Elektronsko ohišje iz magnezija. Kako sestaviti elektronsko formulo kemijskega elementa v anorganski kemiji

Sestava atoma.

Atom je sestavljen iz atomsko jedro in elektronska lupina.

Jedro atoma je sestavljeno iz protonov ( p+) in nevtroni ( n 0). Večina vodikovih atomov ima jedro, sestavljeno iz enega protona.

Število protonov N(p+) je enak jedrskemu naboju ( Z) in vrstno številko elementa v naravnem nizu elementov (in v periodnem sistemu elementov).

N(str +) = Z

Vsota nevtronov N(n 0), označeno preprosto s črko N, in število protonov Z klical masno število in je označen s črko A.

A = Z + N

Elektronsko ovojnico atoma sestavljajo elektroni, ki se gibljejo okoli jedra ( e -).

Število elektronov N(e-) v elektronski ovojnici nevtralnega atoma je enako številu protonov Z v svojem jedru.

Masa protona je približno enaka masi nevtrona in 1840-krat večja od mase elektrona, torej je masa atoma skoraj enaka masi jedra.

Oblika atoma je sferična. Polmer jedra je približno 100.000-krat manjši od polmera atoma.

Kemični element- vrsta atomov (zbirka atomov) z enakim jedrskim nabojem (z enakim številom protonov v jedru).

Izotop- zbirka atomov istega elementa z enakim številom nevtronov v jedru (ali vrsta atoma z enakim številom protonov in enakim številom nevtronov v jedru).

Različni izotopi se med seboj razlikujejo po številu nevtronov v jedrih svojih atomov.

Oznaka posameznega atoma ali izotopa: (E je simbol elementa), npr.: .

Zgradba elektronske lupine atoma

Atomska orbitala- stanje elektrona v atomu. Simbol za orbitalo je . Vsaka orbitala ima ustrezen elektronski oblak.

Orbitale realnih atomov v osnovnem (nevzbujenem) stanju so štiri vrste: s, str, d in f.

Elektronski oblak- del prostora, v katerem se lahko nahaja elektron z verjetnostjo 90 (ali več) odstotkov.

Opomba: včasih se pojma "atomska orbitala" in "elektronski oblak" ne razlikujeta, oba pa imenujeta "atomska orbitala".

Elektronska ovojnica atoma je plastna. Elektronski sloj tvorijo enako veliki elektronski oblaki. Oblikujejo se orbitale ene plasti elektronski ("energijski") nivo, sta njuni energiji enaki za atom vodika, vendar različni za druge atome.

Orbitale iste vrste so združene v elektronski (energija) podravni:
s- podnivoj (sestavljen iz enega s-orbitale), simbol - .
str- podnivoj (sestavljen iz treh str
d- podnivoj (sestavljen iz petih d-orbitale), simbol - .
f- podnivoj (sestavljen iz sedmih f-orbitale), simbol - .

Energije orbital istega podravni so enake.

Pri označevanju podravni se simbolu podnivoja doda številka plasti (elektronske ravni), npr.: 2 s, 3str, 5d pomeni s- podnivoj druge stopnje, str-podnivo tretje stopnje, d-podravni pete stopnje.

Skupno število podravni na eni ravni je enako številki ravni n. Skupno število orbital na eni ravni je enako n 2. V skladu s tem je skupno število oblakov v eni plasti enako n 2 .

Oznake: - prosta orbitala (brez elektronov), - orbitala z nesparjenim elektronom, - orbitala z elektronskim parom (z dvema elektronoma).

Vrstni red, v katerem elektroni zapolnijo orbitale atoma, je določen s tremi naravnimi zakoni (formulacije so podane poenostavljeno):

1. Načelo najmanjše energije - elektroni polnijo orbitale po naraščajoči energiji orbital.

2. Paulijev princip - v eni orbitali ne moreta biti več kot dva elektrona.

3. Hundovo pravilo - znotraj podravni elektroni najprej zapolnijo prazne orbitale (eden za drugim), šele nato tvorijo elektronske pare.

Skupno število elektronov v elektronski ravni (ali elektronski plasti) je 2 n 2 .

Porazdelitev podravni po energiji je izražena kot sledi (po naraščajoči energiji):

1s, 2s, 2str, 3s, 3str, 4s, 3d, 4str, 5s, 4d, 5str, 6s, 4f, 5d, 6str, 7s, 5f, 6d, 7str ...

To zaporedje je jasno izraženo z energijskim diagramom:

Porazdelitev elektronov atoma po ravneh, podnivojih in orbitalah (elektronska konfiguracija atoma) je mogoče prikazati kot elektronsko formulo, energijski diagram ali, preprosteje, kot diagram elektronskih plasti ("elektronski diagram").

Primeri elektronske strukture atomov:

Valenčni elektroni- elektroni atoma, ki lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi. Za vsak atom so to vsi zunanji elektroni plus tisti predzunanji elektroni, katerih energija je večja od energije zunanjih. Na primer: atom Ca ima 4 zunanje elektrone s 2, so tudi valenca; atom Fe ima 4 zunanje elektrone s 2, on pa ima 3 d 6, zato ima atom železa 8 valenčnih elektronov. Valenčna elektronska formula kalcijevega atoma je 4 s 2 in atomi železa - 4 s 2 3d 6 .

Periodni sistem kemijskih elementov D. I. Mendelejeva
(naravni sistem kemičnih elementov)

Periodični zakon kemijskih elementov(moderna formulacija): lastnosti kemičnih elementov, pa tudi preprostih in kompleksnih snovi, ki jih tvorijo, so periodično odvisne od vrednosti naboja atomskih jeder.

Periodni sistem- grafični prikaz periodičnega zakona.

Naravna serija kemijskih elementov- vrsta kemičnih elementov, razvrščenih glede na naraščajoče število protonov v jedrih njihovih atomov ali, kar je enako, glede na naraščajoče naboje jeder teh atomov. Atomsko število elementa v tej seriji je enako številu protonov v jedru katerega koli atoma tega elementa.

Tabela kemijskih elementov je sestavljena z "razrezom" naravnega niza kemijskih elementov obdobja(vodoravne vrstice tabele) in skupine (navpični stolpci tabele) elementov s podobno elektronsko zgradbo atomov.

Tabela je lahko glede na način grupiranja elementov dolgotrajno(elementi z enakim številom in vrsto valenčnih elektronov so zbrani v skupine) in kratko obdobje(elementi z enakim številom valenčnih elektronov so zbrani v skupine).

Skupine kratkoperiodične tabele so razdeljene v podskupine ( glavni in strani), ki sovpada s skupinami dolgoperiodične tabele.

Vsi atomi elementov iste periode imajo enako število elektronskih plasti, ki je enako številu periode.

Število elementov v obdobjih: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Večina elementov osme dobe je bila pridobljena umetno, zadnji elementi te dobe še niso bili sintetizirani. Vsa obdobja razen prvega se začnejo z elementom, ki tvori alkalijske kovine (Li, Na, K, itd.) in končajo z elementom, ki tvori žlahtne pline (He, Ne, Ar, Kr, itd.).

V kratkoperiodični tabeli je osem skupin, od katerih je vsaka razdeljena na dve podskupini (glavno in sekundarno), v dolgoperiodični tabeli je šestnajst skupin, ki so oštevilčene z rimskimi številkami s črkama A ali B, za primer: IA, IIIB, VIA, VIIB. Skupina IA dolgoperiodičnega sistema ustreza glavni podskupini prve skupine kratkoperiodičnega sistema; skupina VIIB - sekundarna podskupina sedme skupine: ostalo - podobno.

Značilnosti kemičnih elementov se naravno spreminjajo v skupinah in obdobjih.

V obdobjih (z naraščajočo zaporedno številko)

• jedrski naboj se poveča
• poveča se število zunanjih elektronov,
• radij atomov se zmanjša,
• poveča se moč vezi med elektroni in jedrom (ionizacijska energija),
• elektronegativnost se poveča
• povečajo se oksidacijske lastnosti preprostih snovi ("nekovinskost"),
• redukcijske lastnosti enostavnih snovi oslabijo ("kovinskost"),
• oslabi bazični značaj hidroksidov in ustreznih oksidov,
• poveča se kislinski značaj hidroksidov in ustreznih oksidov.

V skupinah (z naraščajočo zaporedno številko)

• jedrski naboj se poveča
• polmer atomov se poveča (samo v A-skupinah),
• zmanjša se moč vezi med elektroni in jedrom (ionizacijska energija; samo v A-skupinah),
• elektronegativnost se zmanjša (samo v A-skupinah),
• oslabijo oksidacijske lastnosti enostavnih snovi ("nekovinskost"; samo v A-skupinah),
• redukcijske lastnosti enostavnih snovi se povečajo ("kovinskost"; samo v A-skupinah),
• poveča se bazičnost hidroksidov in ustreznih oksidov (samo v A-skupinah),
• oslabi kisli značaj hidroksidov in ustreznih oksidov (samo v A-skupinah),
• zmanjša se stabilnost vodikovih spojin (poveča se njihova redukcijska aktivnost; samo v A-skupinah).

