powinny być używane jako nazwy grup pierwiastków); pierwiastki z grupy VIA (O, S, Se, Te, Po) – chalkogeny, pierwiastki grupy VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogeny, pierwiastki grupy VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – pierwiastki gazu szlachetnego(Tradycyjna nazwa „gazy szlachetne” odnosi się również do substancji prostych)
Elementy o numerach seryjnych 58 – 71 (Ce – Lu) umieszczane zwykle na dole tablicy nazywane są lantanowce(„po lantanie”) oraz elementy o numerach seryjnych 90 – 103 (Th – Lr) – aktynowce(„podążając za ukwiałem”). Istnieje wersja tablicy długookresowej, w której lantanowce i aktynowce nie są wycinane z ERE, ale pozostają na swoich miejscach przez bardzo długie okresy. Ta tabela jest czasami nazywana bardzo długi okres.
Tabela długich okresów jest podzielona na cztery blok(lub sekcje).
s-blok zawiera elementy grup IA i IIA o wspólnych wzorach elektronicznych walencyjnych ns 1 i ns 2 (elementy S).
r-Blok obejmuje elementy z grupy IIIA do VIIIA ze wspólnymi wzorami elektronicznymi walencyjnymi ns 2 n.p. 1 do ns 2 n.p. 6 (elementy p).
Blok d obejmuje elementy od grupy IIIB do IIB ze wspólnymi wzorami elektronicznymi walencyjnymi ns 2 (N–1)D 1 do ns 2 (N–1)D 10 (elementy d).
Blok f obejmuje lantanowce i aktynowce ( elementy f).

Elementy S- I 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 można je zaliczyć do grup IA i IIA. Jednak hel częściej umieszcza się w grupie VIIIA jako pierwiastek, którym kończy się okres, co jest w pełni zgodne z jego właściwościami (hel, jak wszystkie pozostałe proste substancje utworzony przez pierwiastki tej grupy jest gazem szlachetnym). Wodór często zalicza się do grupy VIIA, gdyż jego właściwości są znacznie bliższe halogenom niż pierwiastkom alkalicznym.
Każdy z okresów układu rozpoczyna się od elementu mającego konfigurację wartościowości atomów ns 1, ponieważ to z tych atomów rozpoczyna się tworzenie kolejnej warstwy elektronicznej, a kończy się elementem o konfiguracji walencyjnej atomów ns 2 n.p. 6 (z wyjątkiem pierwszego okresu). Ułatwia to identyfikację na diagramie energetycznym grup podpoziomów wypełnionych elektronami w atomach każdego okresu (rys. 6.22). Wykonaj tę pracę ze wszystkimi podpoziomami pokazanymi na kopii, którą wykonałeś na rysunku 6.4. Podpoziomy zaznaczone na rysunku 6.22 (z wyjątkiem całkowicie wypełnionych). D- I F-podpoziomy) są wartościowością atomów wszystkich pierwiastków danego okresu.
Występowanie w okresach S-, P-, D- Lub F-elementy w pełni odpowiadają kolejności napełniania S-, P-, D- Lub F-podpoziomy z elektronami. Ta cecha układu pierwiastków pozwala, znając okres i grupę, do której należy dany pierwiastek, natychmiast zapisać jego elektroniczny wzór walencyjny.