Naloge in testi na temo "Tema 9. "Zgradba atoma. Periodični zakon in periodični sistem kemijskih elementov D. I. Mendelejeva (PSHE) "."

• Periodični zakon - Periodični zakon in zgradba atomov 8.–9
  Poznati morate: zakonitosti zapolnjevanja orbital z elektroni (načelo najmanjše energije, Paulijev princip, Hundovo pravilo), zgradbo periodnega sistema elementov.

  Morate znati: določiti sestavo atoma glede na položaj elementa v periodnem sistemu in, nasprotno, najti element v periodnem sistemu, če poznate njegovo sestavo; upodabljajo strukturni diagram, elektronsko konfiguracijo atoma, iona in, nasprotno, iz diagrama in elektronske konfiguracije določijo položaj kemijskega elementa v PSCE; označi element in snovi, ki jih tvori, glede na njegov položaj v PSCE; ugotavljajo spremembe polmera atomov, lastnosti kemijskih elementov in snovi, ki jih tvorijo znotraj ene periode in ene glavne podskupine periodnega sistema.

  Primer 1. Določite število orbital na tretji elektronski ravni. Kaj so te orbitale?
  Za določitev števila orbital uporabimo formulo N orbitale = n 2 kje n- številka stopnje. N orbitale = 3 2 = 9. Ena 3 s-, tri 3 str- in pet 3 d-orbitale.

  Primer 2. Ugotovite, kateri atom elementa ima elektronsko formulo 1 s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 1 .
  Da bi ugotovili, kateri element je, morate ugotoviti njegovo atomsko število, ki je enako skupnemu številu elektronov atoma. V tem primeru: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. To je aluminij.

  Ko se prepričate, da ste se naučili vse, kar potrebujete, nadaljujte z izpolnjevanjem nalog. Želimo vam uspeh.

  
  Priporočeno branje:
  • O. S. Gabrielyan in drugi Kemija 11. razred. M., Droplja, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemija 11. razred. M., Izobraževanje, 2001.

Elektronska konfiguracija atom je numerična predstavitev njegovih elektronskih orbital. Elektronske orbitale so območja različnih oblik, ki se nahajajo okoli atomskega jedra, v katerih je matematično verjetno, da bo najden elektron. Elektronska konfiguracija vam pomaga hitro in preprosto povedati bralcu, koliko elektronskih orbital ima atom, ter določiti število elektronov v vsaki orbitali. Po branju tega članka boste obvladali metodo sestavljanja elektronskih konfiguracij.

Koraki

Porazdelitev elektronov z uporabo periodnega sistema D. I. Mendelejeva

Poiščite atomsko število svojega atoma. Vsak atom ima določeno število elektronov, povezanih z njim. Poiščite simbol svojega atoma v periodnem sistemu. Atomsko število je pozitivno celo število, ki se začne pri 1 (za vodik) in se poveča za eno za vsak naslednji atom. Atomsko število je število protonov v atomu in je torej tudi število elektronov atoma z ničelnim nabojem.

Določite naboj atoma. Nevtralni atomi bodo imeli enako število elektronov, kot je prikazano v periodnem sistemu. Vendar bodo imeli nabiti atomi več ali manj elektronov, odvisno od velikosti njihovega naboja. Če delate z nabitim atomom, dodajte ali odštejte elektrone na naslednji način: dodajte en elektron za vsak negativni naboj in odštejte enega za vsak pozitivni naboj.

• Na primer, atom natrija z nabojem -1 bo imel dodaten elektron poleg tega na svoje osnovno atomsko število 11. Z drugimi besedami, atom bo imel skupaj 12 elektronov.
• Če govorimo o atomu natrija z nabojem +1, je treba en elektron odšteti od osnovnega atomskega števila 11. Tako bo imel atom 10 elektronov.

1. Zapomnite si osnovni seznam orbital. Ko se število elektronov v atomu poveča, ti zapolnijo različne podnivoje elektronske ovojnice atoma v skladu z določenim zaporedjem. Vsak podnivoj elektronske lupine, ko je napolnjen, vsebuje sodo število elektronov. Na voljo so naslednje podravni:

   Razumevanje zapisa elektronske konfiguracije. Elektronske konfiguracije so zapisane tako, da jasno prikazujejo število elektronov v vsaki orbitali. Orbitale so zapisane zaporedno, pri čemer je število atomov v vsaki orbitali zapisano kot nadnapis na desni strani imena orbitale. Dokončana elektronska konfiguracija je v obliki zaporedja oznak podnivojev in nadnapisov.

   • Tukaj je na primer najpreprostejša elektronska konfiguracija: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ta konfiguracija kaže, da sta dva elektrona na podravni 1s, dva elektrona na podravni 2s in šest elektronov na podravni 2p. 2 + 2 + 6 = skupaj 10 elektronov. To je elektronska konfiguracija nevtralnega atoma neona (neonovo atomsko število je 10).

2. Zapomni si vrstni red orbital. Upoštevajte, da so elektronske orbitale oštevilčene po naraščajočem številu elektronske lupine, vendar razporejene po naraščajočem vrstnem redu energije. Na primer, zapolnjena orbitala 4s 2 ima nižjo energijo (ali manjšo mobilnost) kot delno zapolnjena ali zapolnjena orbitala 3d 10, zato je orbitala 4s zapisana prva. Ko poznate vrstni red orbital, jih lahko enostavno zapolnite glede na število elektronov v atomu. Vrstni red polnjenja orbital je naslednji: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektronska konfiguracija atoma, v katerem so vse orbitale zapolnjene, bo naslednja: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
   • Upoštevajte, da je zgornji vnos, ko so zapolnjene vse orbitale, elektronska konfiguracija elementa Uuo (ununokcij) 118, atoma z najvišjo številko v periodnem sistemu. Zato ta elektronska konfiguracija vsebuje vse trenutno znane elektronske podravni nevtralno nabitega atoma.

3. Izpolnite orbitale glede na število elektronov v vašem atomu. Na primer, če želimo zapisati elektronsko konfiguracijo nevtralnega kalcijevega atoma, moramo začeti z iskanjem njegovega atomskega števila v periodnem sistemu. Njegovo atomsko število je 20, zato bomo konfiguracijo atoma z 20 elektroni zapisali po zgornjem vrstnem redu.

   • Zapolnite orbitale v skladu z zgornjim vrstnim redom, dokler ne dosežete dvajsetega elektrona. Prva 1s orbitala bo imela dva elektrona, 2s bo imela tudi dva, 2p bo imela šest, 3s bo imela dva, 3p bo imela 6 in 4s bo imela 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Z drugimi besedami, elektronska konfiguracija kalcija ima obliko: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Upoštevajte, da so orbitale razporejene po naraščajoči energiji. Na primer, ko ste pripravljeni na 4. energijsko raven, najprej zapišite orbitalo 4s in potem 3d. Po četrtem energijskem nivoju preidete na peti, kjer se ponovi isti vrstni red. To se zgodi šele po tretji energijski ravni.

4. Uporabite periodni sistem kot vizualni znak. Verjetno ste že opazili, da oblika periodnega sistema ustreza vrstnemu redu elektronskih podravni v elektronskih konfiguracijah. Na primer, atomi v drugem stolpcu z leve se vedno končajo na "s 2", atomi na desnem robu tankega srednjega dela pa se vedno končajo na "d 10" itd. Uporabite periodični sistem kot vizualni vodnik za pisanje konfiguracij – kako vrstni red, v katerem dodate orbitalam, ustreza vašemu položaju v tabeli. Glej spodaj:

   • Natančneje, skrajna leva stolpca vsebujeta atome, katerih elektronske konfiguracije se končajo na s orbitale, desni blok tabele vsebuje atome, katerih konfiguracije se končajo na p orbitale, spodnja polovica pa vsebuje atome, ki se končajo na f orbitale.
   • Na primer, ko zapišete elektronsko konfiguracijo klora, pomislite takole: "Ta atom se nahaja v tretji vrstici (ali "periodi") periodnega sistema. Nahaja se tudi v peti skupini p orbitalnega bloka zato se bo njegova elektronska konfiguracija končala z ..3p
   • Upoštevajte, da so za elemente v d in f orbitalni regiji tabele značilne energijske ravni, ki ne ustrezajo obdobju, v katerem se nahajajo. Na primer, prva vrstica bloka elementov z d-orbitalami ustreza 3d orbitalam, čeprav se nahaja v 4. periodi, prva vrstica elementov s f-orbitalami pa ustreza 4f orbitali, čeprav je v 6. obdobje.

5. Naučite se okrajšav za pisanje konfiguracij dolgih elektronov. Atomi na desnem robu periodnega sistema se imenujejo žlahtni plini. Ti elementi so kemično zelo stabilni. Če želite skrajšati postopek pisanja dolgih elektronskih konfiguracij, preprosto napišite kemijski simbol najbližjega žlahtnega plina z manj elektroni kot vaš atom v oglatih oklepajih in nato nadaljujte s pisanjem elektronske konfiguracije naslednjih orbitalnih nivojev. Glej spodaj:

   • Za razumevanje tega koncepta bo koristno napisati primer konfiguracije. Zapišimo konfiguracijo cinka (atomsko število 30) z uporabo okrajšave, ki vključuje žlahtni plin. Celotna konfiguracija cinka je videti takole: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Vendar vidimo, da je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 elektronska konfiguracija argona, žlahtnega plina. Preprosto zamenjajte del elektronske konfiguracije za cink s kemijskim simbolom za argon v oglatih oklepajih (.)
   • Torej, elektronska konfiguracija cinka, zapisana v skrajšani obliki, ima obliko: 4s 2 3d 10 .
   • Upoštevajte, da če pišete elektronsko konfiguracijo žlahtnega plina, recimo argona, tega ne morete napisati! Uporabiti je treba okrajšavo za žlahtni plin pred tem elementom; za argon bo neon ().

   Uporaba periodnega sistema ADOMAH

   1. Obvladajte periodni sistem ADOMAH. Ta način beleženja elektronske konfiguracije ne zahteva pomnjenja, ampak zahteva spremenjeno periodično tabelo, saj v tradicionalni periodični tabeli, začenši s četrto periodo, številka obdobja ne ustreza elektronski lupini. Poiščite periodični sistem ADOMAH – posebno vrsto periodnega sistema, ki ga je razvil znanstvenik Valery Zimmerman. S kratkim internetnim iskanjem ga je enostavno najti.

      • V periodnem sistemu ADOMAH vodoravne vrstice predstavljajo skupine elementov, kot so halogeni, žlahtni plini, alkalijske kovine, zemeljskoalkalijske kovine itd. Navpični stolpci ustrezajo elektronskim nivojem, tako imenovane "kaskade" (diagonalne črte, ki povezujejo bloke s, p, d in f) pa obdobjem.
      • Helij se premika proti vodiku, ker je za oba elementa značilna orbitala 1s. Bloki obdobij (s, p, d in f) so prikazani na desni strani, številke ravni pa so navedene na dnu. Elementi so predstavljeni v poljih s številkami od 1 do 120. Te številke so običajna atomska števila, ki predstavljajo skupno število elektronov v nevtralnem atomu.

   2. Poiščite svoj atom v tabeli ADOMAH.Če želite zapisati elektronsko konfiguracijo elementa, poiščite njegov simbol v periodnem sistemu ADOMAH in prečrtajte vse elemente z višjim atomskim številom. Na primer, če morate napisati elektronsko konfiguracijo erbija (68), prečrtajte vse elemente od 69 do 120.

      • Upoštevajte številke od 1 do 8 na dnu tabele. To so številke elektronskih nivojev ali številke stolpcev. Prezrite stolpce, ki vsebujejo samo prečrtane elemente. Za erbij ostanejo stolpci s številkami 1, 2, 3, 4, 5 in 6.

   3. Preštejte orbitalne podnivoje do svojega elementa.Če pogledate simbole blokov, prikazane na desni strani tabele (s, p, d in f), in številke stolpcev, prikazane na dnu, zanemarite diagonalne črte med bloki in razdelite stolpce v bloke stolpcev, tako da jih navedete po vrstnem redu od spodaj navzgor. Spet prezrite bloke, ki imajo vse elemente prečrtane. Pišite bloke stolpcev, začenši s številko stolpca, ki ji sledi simbol bloka, torej: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (za erbij).

      • Prosimo, upoštevajte: Zgornja elektronska konfiguracija Er je zapisana v naraščajočem vrstnem redu števila elektronskih podravni. Lahko se zapiše tudi po vrstnem redu zapolnjevanja orbital. Če želite to narediti, sledite kaskadam od spodaj navzgor in ne stolpcem, ko pišete bloke stolpcev: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Preštejte elektrone za vsako elektronsko podnivo. Preštejte elemente v vsakem bloku stolpca, ki niso bili prečrtani, in prilepite en elektron iz vsakega elementa, in zapišite njihovo število poleg simbola bloka za vsak blok stolpca takole: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . V našem primeru je to elektronska konfiguracija erbija.

   5. Bodite pozorni na nepravilne elektronske konfiguracije. Obstaja osemnajst tipičnih izjem, ki se nanašajo na elektronske konfiguracije atomov v najnižjem energijskem stanju, imenovanem tudi osnovno energijsko stanje. Ne upoštevajo splošnega pravila samo za zadnja dva ali tri mesta, ki jih zasedajo elektroni. V tem primeru dejanska elektronska konfiguracija predpostavlja, da so elektroni v stanju z nižjo energijo v primerjavi s standardno konfiguracijo atoma. Atomi izjem vključujejo:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); oče(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) in Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Če želite najti atomsko število atoma, ko je zapisano v obliki elektronske konfiguracije, preprosto seštejte vse številke, ki sledijo črkam (s, p, d in f). To deluje samo za nevtralne atome, če imate opravka z ionom, ne bo delovalo - morali boste dodati ali odšteti število dodatnih ali izgubljenih elektronov.
   • Številka, ki sledi črki, je nadnapis, ne naredite napake pri testu.
   • Stabilnost podravni "na pol polne" ni. To je poenostavitev. Kakršna koli stabilnost, ki se pripisuje "napol zapolnjenim" podravnim, je posledica dejstva, da je vsaka orbitala zasedena z enim elektronom, kar zmanjšuje odbojnost med elektroni.
   • Vsak atom teži k stabilnemu stanju, najbolj stabilne konfiguracije pa imajo zapolnjeni podravni s in p (s2 in p6). Žlahtni plini imajo to konfiguracijo, zato redko reagirajo in se nahajajo na desni v periodnem sistemu. Torej, če se konfiguracija konča v 3p 4, potem potrebuje dva elektrona, da doseže stabilno stanje (izguba šestih, vključno z elektroni s-podravni, zahteva več energije, zato je izguba štirih lažja). In če se konfiguracija konča v 4d 3, mora za dosego stabilnega stanja izgubiti tri elektrone. Poleg tega so napol zapolnjene podnivoje (s1, p3, d5..) bolj stabilne kot na primer p4 ali p2; bosta pa s2 in p6 še bolj stabilna.
   • Ko imate opravka z ionom, to pomeni, da število protonov ni enako številu elektronov. Naboj atoma bo v tem primeru upodobljen zgoraj desno (običajno) kemijskega simbola. Zato ima atom antimona z nabojem +2 elektronsko konfiguracijo 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Upoštevajte, da se je 5p 3 spremenilo v 5p 1. Bodite previdni, ko se konfiguracija nevtralnega atoma konča na podnivojih, ki niso s in p. Ko odvzamete elektrone, jih lahko odvzamete le iz valenčnih orbital (s in p orbital). Če se torej konfiguracija konča s 4s 2 3d 7 in atom prejme naboj +2, se bo konfiguracija končala s 4s 0 3d 7. Upoštevajte, da 3d 7 ne spremembe, namesto tega se izgubijo elektroni iz orbitale s.
   • Obstajajo pogoji, ko je elektron prisiljen "premakniti se na višjo energijsko raven." Ko podravni manjka en elektron, da bi bila polovična ali polna, vzemite en elektron iz najbližje podravni s ali p in ga premaknite na podnivoj, ki potrebuje elektron.
   • Obstajata dve možnosti za beleženje elektronske konfiguracije. Lahko jih zapišemo v naraščajočem vrstnem redu števil energijskih nivojev ali v vrstnem redu zapolnjevanja elektronskih orbital, kot je prikazano zgoraj za erbij.
   • Elektronsko konfiguracijo elementa lahko zapišete tudi tako, da zapišete samo valenčno konfiguracijo, ki predstavlja zadnji s in p podravni. Tako bo valenčna konfiguracija antimona 5s 2 5p 3.
   • Ioni niso enaki. Z njimi je veliko težje. Preskočite dve ravni in sledite istemu vzorcu, odvisno od tega, kje ste začeli in kako veliko je število elektronov.

Atom- električno nevtralni delec, sestavljen iz pozitivno nabitega jedra in negativno nabitih elektronov. V središču atoma je pozitivno nabito jedro. Zavzema nepomemben del prostora znotraj atoma, v njem je skoncentriran ves pozitivni naboj in skoraj vsa masa atoma.

Jedro sestavljajo osnovni delci - proton in nevtron; Elektroni se gibljejo okoli atomskega jedra v zaprtih orbitalah.

Proton (p)- osnovni delec z relativno maso 1,00728 atomskih masnih enot in nabojem +1 konvencionalne enote. Število protonov v atomskem jedru je enako atomskemu številu elementa v periodnem sistemu D.I. Mendelejev.

Nevtron (n)- elementarni nevtralni delec z relativno maso 1,00866 atomskih masnih enot (amu).

Število nevtronov v jedru N je določeno s formulo:

kjer je A masno število, Z naboj jedra, ki je enak številu protonov (vrstno število).