DŁUGOOKRESOWA TABELA ELEMENTÓW CHEMICZNYCH, BLOKÓW, OKRESÓW, GRUP, ELEMENTÓW ALKALICZNYCH, ZIEMI ALKALICZNYCH, CHALKOGENÓW, HALOGENÓW, ELEMENTÓW GAZÓW SZLACHETNYCH, LANTANOIDY, AKTYNOIDY.
Zapisz ogólne wzory elektronowe wartościowości atomów pierwiastków a) grup IVA i IVB, b) grup IIIA i VIIB?
2. Co mają wspólnego konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków z 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 zaznacz grupy podpoziomów wypełnionych elektronami w 4., 5. i 6. okresie.
5. Wymień podpoziomy walencyjne a) wapnia, b) fosforu, c) tytanu, d) chloru, e) atomów sodu. 6. Podaj, czym różnią się od siebie pierwiastki s, p i d.
7.Wyjaśnij, dlaczego o przynależności atomu do dowolnego pierwiastka decyduje liczba protonów w jądrze, a nie masa tego atomu.
8.Dla atomów litu, glinu, strontu, selenu, żelaza i ołowiu ułóż wartościowość, pełne i skrócone wzory elektroniczne oraz narysuj diagramy energetyczne podpoziomów walencyjnych. 9. Które atomy pierwiastków odpowiadają następującym wzorom elektronicznym walencyjnym: 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 konfigurację całkowitą lub wartościowości atomu. Każdą z tych konfiguracji elektronów można przedstawić za pomocą wzoru lub diagramu energii. To jest, pełna konfiguracja elektronowa atomu jest wyrażony pełna elektroniczna formuła atomu, Lub pełny diagram energii atomu. Z kolei konfiguracja elektronów walencyjnych atomu jest wyrażony wartościowość(lub jak to się często nazywa „ krótki") elektronowa formuła atomu, Lub diagram podpoziomów walencyjnych atomu(ryc. 6.23).

Wcześniej tworzyliśmy elektroniczne wzory na atomy, korzystając z liczb atomowych pierwiastków. Jednocześnie ustaliliśmy kolejność napełniania podpoziomów elektronami zgodnie ze diagramem energetycznym: 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 zapisać formułę walencyjną.
Wygodniej jest zapisać najczęściej używany wzór elektroniczny walencyjny atomu, oparty na położeniu pierwiastka w układzie pierwiastków chemicznych, przy użyciu współrzędnych grup okresowych.
Przyjrzyjmy się bliżej, jak to się robi dla elementów S-, P- I D-Bloki
Dla elementów S-blok walencyjny Elektroniczna formuła atomu składa się z trzech symboli. Ogólnie można to zapisać w następujący sposób:

Na pierwszym miejscu (w miejscu dużej komórki) umieszcza się numer okresu (równy głównej liczbie kwantowej tych komórek) S-elektrony), a na trzecim (w indeksie górnym) - numer grupy (równy liczbie elektronów walencyjnych). Biorąc za przykład atom magnezu (3. okres, grupa IIA) otrzymujemy:

Dla elementów P-blok wartościowości elektroniczna formuła atomu składa się z sześciu symboli:

Tutaj zamiast dużych komórek umieszczany jest również numer okresu (równy ich głównej liczbie kwantowej S- I P-elektrony), a numer grupy (równy liczbie elektronów walencyjnych) okazuje się równy sumie indeksów górnych. Dla atomu tlenu (2. okres, grupa VIA) otrzymujemy:

2S 2 2P 4 .

Walencyjny wzór elektroniczny większości pierwiastków D-block można zapisać w ten sposób:

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 o jeden mniejsza, ponieważ jest to główna liczba kwantowa D-elektrony. Numer grupy też jest tutaj równa sumie indeksy. Przykład – elektronowy wzór walencyjny tytanu (4 okres, grupa IVB): 4 S 2 3D 2 .

Numer grupy jest równy sumie indeksów elementów grupy VIB, ale, jak pamiętacie, w ich wartościowości S-podpoziom ma tylko jeden elektron, a ogólny wzór elektronowy walencyjny jest taki ns 1 (N–1)D 5. Dlatego elektroniczny wzór wartościowości, na przykład molibdenu (5. okres), wynosi 5 S 1 4D 5 .
Łatwo jest też ułożyć elektroniczny wzór wartościowości dowolnego pierwiastka z grupy IB, np. złota (6-ty okres)>–>6 S 1 5D 10, ale w tym przypadku trzeba o tym pamiętać D- elektrony atomów pierwiastków tej grupy nadal pozostają wartościowe, a część z nich może brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych.
Ogólny elektroniczny wzór wartościowości atomów pierwiastków z grupy IIB to ns 2 (N – 1)D 10 . Dlatego wzór elektroniczny wartościowości, na przykład atomu cynku, wynosi 4 S 2 3D 10 .
Główne zasady Przestrzegane są również elektroniczne wzory walencyjne pierwiastków pierwszej triady (Fe, Co i Ni). Żelazo, pierwiastek z grupy VIIIB, ma elektronowy wzór walencyjny wynoszący 4 S 2 3D 6. Atom kobaltu ma jeden D-elektron więcej (4 S 2 3D 7), a dla atomu niklu - o dwa (4 S 2 3D 8).
Stosując tylko te zasady zapisywania elektronicznych wzorów walencyjnych, niemożliwe jest skomponowanie wzorów elektronicznych dla atomów niektórych D-pierwiastki (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), gdyż w nich, w związku z dążeniem do wysoce symetrycznych powłok elektronowych, wypełnianie elektronami podpoziomów walencyjnych ma pewne dodatkowe cechy.
Znając elektroniczny wzór wartościowości, możesz zapisać pełną elektroniczną formułę atomu (patrz poniżej).
Często zamiast uciążliwych, kompletnych formuł elektronicznych piszą skrócone wzory elektroniczne atomy. Aby zestawić je we wzorze elektronicznym, wyodrębnia się wszystkie elektrony atomu z wyjątkiem elektronów walencyjnych, ich symbole umieszcza się w nawiasach kwadratowych, a część wzoru elektronicznego odpowiadająca formule elektronicznej atomu ostatniego elementu poprzedni okres (pierwiastek tworzący gaz szlachetny) zostaje zastąpiony symbolem tego atomu.