Običajno so parametri jedra atoma zapisani na naslednji način: naboj jedra je postavljen spodaj levo od simbola elementa, masno število pa na vrhu, na primer:

Ta vnos kaže, da je jedrski naboj (in s tem število protonov) za fosforjev atom 15, masno število 31, število nevtronov pa 31 – 15 = 16. Ker se masi protona in nevtrona zelo razlikujeta malo drug od drugega, je masa števila približno enaka relativni atomski masi jedra.

Elektron (e –)- osnovni delec z maso 0,00055 a. e.m. in pogojna dajatev –1. Število elektronov v atomu je enako naboju jedra atoma (vrstna številka elementa v periodnem sistemu D.I. Mendelejeva).

Elektroni se gibljejo okoli jedra po strogo določenih orbitalah in tvorijo tako imenovani elektronski oblak.

Območje prostora okoli atomskega jedra, kjer je najverjetneje (90 % ali več) najdba elektrona, določa obliko elektronskega oblaka.

Elektronski oblak s elektrona je sferičen; Podravni s-energije lahko vsebuje največ dva elektrona.

Elektronski oblak p-elektrona ima obliko ročice; Tri p-orbitale lahko vsebujejo največ šest elektronov.

Orbitale so upodobljene kot kvadrat, na vrhu ali dnu katerega so zapisane vrednosti glavnih in sekundarnih kvantnih števil, ki opisujejo dano orbitalo. Tak posnetek se imenuje grafična elektronska formula, na primer:

V tej formuli puščice označujejo elektron, smer puščice pa ustreza smeri vrtenja - lastnemu magnetnemu momentu elektrona. Elektroni z nasprotnimi vrtljaji ↓ se imenujejo parni.

Elektronske konfiguracije atomov elementov lahko predstavimo v obliki elektronskih formul, v katerih so označeni simboli podnivoja, koeficient pred simbolom podravni kaže njegovo pripadnost dani ravni, stopnja simbola pa je število elektronov danega podravni.

Tabela 1 prikazuje zgradbo elektronskih lupin atomov prvih 20 elementov periodnega sistema kemijskih elementov D.I. Mendelejev.

Kemijski elementi, v atomih katerih je s-podnivo zunanjega nivoja napolnjen z enim ali dvema elektronoma, imenujemo s-elementi. Kemijski elementi, v atomih katerih je p-podnivo (od enega do šest elektronov) zapolnjen, se imenujejo p-elementi.

Število elektronskih plasti v atomu kemičnega elementa je enako številu periode.

V skladu z Hundovo pravilo elektroni se nahajajo v podobnih orbitalah iste energijske ravni na tak način, da je skupni spin največji. Posledično pri polnjenju energijskega podravni vsak elektron najprej zasede ločeno celico in šele po tem se začne njihovo združevanje. Na primer, v atomu dušika bodo vsi p-elektroni v ločenih celicah, v kisiku pa se bo začelo njihovo združevanje, ki se bo popolnoma končalo v neonu.

Izotopi se imenujejo atomi istega elementa, ki vsebujejo v svojih jedrih enako število protonov, vendar različno število nevtronov.

Izotopi so znani za vse elemente. Zato so atomske mase elementov v periodnem sistemu povprečje masnih števil naravnih mešanic izotopov in se razlikujejo od celih vrednosti. Tako atomska masa naravne mešanice izotopov ne more služiti kot glavna značilnost atoma in s tem elementa. Ta značilnost atoma je naboj jedra, ki določa število elektronov v elektronski lupini atoma in njegovo strukturo.

Oglejmo si nekaj tipičnih nalog v tem razdelku.

Primer 1. Atom katerega elementa ima elektronsko konfiguracijo 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1?

Ta element ima en elektron 4s na svoji zunanji energijski ravni. Posledično je ta kemični element v četrtem obdobju prve skupine glavne podskupine. Ta element je kalij.

Obstaja še en način, kako priti do tega odgovora. Če seštejemo skupno število vseh elektronov, dobimo 19. Skupno število elektronov je enako atomskemu številu elementa. Številka 19 v periodnem sistemu je kalij.

Primer 2. Kemični element ustreza najvišjemu oksidu RO 2. Elektronska konfiguracija zunanje energijske ravni atoma tega elementa ustreza elektronski formuli:

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

S formulo višjega oksida (glej formule višjih oksidov v periodnem sistemu) ugotovimo, da je ta kemični element v četrti skupini glavne podskupine. Ti elementi imajo štiri elektrone na svoji zunanji energijski ravni - dva s in dva p. Zato je pravilen odgovor 2.

Naloge za usposabljanje

1. Skupno število s-elektronov v kalcijevem atomu je

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. Število seznanjenih p-elektronov v atomu dušika je

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. Število nesparjenih s-elektronov v atomu dušika je enako

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Število elektronov na zunanji energijski ravni atoma argona je

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. Število protonov, nevtronov in elektronov v atomu 9 4 Be je enako

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Porazdelitev elektronov po elektronskih plasteh 2; 8; 4 - ustreza atomu, ki se nahaja v (v)

1) 3. obdobje, IA skupina
2) 2. obdobje, IVA skupina
3) 3. obdobje, IVA skupina
4) 3. obdobje, VA skupina

7. Kemijski element, ki se nahaja v 3. obdobju skupine VA, ustreza diagramu elektronske zgradbe atoma

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Kemični element z elektronsko konfiguracijo 1s 2 2s 2 2p 4 tvori hlapno vodikovo spojino, katere formula je

1) EN
2) EN 2
3) EN 3
4) EN 4

9. Število elektronskih plasti v atomu kemičnega elementa je enako

1) njegovo serijsko številko
2) številka skupine
3) število nevtronov v jedru
4) številka obdobja

10. Število zunanjih elektronov v atomih kemičnih elementov glavnih podskupin je enako

1) serijska številka elementa
2) številka skupine
3) število nevtronov v jedru
4) številka obdobja

11. Dva elektrona najdemo v zunanji elektronski plasti atomov vsakega kemičnega elementa v seriji

1) On, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Kemični element, katerega elektronska formula je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1, tvori oksid s sestavo

1) Li 2 O
2) MgO
3) K 2 O
4) Na 2 O

13. Število elektronskih plasti in število p-elektronov v atomu žvepla je enako

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. Elektronska konfiguracija ns 2 np 4 ustreza atomu

1) klor
2) žveplo
3) magnezij
4) silicij

15. Valenčni elektroni natrijevega atoma v osnovnem stanju se nahajajo v energijskem podravni

1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p

16. Atomi dušika in fosforja imajo

1) enako število nevtronov
2) enako število protonov
3) enaka konfiguracija zunanje elektronske plasti

17. Atoma kalcija in kalcija imata enako število valenčnih elektronov.

1) kalij
2) aluminij
3) berilij
4) bor

18. Atomi ogljika in fluora imajo

1) enako število nevtronov
2) enako število protonov
3) enako število elektronskih plasti
4) enako število elektronov

19. Ogljikov atom v svojem osnovnem stanju ima število neparnih elektronov

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. V atomu kisika v osnovnem stanju je število parnih elektronov enako

6.6. Značilnosti elektronske strukture atomov kroma, bakra in nekaterih drugih elementov

Če ste natančno pogledali prilogo 4, ste verjetno opazili, da je pri atomih nekaterih elementov zaporedje polnjenja orbital z elektroni moteno. Včasih se te kršitve imenujejo "izjeme", vendar to ni tako - v zakonih narave ni izjem!

Prvi element s to motnjo je krom. Oglejmo si podrobneje njegovo elektronsko strukturo (slika 6.16 A). Atom kroma ima 4 s-ne obstajata dva podnivoja, kot bi pričakovali, ampak samo en elektron. Toda ob 3 d-podnivo ima pet elektronov, vendar se ta podnivo zapolni po 4 s-podravni (glej sliko 6.4). Da bi razumeli, zakaj se to zgodi, poglejmo, kaj so elektronski oblaki 3 d-podravni tega atoma.

Vsak od petih 3 d-oblake v tem primeru tvori en elektron. Kot že veste iz § 4 tega poglavja, ima skupni elektronski oblak takih petih elektronov sferično obliko ali, kot pravijo, sferično simetrično. Glede na naravo porazdelitve elektronske gostote v različnih smereh je podobna 1 s-EO. Energija podravni, katere elektroni tvorijo takšen oblak, se izkaže za manjšo kot v primeru manj simetričnega oblaka. V tem primeru je orbitalna energija 3 d- podnivo je enak energiji 4 s-orbitale. Ko je simetrija porušena, na primer, ko se pojavi šesti elektron, je energija orbital 3 d- podnivo spet postane večji od energije 4 s-orbitale. Zato ima atom mangana spet drugi elektron pri 4 s-AO.
Splošni oblak katerega koli podnivoja, napolnjen z elektroni bodisi do polovice ali v celoti, ima sferično simetrijo. Zmanjšanje energije je v teh primerih splošne narave in ni odvisno od tega, ali je katera koli podnivo polovično ali popolnoma zapolnjena z elektroni. In če je tako, potem moramo naslednjo kršitev iskati v atomu, v katerega elektronsko lupino zadnji "prispe" deveti d-elektron. Dejansko ima atom bakra 3 d-podnivo ima 10 elektronov in 4 s- samo en podravni (slika 6.16 b).
Zmanjšanje energije orbital popolnoma ali napol zapolnjenega podravni povzroči številne pomembne kemijske pojave, od katerih se boste nekateri seznanili.