Przykłady formuł elektronicznych różnych typów podano w tabeli 14.

Tabela 14. Przykłady wzorów elektronicznych atomów

Algorytm kompilacji elektronicznych wzorów atomów (na przykładzie atomu jodu)

Notatki
1. Dla elementów drugiego i trzeciego okresu trzecia operacja (bez czwartej) prowadzi od razu do pełnego wzoru elektronicznego.
2. (N – 1)D 10 -Elektrony pozostają wartościowością na atomach pierwiastków z grupy IB.

PEŁNA FORMUŁA ELEKTRONICZNA, ELEKTRONICZNA FORMUŁA WALENCYJNA, SKRÓCONA FORMUŁA ELEKTRONICZNA, ALGORYTM ZESTAWIANIA ELEKTRONICZNYCH FORMUŁ ATOMÓW.
1. Ułóż elektroniczny wzór walencyjny atomu pierwiastka a) drugi okres trzeciej grupy A, b) trzeci okres drugiej grupy A, c) czwarty okres czwartej grupy A.
2.Ułóż skrócone wzory elektroniczne na atomy magnezu, fosforu, potasu, żelaza, bromu i argonu.

W ciągu ponad 100 lat, jakie upłynęły od odkrycia naturalnego układu pierwiastków, zaproponowano kilkaset różnych tabel, które graficznie odzwierciedlają ten układ. Spośród nich, oprócz tabeli długookresowej, najbardziej rozpowszechniona jest tak zwana tabela krótkookresowa pierwiastków autorstwa D. I. Mendelejewa. Tablicę krótkookresową otrzymujemy z tabeli długookresowej, jeśli przed elementami grupy IB wytniemy okres 4, 5, 6 i 7, odsuniemy od siebie, a powstałe wiersze złożymy w taki sam sposób, jak poprzednio złożył okresy. Wynik pokazano na rysunku 6.24.

Lantanowce i aktynowce są tutaj również umieszczone pod głównym stołem.

W grupy Ta tabela zawiera elementy, których atomy taką samą liczbę elektronów walencyjnych niezależnie od tego, na jakich orbitach znajdują się te elektrony. Zatem pierwiastki chlor (typowy pierwiastek tworzący niemetal; 3 S 2 3P 5) i mangan (pierwiastek metalotwórczy; 4 S 2 3D 5), nie posiadające podobnych powłok elektronowych, zaliczają się tutaj do tej samej siódmej grupy. Konieczność rozróżnienia takich elementów zmusza do wyodrębnienia ich w grupach podgrupy: główny– analogi grup A tabeli długoterminowej i strona– analogi grup B. Na rysunku 34 symbole elementów podgrup głównych przesunięto w lewo, a symbole elementów podgrup drugorzędnych przesunięto w prawo.
To prawda, że ​​​​takie ustawienie elementów w tabeli ma również swoje zalety, ponieważ to liczba elektronów walencyjnych określa przede wszystkim możliwości walencyjne atomu.
Tablica długookresowa odzwierciedla prawa budowy elektronowej atomów, podobieństwa i wzorce zmian właściwości prostych substancji i związków w grupach pierwiastków, regularne zmiany szeregu wielkości fizycznych charakteryzujących atomy, proste substancje i związki w całym systemie elementów i wiele więcej. Tabela krótkich okresów jest pod tym względem mniej wygodna.