6.7. Zunanji in valenčni elektroni, orbitale in podravni

V kemiji se lastnosti izoliranih atomov praviloma ne preučujejo, saj skoraj vsi atomi, ko so del različnih snovi, tvorijo kemične vezi. Kemične vezi nastanejo zaradi interakcije elektronskih lupin atomov. Pri vseh atomih (razen vodika) vsi elektroni ne sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi: bor ima tri od petih elektronov, ogljik štiri od šestih in na primer barij dva od šestinpetdeset. Ti "aktivni" elektroni se imenujejo valenčni elektroni.

Valenčne elektrone včasih zamenjujemo z zunanji elektronov, vendar to ni isto.

Elektronski oblaki zunanjih elektronov imajo največji radij (in največjo vrednost glavnega kvantnega števila).

Zunanji elektroni so tisti, ki sodelujejo pri tvorbi vezi, že zato, ker ko se atomi približajo drug drugemu, pridejo v stik najprej elektronski oblaki, ki jih tvorijo ti elektroni. Toda poleg njih lahko pri tvorbi vezi sodelujejo tudi nekateri elektroni. predzunanji(predzadnji) plasti, vendar le, če imajo energijo, ki se ne razlikuje zelo od energije zunanjih elektronov. Oba elektrona atoma sta valenčna elektrona. (V lantanidih in aktinidih so celo nekateri "zunanji" elektroni valentni)
Energija valenčnih elektronov je veliko večja od energije drugih elektronov atoma, valenčni elektroni pa se bistveno manj razlikujejo po energiji med seboj.
Zunanji elektroni so vedno valenčni elektroni le, če lahko atom sploh tvori kemične vezi. Tako sta oba elektrona atoma helija zunanja, vendar ju ne moremo imenovati valenca, saj atom helija sploh ne tvori nobenih kemičnih vezi.
Valenčni elektroni zasedajo valenčne orbitale, ki pa tvorijo valenčne podravni.

Kot primer razmislite o atomu železa, katerega elektronska konfiguracija je prikazana na sl. 6.17. Največje glavno kvantno število elektronov atoma železa ( n= 4) imajo samo dve 4 s-elektron. Posledično so zunanji elektroni tega atoma. Zunanje orbitale atoma železa so vse orbitale z n= 4, zunanji podravni pa so vsi podnivoji, ki jih tvorijo te orbitale, to je 4 s-, 4str-, 4d- in 4 f-EPU.
Zunanji elektroni so vedno valenčni elektroni, torej 4 s-elektroni atoma železa so valenčni elektroni. In če je tako, potem 3 d-elektroni z nekoliko višjo energijo bodo tudi valenčni elektroni. Na zunanji ravni atoma železa poleg napolnjenega 4 s-AO so še 4 prosti str-, 4d- in 4 f-AO. Vsi so zunanji, le 4 pa so valentni R-AO, saj je energija preostalih orbital veliko večja in pojav elektronov v teh orbitalah ni koristen za atom železa.

Torej, atom železa
zunanji elektronski nivo – četrti,
zunanje podravni – 4 s-, 4str-, 4d- in 4 f-EPU,
zunanje orbite - 4 s-, 4str-, 4d- in 4 f-AO,
zunanji elektroni – dva 4 s-elektron (4 s 2),
zunanji elektronski sloj – četrti,
zunanji elektronski oblak – 4 s-EO
valenčne podravni – 4 s-, 4str- in 3 d-EPU,
valenčne orbitale – 4 s-, 4str- in 3 d-AO,
valenčni elektroni – dva 4 s-elektron (4 s 2) in šest 3 d- elektroni (3 d 6).

Valenčni podnivoji so lahko delno ali v celoti zapolnjeni z elektroni ali pa ostanejo popolnoma prosti. Z naraščanjem jedrskega naboja se energijske vrednosti vseh podravni zmanjšajo, vendar se zaradi interakcije elektronov med seboj energija različnih podnivojov zmanjšuje z različnimi "hitrostmi". Energija popolnoma napolnjena d- In f-podnivoji se toliko zmanjšajo, da prenehajo biti valentni.

Kot primer razmislite o atomih titana in arzena (slika 6.18).

V primeru atoma titana 3 d-EPU je le delno napolnjen z elektroni, njegova energija pa je večja od energije 4 s-EPU in 3 d-elektroni so valentni. Atom arzena ima 3 d-EPU je popolnoma napolnjen z elektroni, njegova energija pa je bistveno manjša od energije 4 s-EPU in torej 3 d-elektroni niso valentni.
V navedenih primerih smo analizirali konfiguracija valenčnih elektronov atomi titana in arzena.

Valenčna elektronska konfiguracija atoma je prikazana kot formula valenčnega elektrona, ali v obliki energijski diagram valenčnih podravni.

VALENČNI ELEKTRONI, ZUNANJI ELEKTRONI, VALENČNI EPU, VALENČNI AO, VALENTNA ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA ATOMA, FORMULA VALENČNIH ELEKTRONOV, DIAGRAM VALENČNIH PODNIVOJEV.

1. Na energijskih diagramih, ki ste jih sestavili, in v popolnih elektronskih formulah atomov Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar označite zunanje in valenčne elektrone. Zapišite valenčne elektronske formule teh atomov. Na energijskih diagramih označi dele, ki ustrezajo energijskim diagramom valenčnih podravni.
2. Kaj imajo skupne elektronske konfiguracije atomov: a) Li in Na, B in Al, O in S, Ne in Ar; b) Zn in Mg, Sc in Al, Cr in S, Ti in Si; c) H in He, Li in O, K in Kr, Sc in Ga. Kakšne so njihove razlike?
3. Koliko valenčnih podravni je v elektronski ovojnici atoma posameznega elementa: a) vodik, helij in litij, b) dušik, natrij in žveplo, c) kalij, kobalt in germanij
4. Koliko valenčnih orbital je popolnoma zapolnjenih v a) borovem, b) fluorovem, c) natrijevem atomu?
5. Koliko orbital z nesparjenim elektronom ima atom: a) bora, b) fluora, c) železa
6. Koliko prostih zunanjih orbital ima atom mangana? Koliko prostih valenc?
7. Za naslednjo lekcijo pripravite trak papirja širine 20 mm, ga razdelite na celice (20 × 20 mm) in na ta trak nanesite naravno vrsto elementov (od vodika do meitnerija).
8. V vsako celico postavite simbol elementa, njegovo atomsko število in formulo valenčnega elektrona, kot je prikazano na sl. 6.19 (uporabite Dodatek 4).

6.8. Sistematizacija atomov glede na zgradbo njihovih elektronskih lupin

Sistematizacija kemijskih elementov temelji na naravnem nizu elementov in princip podobnosti elektronskih lupin njihovi atomi.
Naravni niz kemijskih elementov že poznaš. Zdaj pa se seznanimo z načelom podobnosti elektronskih lupin.
Če upoštevamo valenčne elektronske formule atomov v ERE, je enostavno ugotoviti, da se za nekatere atome razlikujejo le v vrednostih glavnega kvantnega števila. Na primer, 1 s 1 za vodik, 2 s 1 za litij, 3 s 1 za natrij itd. Ali 2 s 2 2str 5 za fluor, 3 s 2 3str 5 za klor, 4 s 2 4str 5 za brom itd. To pomeni, da so zunanji predeli oblakov valenčnih elektronov takih atomov po obliki zelo podobni in se razlikujejo le po velikosti (in seveda elektronski gostoti). In če je tako, potem lahko imenujemo elektronske oblake takih atomov in ustrezne valenčne konfiguracije podobno. Za atome različnih elementov s podobnimi elektronskimi konfiguracijami lahko pišemo splošne valenčne elektronske formule: ns 1 v prvem primeru in ns 2 n.p. 5 v drugem. Ko se premikate po naravni seriji elementov, lahko najdete druge skupine atomov s podobno valenčno konfiguracijo.
torej atome s podobno konfiguracijo valenčnih elektronov redno najdemo v naravnih serijah elementov. To je načelo podobnosti elektronskih lupin.
Poskusimo ugotoviti vrsto te pravilnosti. Za to bomo uporabili naravno serijo elementov, ki ste jih naredili.

ERE se začne z vodikom, katerega valenčna elektronska formula je 1 s 1. V iskanju podobnih valenčnih konfiguracij smo naravno vrsto elementov prerezali pred elementi s skupno valenčno elektronsko formulo ns 1 (tj. pred litijem, pred natrijem itd.). Prejeli smo tako imenovane "obdobja" elementov. Dodamo nastale »obdobja«, tako da postanejo vrstice tabele (glej sliko 6.20). Posledično bodo imeli samo atomi v prvih dveh stolpcih tabele podobne elektronske konfiguracije.