TABELA KRÓTKIEGO OKRESU, PODGRUPY GŁÓWNE, PODGRUPY BOCZNE.
1. Przekształć tabelę długookresową zbudowaną z naturalnego szeregu elementów w tabelę krótkookresową. Wykonaj odwrotną konwersję.
2. Czy można sporządzić ogólny wzór elektroniczny na wartościowość atomów pierwiastków jednej grupy układu krótkookresowego? Dlaczego?

Atom nie ma wyraźnych granic. Co uważa się za wielkość izolowanego atomu? Jądro atomu jest otoczone powłoką elektronową, a powłoka składa się z chmur elektronowych. Rozmiar EO charakteryzuje się promieniem R eo. Wszystkie chmury w warstwie zewnętrznej mają w przybliżeniu ten sam promień. Dlatego wielkość atomu można scharakteryzować za pomocą tego promienia. Nazywa się to promień orbity atomu(R 0).

Wartości promieni orbitalnych atomów podano w dodatku 5.
Promień EO zależy od ładunku jądra oraz od orbity, na której znajduje się elektron tworzący tę chmurę. W konsekwencji promień orbity atomu zależy od tych samych cech.
Rozważmy powłoki elektroniczne atomów wodoru i helu. Zarówno w atomie wodoru, jak i helu elektrony znajdują się w pozycji 1 S-AO, a ich obłoki miałyby tę samą wielkość, gdyby ładunki jąder tych atomów były takie same. Ale ładunek jądra atomu helu jest dwa razy większy niż ładunek jądra atomu wodoru. Zgodnie z prawem Coulomba siła przyciągania działająca na każdy elektron 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. To prawda: R 0 (On) / R 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litu ma zewnętrzny elektron w pozycji 2 S-AO, czyli tworzy chmurę drugiej warstwy. Naturalnie jego promień powinien być większy. Naprawdę: R 0 (Li) = 1,586 E.
Atomy pozostałych pierwiastków drugiego okresu mają elektrony zewnętrzne (i 2 S i 2 P) znajdują się w tej samej drugiej warstwie elektronowej, a ładunek jądrowy tych atomów rośnie wraz ze wzrostem liczby atomowej. 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 zapełniony.
Jeśli jednak pominiemy szczegóły, ogólny charakter zmiany rozmiarów atomów w układzie pierwiastków jest następujący: wraz ze wzrostem liczby porządkowej w okresie zmniejszają się promienie orbit atomów, a w grupie zwiększyć. Największym atomem jest atom cezu, najmniejszym jest atom helu, ale z atomów pierwiastków tworzących związki chemiczne (hel i neon ich nie tworzą) najmniejszy jest atom fluoru.
Większość atomów pierwiastków w szeregu naturalnym po lantanowcach ma promienie orbit nieco mniejsze, niż można by się spodziewać na podstawie ogólnych praw. Wynika to z faktu, że między lantanem i hafnem w układzie pierwiastków znajduje się 14 lantanowców, a zatem ładunek jądra atomu hafnu wynosi 14 mi więcej niż lantan. Dlatego zewnętrzne elektrony tych atomów są przyciągane do jądra silniej niż byłoby to w przypadku braku lantanowców (efekt ten jest często nazywany „skurczeniem lantanowców”).
Należy pamiętać, że przy przejściu od atomów pierwiastków z grupy VIIIA do atomów pierwiastków z grupy IA promień orbity gwałtownie wzrasta. W rezultacie nasz wybór pierwszych elementów każdego okresu (patrz § 7) okazał się słuszny.

PROMIeń ORBITALNY ATOMU, JEGO ZMIANA W UKŁADIE ELEMENTÓW.
1.Według danych podanych w dodatku 5 narysuj na papierze milimetrowym wykres zależności promienia orbity atomu od liczby atomowej pierwiastka dla pierwiastków o Z od 1 do 40. Długość osi poziomej wynosi 200 mm, długość osi pionowej wynosi 100 mm.
2. Jak scharakteryzować wygląd powstałej linii przerywanej?

Jeśli dasz elektronowi w atomie dodatkową energię (jak to się robi dowiesz się na kursie fizyki), to elektron będzie mógł przenieść się do innego AO, czyli atom trafi do stan podniecenia. Stan ten jest niestabilny i elektron niemal natychmiast powróci do stanu pierwotnego, a nadmiar energii zostanie uwolniony. Jeśli jednak energia przekazana elektronowi jest wystarczająco duża, elektron może całkowicie odłączyć 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 I).

Dość trudno jest usunąć elektron z pojedynczego atomu i zmierzyć potrzebną do tego energię, dlatego jest ona praktycznie wyznaczana i wykorzystywana molowa energia jonizacji(E i m).

Molowa energia jonizacji pokazuje, jaka jest minimalna energia potrzebna do usunięcia 1 mola elektronów z 1 mola atomów (po jednym elektronie z każdego atomu). Wartość tę mierzy się zwykle w kilodżulach na mol. Wartości molowej energii jonizacji 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, jaką należy włożyć, aby pokonać siłę przyciągania między elektronem a atomem podczas przemieszczania elektronu z atomu na nieskończoną odległość od niego.

Gdzie Q– ładunek elektronowy, Q jest ładunkiem kationu pozostałego po usunięciu elektronu, oraz R o jest promieniem orbity atomu.

I Q, I Q– ilości są stałe i możemy stwierdzić, że jest to praca usunięcia elektronu A, a wraz z nim energia jonizacji mi i są odwrotnie proporcjonalne do promienia orbity atomu.
Analizując wartości promieni orbitalnych atomów różnych pierwiastków i odpowiadające im wartości energii jonizacji podane w załącznikach 5 i 6, można upewnić się, że zależność między tymi wielkościami jest bliska proporcjonalna, ale nieco się od niej różni . Powodem, dla którego nasz wniosek nie zgadza się zbyt dobrze z danymi eksperymentalnymi, jest to, że zastosowaliśmy bardzo przybliżony model, który nie wziął pod uwagę wielu ważnych 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 zmniejszaniem się promienia wzrasta.
Ponieważ w okresie ze wzrostem liczby atomowej promień orbity atomów maleje, energia jonizacji wzrasta. W grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej promień orbity atomów z reguły wzrasta, a energia jonizacji maleje. Największą molową energię jonizacji charakteryzują najmniejsze atomy, atomy helu (2372 kJ/mol), a spośród atomów zdolnych do tworzenia wiązań chemicznych, atomy fluoru (1681 kJ/mol). Najmniejszy dla największych atomów to atomy cezu (376 kJ/mol). W układzie elementów kierunek wzrostu energii jonizacji można schematycznie przedstawić w następujący sposób:

W chemii ważne jest, aby energia jonizacji charakteryzowała tendencję atomu do oddawania „swoich” elektronów: im wyższa energia jonizacji, tym mniej skłonny jest atom do oddawania elektronów i odwrotnie.

STAN WZBUDZONY, JONIZACJA, Kation, ENERGIA JONIZACJI, MOLARNA ENERGIA JONIZACJI, ZMIANA ENERGII JONIZACJI W UKŁADIE ELEMENTÓW.
1. Korzystając z danych podanych w Załączniku 6, określ, ile energii należy wydać, aby usunąć jeden elektron ze wszystkich atomów sodu o łącznej masie 1 g.
2. Korzystając z danych podanych w Załączniku 6, oblicz, ile razy więcej energii potrzeba, aby usunąć jeden elektron ze wszystkich atomów sodu o masie 3 g, niż ze wszystkich atomów potasu o tej samej masie. Dlaczego ten stosunek różni się od stosunku molowych energii jonizacji tych samych atomów?
3.Według danych podanych w Załączniku 6 wykreśl zależność molowej energii jonizacji od liczby atomowej dla pierwiastków o Z od 1 do 40. Wymiary wykresu są takie same jak w przypisaniu do poprzedniego akapitu. Sprawdź, czy ten wykres odpowiada wyborowi „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 wielkość molową - energia powinowactwa molowego elektronu().