Poskusimo doseči podobnost valenčnih elektronskih konfiguracij v drugih stolpcih tabele. Da bi to naredili, smo iz 6. in 7. obdobja izrezali elemente s številkami 58 – 71 in 90 –103 (zapolnjujejo 4. f- in 5 f-podravni) in jih postavite pod mizo. Simbole preostalih elementov bomo premaknili vodoravno, kot je prikazano na sliki. Po tem bodo imeli atomi elementov, ki se nahajajo v istem stolpcu tabele, podobne valenčne konfiguracije, ki jih je mogoče izraziti s splošnimi valenčnimi elektronskimi formulami: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 in tako naprej, dokler ns 2 n.p. 6. Vsa odstopanja od splošnih valenčnih formul so razložena z enakimi razlogi kot v primeru kroma in bakra (glej odstavek 6.6).

Kot lahko vidite, nam je z uporabo ERE in z uporabo načela podobnosti elektronskih lupin uspelo sistematizirati kemične elemente. Takšen sistem kemičnih elementov imenujemo naravno, saj temelji izključno na zakonih narave. Tabela, ki smo jo prejeli (slika 6.21), je eden od načinov grafične upodobitve naravnega sistema elementov in se imenuje dolgoperiodični sistem kemijskih elementov.

NAČELO PODOBNOSTI ELEKTRONSKIH OVOJN, NARAVNI SISTEM KEMIJSKIH ELEMENTOV ("PERIODIČNI" SISTEM), TABELA KEMIJSKIH ELEMENTOV.

6.9. Dolga periodna tabela kemijskih elementov

Oglejmo si podrobneje zgradbo dolgoperiodičnega sistema kemijskih elementov.
Vrstice te tabele, kot že veste, se imenujejo "obdobja" elementov. Obdobja so oštevilčena z arabskimi številkami od 1 do 7. Prva doba ima samo dva elementa. Druga in tretja doba, ki vsebujeta po osem elementov, se imenujeta kratek obdobja. Četrta in peta doba, ki vsebujeta po 18 elementov, se imenujeta dolga obdobja. Šesta in sedma doba, ki vsebujeta po 32 elementov, se imenujeta zelo dolgo obdobja.
Stolpci te tabele se imenujejo skupine elementi. Številke skupin so označene z rimskimi številkami z latiničnimi črkami A ali B.
Elementi nekaterih skupin imajo svoja skupna (skupinska) imena: elementi skupine IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkalne elemente(oz elementi alkalijskih kovin); Elementi skupine IIA (Ca, Sr, Ba in Ra) – zemeljskoalkalijski elementi(oz elementi zemeljskoalkalijskih kovin) (ime "alkalijske kovine" in zemeljskoalkalijske kovine" se nanašata na preproste snovi, ki jih tvorijo ustrezni elementi, in se ne sme uporabljati kot imena skupin elementov); elementi VIA skupine (O, S, Se, Te, Po) – halkogeni, elementi skupine VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogeni, Elementi skupine VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementi žlahtnih plinov.(Tradicionalno ime "žlahtni plini" se nanaša tudi na enostavne snovi)
Elementi z zaporednimi številkami 58 – 71 (Ce – Lu), ki se običajno nahajajo na dnu tabele, se imenujejo lantanidi(»po lantanu«) in elementi z zaporednimi številkami 90 – 103 (Th – Lr) – aktinoidi("po morski vetrnici"). Obstaja različica dolgoperiodične tabele, v kateri lantanidi in aktinoidi niso izrezani iz ERE, ampak ostanejo na svojih mestih v ultra dolgih obdobjih. Ta tabela se včasih imenuje ultra-dolgo obdobje.
Dolga periodna tabela je razdeljena na štiri blok(ali razdelke).
s-blok vključuje elemente skupin IA in IIA s skupnimi valenčnimi elektronskimi formulami ns 1 in ns 2 (s-elementi).
r-blok vključuje elemente od skupine IIIA do VIIIA s skupnimi valenčnimi elektronskimi formulami iz ns 2 n.p. 1 do ns 2 n.p. 6 (p-elementi).
d-blok vključuje elemente od skupine IIIB do IIB s skupnimi valenčnimi elektronskimi formulami iz ns 2 (n–1)d 1 do ns 2 (n–1)d 10 (d-elementi).
f-blok vključuje lantanide in aktinoide ( f-elementi).

Elementi s- In str-bloki tvorijo A-skupine in elemente d-blok – B-skupina sistema kemičnih elementov. Vse f-elementi so formalno vključeni v skupino IIIB.
Elementa prve dobe - vodik in helij - sta s-elemente in jih lahko uvrstimo v skupine IA in IIA. Toda helij pogosteje uvrščamo v skupino VIIIA kot element, s katerim se konča obdobje, kar popolnoma ustreza njegovim lastnostim (helij je, tako kot vse druge enostavne snovi, ki jih tvorijo elementi te skupine, žlahtni plin). Vodik pogosto uvrščamo v skupino VIIA, saj je po lastnostih veliko bližje halogenom kot alkalnim elementom.
Vsaka od obdobij sistema se začne z elementom, ki ima valenčno konfiguracijo atomov ns 1, saj se iz teh atomov začne tvorba naslednje elektronske plasti in konča z elementom z valenčno konfiguracijo atomov ns 2 n.p. 6 (razen prve tretjine). To olajša prepoznavanje na energijskem diagramu skupin podravni, napolnjenih z elektroni v atomih vsake periode (slika 6.22). Naredite to delo z vsemi podravni, prikazanimi v kopiji, ki ste jo naredili na sliki 6.4. Podnivoji, označeni na sliki 6.22 (razen popolnoma zapolnjenih d- In f-podravni) so valenca za atome vseh elementov dane periode.
Pojav v obdobjih s-, str-, d- ali f-elementi popolnoma ustrezajo zaporedju polnjenja s-, str-, d- ali f-podravni z elektroni. Ta značilnost sistema elementov omogoča, da ob poznavanju obdobja in skupine, v katero spada določen element, takoj zapišemo njegovo valenčno elektronsko formulo.

DOLGOPERIODNA TABELA KEMIJSKIH ELEMENTOV, BLOKOV, PERIOD, SKUPIN, ALKALNIJSKI ELEMENTI, ZEMLJOALKALNIJSKI ELEMENTI, HALKOGENI, HALOGENI, ŽLAHTI PLINI, LANTANOIDI, AKTINOIDI.
Zapišite splošne valenčne elektronske formule atomov elementov a) IVA in IVB skupin, b) IIIA in VIIB skupin?
2. Kaj imajo skupne elektronske konfiguracije atomov elementov skupin A in B? Kako se razlikujeta?
3. Koliko skupin elementov je vključenih v a) s-blok, b) R-blok, c) d-blokirati?
4. Nadaljujte s sliko 30 v smeri naraščanja energije podnivojov in osvetlite skupine podnivojev, zapolnjene z elektroni v 4., 5. in 6. periodi.
5. Naštejte valenčne podravni a) kalcijevih, b) fosforjevih, c) titanovih, d) klorovih, e) natrijevih atomov. 6. Ugotovite, v čem se s-, p- in d-elementi med seboj razlikujejo.
7. Pojasnite, zakaj je pripadnost atoma kateremu koli elementu določena s številom protonov v jedru in ne z maso tega atoma.
8.Za atome litija, aluminija, stroncija, selena, železa in svinca sestavite valenčne, polne in skrajšane elektronske formule ter narišite energijske diagrame valenčnih podravni. 9. Kateri atomi elementov ustrezajo naslednjim valenčnim elektronskim formulam: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2 s 2 2 str 6 , 5s 2 5str 2 , 5s 2 4d 2 ?

6.10. Vrste elektronskih formul atoma. Algoritem za njihovo sestavljanje

Za različne namene moramo poznati celotno ali valenčno konfiguracijo atoma. Vsako od teh elektronskih konfiguracij je mogoče predstaviti s formulo ali energijskim diagramom. to je polna elektronska konfiguracija atoma je izražena polna elektronska formula atoma, oz popoln energijski diagram atoma. po svoje, valenčna elektronska konfiguracija atoma je izražena valenca(ali kot se pogosto imenuje, " kratek") elektronska formula atoma, oz diagram valenčnih podravni atoma(slika 6.23).

Prej smo izdelovali elektronske formule za atome z uporabo atomskih števil elementov. Hkrati smo določili zaporedje zapolnjevanja podravni z elektroni po energijskem diagramu: 1 s, 2s, 2str, 3s, 3str, 4s, 3d, 4str, 5s, 4d, 5str, 6s, 4f, 5d, 6str, 7s in tako naprej. In šele z zapisom celotne elektronske formule bi lahko zapisali valenčno formulo.
Bolj priročno je zapisati valenčno elektronsko formulo atoma, ki se najpogosteje uporablja, na podlagi položaja elementa v sistemu kemičnih elementov z uporabo koordinat periodne skupine.
Oglejmo si podrobneje, kako se to naredi za elemente s-, str- In d-bloki
Za elemente s-bločna valenčna elektronska formula atoma je sestavljena iz treh simbolov. Na splošno se lahko zapiše takole:

Na prvem mestu (namesto velike celice) je postavljena periodna številka (enaka glavnemu kvantnemu številu teh s-elektronov), na tretjem (v nadnapisu) pa številko skupine (enako številu valenčnih elektronov). Če za primer vzamemo atom magnezija (3. obdobje, skupina IIA), dobimo:

Za elemente str-blok valenčna elektronska formula atoma je sestavljena iz šestih simbolov:

Tukaj je namesto velikih celic postavljena tudi periodna številka (enaka glavnemu kvantnemu številu teh s- In str-elektronov), številka skupine (enaka številu valenčnih elektronov) pa se izkaže za enako vsoti zgornjih indeksov. Za atom kisika (2. perioda, skupina VIA) dobimo:

2s 2 2str 4 .