Energia molowego powinowactwa elektronowego pokazuje energię uwolnioną, gdy jeden mol elektronów zostanie dodany do jednego mola atomów obojętnych (jeden elektron na każdy atom). Podobnie jak molowa energia jonizacji, wielkość tę mierzy się również w kilodżulach na mol.
Na pierwszy rzut oka może się wydawać, że w tym przypadku nie należy uwalniać energii, gdyż atom jest cząstką obojętną, a pomiędzy atomem obojętnym a elektronem naładowanym ujemnie nie występują siły przyciągania elektrostatycznego. Wręcz przeciwnie, elektron zbliżający się do atomu powinien być odpychany przez te same ujemnie naładowane elektrony, które tworzą powłokę elektronową. W rzeczywistości nie jest to prawdą. Pamiętaj, jeśli kiedykolwiek miałeś do czynienia z chlorem atomowym. Oczywiście nie. Przecież istnieje tylko w bardzo wysokich temperaturach. Nawet bardziej stabilny chlor cząsteczkowy praktycznie nie występuje w przyrodzie; w razie potrzeby należy go uzyskać za pomocą reakcji chemicznych. I musisz stale mieć do czynienia z chlorkiem sodu (solą kuchenną). W końcu sól kuchenna jest spożywana przez ludzi codziennie z jedzeniem. A w naturze występuje dość często. Ale sól kuchenna zawiera jony chlorkowe, to znaczy atomy chloru, które dodały jeden „dodatkowy” elektron. Jednym z powodów, dla których jony chlorkowe są tak powszechne, jest to, że atomy chloru mają tendencję do gromadzenia elektronów, co oznacza, że ​​gdy jony chlorkowe powstają z atomów chloru i elektronów, uwalniana jest energia.
Jeden z powodów uwalniania energii jest już wam znany - jest on związany ze wzrostem symetrii powłoki elektronowej atomu chloru podczas przejścia do pojedynczo naładowanego anion. Jednocześnie jak pamiętacie energia 3 P-podpoziom maleje. Istnieją inne, bardziej złożone przyczyny.
Ze względu na fakt, że na wartość energii powinowactwa elektronów wpływa kilka czynników, charakter zmiany tej wielkości w układzie pierwiastków jest znacznie bardziej złożony niż charakter zmiany energii jonizacji. Można się o tym przekonać, analizując tabelę podaną w dodatku 7. Ponieważ jednak wartość tej wielkości określa przede wszystkim to samo oddziaływanie elektrostatyczne, co wartości energii jonizacji, to jej zmiana w układzie elementy (przynajmniej w grupach A) w Ogólny zarys podobnie jak zmiana energii jonizacji, czyli energia powinowactwa elektronowego w grupie maleje, a po pewnym okresie wzrasta. Jest to maksimum dla atomów fluoru (328 kJ/mol) i chloru (349 kJ/mol). Charakter zmiany energii powinowactwa elektronów w układzie pierwiastków przypomina charakter zmiany energii jonizacji, czyli kierunek wzrostu energii powinowactwa elektronów można schematycznie przedstawić w następujący sposób:

2. Na tej samej skali wzdłuż osi poziomej jak w poprzednich zadaniach skonstruuj wykres zależności energii molowej powinowactwa elektronowego od liczby atomowej dla atomów pierwiastków o Z od 1 do 40 za pomocą aplikacji 7.
3. Jakie znaczenie fizyczne mają wartości energii ujemnego powinowactwa elektronów?
4. Dlaczego ze wszystkich atomów pierwiastków drugiego okresu tylko beryl, azot i neon mają ujemne wartości energii molowej powinowactwa elektronowego?

Wiesz już, że tendencja atomu do oddawania własnych elektronów i dodawania elektronów innych zależy od jego charakterystyki energetycznej (energia jonizacji i energia powinowactwa elektronowego). Które atomy są bardziej skłonne oddawać swoje elektrony, a które chętniej przyjmują inne?
Aby odpowiedzieć na to pytanie, podsumujmy w tabeli 15 wszystko, co wiemy o zmianie tych nachyleń w układzie elementów.

Tabela 15. Zmiany skłonności atomów do oddawania własnych elektronów i pozyskiwania elektronów obcych