Valenčna elektronska formula večine elementov d-blok lahko zapišemo takole:

Kot v prejšnjih primerih je tudi tukaj namesto prve celice vstavljena številka obdobja (enaka glavnemu kvantnemu številu teh s-elektroni). Število v drugi celici se izkaže za eno manjše od glavnega kvantnega števila teh d-elektroni. Številka skupine je tudi tukaj enaka vsoti indeksov. Primer – valenčna elektronska formula titana (4. perioda, IVB skupina): 4 s 2 3d 2 .

Številka skupine je enaka vsoti indeksov za elemente skupine VIB, vendar, kot se spomnite, v njihovi valenci s-podravni ima samo en elektron, splošna valenčna elektronska formula pa je ns 1 (n–1)d 5. Zato je valenčna elektronska formula, na primer, molibdena (5. obdobje) 5 s 1 4d 5 .
Prav tako je enostavno sestaviti valenčno elektronsko formulo katerega koli elementa skupine IB, na primer zlata (6. obdobje)>–>6 s 1 5d 10, vendar si morate v tem primeru to zapomniti d- elektroni atomov elementov te skupine še vedno ostanejo valenca in nekateri od njih lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi.
Splošna valenčna elektronska formula atomov elementov skupine IIB je ns 2 (n – 1)d 10. Zato je valenčna elektronska formula, na primer, atoma cinka 4 s 2 3d 10 .
Valenčne elektronske formule elementov prve triade (Fe, Co in Ni) prav tako upoštevajo splošna pravila. Železo, element skupine VIIIB, ima valenčno elektronsko formulo 4 s 2 3d 6. Atom kobalta ima enega d- več elektronov (4 s 2 3d 7), za atom niklja pa za dva (4 s 2 3d 8).
Z uporabo le teh pravil za pisanje valenčnih elektronskih formul je nemogoče sestaviti elektronske formule za atome nekaterih d-elementov (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), saj ima pri njih zaradi želje po visoko simetričnih elektronskih lupinah zapolnitev valenčnih podnivojev z elektroni nekatere dodatne značilnosti.
Če poznate valenčno elektronsko formulo, lahko zapišete celotno elektronsko formulo atoma (glejte spodaj).
Pogosto namesto okornih popolnih elektronskih formul pišejo skrajšane elektronske formule atomi. Da bi jih sestavili v elektronsko formulo, so vsi elektroni atoma, razen valenčnih, izolirani, njihovi simboli so v oglatih oklepajih in del elektronske formule, ki ustreza elektronski formuli atoma zadnjega elementa prejšnje obdobje (element, ki tvori žlahtni plin) se nadomesti s simbolom tega atoma.

Primeri elektronskih formul različnih vrst so podani v tabeli 14.

Tabela 14. Primeri elektronskih formul atomov

	Elektronske formule
		Skrajšano	Valenca
	1s 2 2s 2 2str 3	2s 2 2str 3	2s 2 2str 3
	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 5	3s 2 3str 5	3s 2 3str 5
	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 5	4s 2 3d 5	4s 2 3d 5
	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 3	4s 2 4str 3	4s 2 4str 3
	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6	4s 2 4str 6	4s 2 4str 6

Algoritem za sestavljanje elektronskih formul atomov (na primeru atoma joda)

№ operacije	Delovanje	Rezultat
	Določite koordinate atoma v tabeli elementov.	Obdobje 5, skupina VIIA
	Napišite formulo valenčnega elektrona.	5s 2 5str 5
	Dopolnite simbole za notranje elektrone v vrstnem redu, v katerem zapolnjujejo podravni.	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 10 4str 6 5s 2 4d 10 5str 5
	Ob upoštevanju zmanjšanja energije popolnoma napolnjenega d- In f-podravni, zapišite celotno elektronsko formulo.
	Označite valenčne elektrone.	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6 4d 10 5s 2 5str 5
	Določite elektronsko konfiguracijo predhodnega atoma žlahtnega plina.
	Zapiši skrajšano elektronsko formulo tako, da združiš vse v oglatem oklepaju nevalenten elektroni.	5s 2 5str 5

Opombe
1. Za elemente 2. in 3. obdobja tretja operacija (brez četrte) takoj vodi do popolne elektronske formule.
2. (n – 1)d 10 -Elektroni ostanejo valentni na atomih elementov skupine IB.

POLNA ELEKTRONSKA FORMULA, VALENČNA ELEKTRONSKA FORMULA, SKRAJŠANA ELEKTRONSKA FORMULA, ALGORITEM ZA SESTAVLJANJE ELEKTRONSKIH FORMUL ATOMOV.
1. Sestavite valenčno elektronsko formulo atoma elementa a) druge periode tretje A skupine, b) tretje periode druge A skupine, c) četrte periode četrte A skupine.
2.Sestavite skrajšane elektronske formule za atome magnezija, fosforja, kalija, železa, broma in argona.

6.11. Kratka periodna tabela kemijskih elementov

V več kot 100 letih, ki so minila od odkritja naravnega sistema elementov, je bilo predlaganih več sto različnih tabel, ki grafično odražajo ta sistem. Od teh je poleg dolgoperiodičnega sistema najbolj razširjena tako imenovana kratkoperiodična tabela elementov D. I. Mendelejeva. Kratkoperiodno tabelo dobimo iz dolgoperioične tabele, če 4., 5., 6. in 7. periodo izrežemo pred elementi skupine IB, jih odmaknemo in nastale vrstice prepognemo na enak način kot prej zložil obdobja. Rezultat je prikazan na sliki 6.24.

Lantanidi in aktinoidi so tudi tukaj postavljeni pod glavno tabelo.

IN skupine Ta tabela vsebuje elemente, katerih atomi enako število valentnih elektronov ne glede na to, v katerih orbitalah so ti elektroni. Torej, elementi klor (tipični element, ki tvori nekovino; 3 s 2 3str 5) in mangan (element, ki tvori kovino; 4 s 2 3d 5), ki nimajo podobnih elektronskih lupin, spadajo tukaj v isto sedmo skupino. Potreba po razlikovanju takih elementov nas sili, da jih ločimo v skupine podskupine: glavni– analogi A-skupin dolgoperiodične tabele in strani– analogi B-skupin. Na sliki 34 so simboli elementov glavnih podskupin pomaknjeni v levo, simboli elementov sekundarnih podskupin pa v desno.
Res je, tudi takšna razporeditev elementov v tabeli ima svoje prednosti, saj prav število valenčnih elektronov določa predvsem valenčne sposobnosti atoma.
Dolgoperiodična tabela odraža zakonitosti elektronske zgradbe atomov, podobnosti in vzorce sprememb lastnosti preprostih snovi in ​​spojin v skupinah elementov, redne spremembe v številnih fizikalnih količinah, ki označujejo atome, preproste snovi in ​​spojine. skozi celoten sistem elementov in še veliko več. V zvezi s tem je kratkoperiodična tabela manj priročna.

KRATKOPERIODNI TABEL, GLAVNE PODSKUPINE, STRANSKE PODSKUPINE.
1. Pretvorite dolgoperiodično tabelo, ki ste jo sestavili iz naravne serije elementov, v kratkoperiodično. Izvedite obratno pretvorbo.
2. Ali je mogoče sestaviti splošno valenčno elektronsko formulo za atome elementov ene skupine kratkoperiodičnega sistema? Zakaj?

6.12. Atomske velikosti. Orbitalni polmeri

.

Atom nima jasnih meja. Kaj se šteje za velikost izoliranega atoma? Jedro atoma je obdano z elektronsko lupino, lupina pa je sestavljena iz elektronskih oblakov. Velikost EO je označena s polmerom r eo. Vsi oblaki v zunanji plasti imajo približno enak polmer. Zato lahko velikost atoma označimo s tem polmerom. Se imenuje orbitalni polmer atoma(r 0).

Vrednosti orbitalnih polmerov atomov so podane v Dodatku 5.
Polmer EO je odvisen od naboja jedra in od orbite, v kateri se nahaja elektron, ki tvori ta oblak. Posledično je orbitalni polmer atoma odvisen od teh istih značilnosti.
Oglejmo si elektronske lupine atomov vodika in helija. Tako v atomu vodika kot v atomu helija se elektroni nahajajo pri 1 s-AO, njihovi oblaki pa bi imeli enako velikost, če bi bili naboji jeder teh atomov enaki. Toda naboj na jedru atoma helija je dvakrat večji od naboja na jedru atoma vodika. Po Coulombovem zakonu je sila privlačnosti, ki deluje na vsak elektron atoma helija, dvakrat večja od sile privlačnosti elektrona na jedro atoma vodika. Zato mora biti polmer helijevega atoma veliko manjši od polmera vodikovega atoma. To je resnica: r 0 (On) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litija ima zunanji elektron pri 2 s-AO, to je, tvori oblak druge plasti. Seveda mora biti njegov polmer večji. res: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomi preostalih elementov druge periode imajo zunanje elektrone (in 2 s in 2 str) se nahajajo v isti drugi elektronski plasti in jedrski naboj teh atomov narašča z naraščajočim atomskim številom. Elektroni se močneje privlačijo k jedru in seveda se radiji atomov zmanjšajo. Te argumente bi lahko ponovili za atome elementov drugih obdobij, vendar z enim pojasnilom: orbitalni polmer se monotono zmanjšuje le, ko je vsaka od podravni zapolnjena.
Toda če zanemarimo podrobnosti, je splošna narava spremembe velikosti atomov v sistemu elementov naslednja: s povečanjem rednega števila v periodi se orbitalni radiji atomov zmanjšajo, v skupini pa se porast. Največji atom je atom cezija, najmanjši pa atom helija, od atomov elementov, ki tvorijo kemične spojine (helij in neon jih ne tvorita), pa je najmanjši atom fluora.
Večina atomov elementov v naravnih serijah za lantanoidi ima orbitalne polmere, ki so nekoliko manjši, kot bi pričakovali na podlagi splošnih zakonov. To je posledica dejstva, da je med lantanom in hafnijem v sistemu elementov 14 lantanoidov, zato je naboj jedra atoma hafnija 14 e več kot lantan. Zato zunanje elektrone teh atomov privlači jedro močneje, kot bi jih v odsotnosti lantanoidov (ta učinek se pogosto imenuje "kontrakcija lantanida").
Upoštevajte, da se pri prehodu od atomov elementov skupine VIIIA do atomov elementov skupine IA orbitalni radij nenadoma poveča. Posledično se je naša izbira prvih elementov posameznega obdobja (glej § 7) izkazala za pravilno.

ORBITALNI POLMER ATOMA, NJEGOVA SPREMEMBA V SISTEMU ELEMENTOV.
1. Glede na podatke v prilogi 5 narišite na milimetrski papir graf odvisnosti orbitalnega polmera atoma od atomskega števila elementa za elemente z Z od 1 do 40. Dolžina vodoravne osi je 200 mm, dolžina navpične osi je 100 mm.
2. Kako lahko označite videz nastale prekinjene črte?

6.13. Atomska ionizacijska energija

Če elektronu v atomu daste dodatno energijo (naučili se boste, kako je to mogoče storiti v tečaju fizike), potem se lahko elektron premakne v drugo AO, to pomeni, da bo atom končal v vznemirjeno stanje. To stanje je nestabilno in elektron se bo skoraj takoj vrnil v prvotno stanje, pri čemer se bo sprostila odvečna energija. Če pa je elektronu posredovana dovolj velika energija, se lahko elektron popolnoma odcepi od atoma, medtem ko atom ionizirano, to pomeni, da se spremeni v pozitivno nabit ion ( kation). Energija, potrebna za to, se imenuje atomska ionizacijska energija(E In).

Precej težko je odstraniti elektron iz posameznega atoma in izmeriti za to potrebno energijo, zato je praktično določena in uporabljena molarna ionizacijska energija(E in m).

Molarna ionizacijska energija kaže, kolikšna je najmanjša energija, potrebna za odstranitev 1 mola elektronov iz 1 mola atomov (en elektron iz vsakega atoma). Ta vrednost se običajno meri v kilojoulih na mol. Vrednosti molarne ionizacijske energije prvega elektrona za večino elementov so podane v Dodatku 6.
Kako je ionizacijska energija atoma odvisna od položaja elementa v sistemu elementov, torej kako se spreminja v skupini in periodi?
V svojem fizičnem pomenu je ionizacijska energija enaka delu, ki ga je treba porabiti za premagovanje sile privlačnosti med elektronom in atomom, ko se elektron premika od atoma do neskončne razdalje od njega.

Kje q– naboj elektrona, Q je naboj kationa, ki ostane po odstranitvi elektrona, in r o je orbitalni polmer atoma.

IN q, In Q– količine so konstantne in lahko sklepamo, da je delo odstranitve elektrona A, in s tem ionizacijska energija E in so obratno sorazmerni z orbitalnim polmerom atoma.
Z analizo vrednosti orbitalnih polmerov atomov različnih elementov in ustreznih vrednosti ionizacijske energije, navedenih v dodatkih 5 in 6, se lahko prepričate, da je razmerje med temi količinami blizu sorazmernemu, vendar se od njega nekoliko razlikuje. . Razlog, da se naš zaključek ne ujema dobro z eksperimentalnimi podatki, je, da smo uporabili zelo grob model, ki ni upošteval številnih pomembnih dejavnikov. Toda tudi ta grobi model nam je omogočil pravilen zaključek, da se z naraščajočim orbitalnim polmerom ionizacijska energija atoma zmanjšuje in, nasprotno, z manjšanjem polmera narašča.
Ker se v obdobju z naraščajočim atomskim številom orbitalni polmer atomov zmanjšuje, se ionizacijska energija povečuje. V skupini, ko se atomsko število poveča, se orbitalni polmer atomov praviloma poveča, ionizacijska energija pa se zmanjša. Najvišjo molsko ionizacijsko energijo imajo najmanjši atomi, atomi helija (2372 kJ/mol), med atomi, ki so sposobni tvoriti kemične vezi, pa atomi fluora (1681 kJ/mol). Najmanjša je za največje atome, atome cezija (376 kJ/mol). V sistemu elementov lahko smer naraščanja ionizacijske energije shematično prikažemo na naslednji način:

V kemiji je pomembno, da ionizacijska energija označuje težnjo atoma, da se odpove "svojim" elektronom: višja kot je ionizacijska energija, manj je atom nagnjen k odpovedi elektronom, in obratno.

VZBUJENO STANJE, IONIZACIJA, KATION, IONIZACIJA ENERGIJA, MOLARNA IONIZACIJA ENERGIJA, SPREMEMBA IONIZACIJE ENERGIJE V SISTEMU ELEMENTOV.
1. S pomočjo podatkov iz dodatka 6 določite, koliko energije je treba porabiti, da se odstrani en elektron iz vseh natrijevih atomov s skupno maso 1 g.
2. S pomočjo podatkov v Prilogi 6 določite, kolikokrat več energije potrebujete za odvzem enega elektrona vsem natrijevim atomom, ki tehtajo 3 g, kot vsem kalijevim atomom enake mase. Zakaj se to razmerje razlikuje od razmerja molskih ionizacijskih energij istih atomov?
3. Glede na podatke iz dodatka 6 narišite odvisnost molarne ionizacijske energije od atomskega števila za elemente z Z od 1 do 40. Dimenzije grafa so enake kot v nalogi prejšnjega odstavka. Preverite, ali ta graf ustreza izbiri "obdobij" sistema elementov.

6.14. Energija afinitete elektronov

.

Druga najpomembnejša energijska lastnost atoma je energija afinitete za elektrone(E z).

V praksi, tako kot v primeru ionizacijske energije, se običajno uporablja ustrezna molska količina - molarna energija afinitete za elektrone().

Energija molarne elektronske afinitete kaže energijo, ki se sprosti, ko se en mol elektronov doda enemu molu nevtralnih atomov (en elektron za vsak atom). Tako kot molarna ionizacijska energija se tudi ta količina meri v kilojoulih na mol.
Na prvi pogled se morda zdi, da se energija v tem primeru ne bi smela sproščati, saj je atom nevtralen delec in med nevtralnim atomom in negativno nabitim elektronom ni elektrostatičnih privlačnih sil. Nasprotno, če se približa atomu, se zdi, da bi moral elektron odbijati isti negativno nabiti elektroni, ki tvorijo elektronsko lupino. Pravzaprav to ni res. Spomnite se, če ste kdaj imeli opravka z atomskim klorom. Seveda ne. Navsezadnje obstaja le pri zelo visokih temperaturah. Tudi bolj stabilnega molekularnega klora v naravi praktično ni, če je potrebno, ga je treba pridobiti s kemičnimi reakcijami. In nenehno se morate ukvarjati z natrijevim kloridom (kuhinjsko soljo). Konec koncev kuhinjsko sol ljudje vsak dan zaužijemo s hrano. In v naravi se pojavlja precej pogosto. Toda kuhinjska sol vsebuje kloridne ione, to je atome klora, ki so dodali en "dodaten" elektron. Eden od razlogov, zakaj so kloridni ioni tako pogosti, je ta, da imajo atomi klora nagnjenost k pridobivanju elektronov, to pomeni, da ko kloridni ioni nastanejo iz atomov klora in elektronov, se sprosti energija.
Eden od razlogov za sproščanje energije vam je že znan - povezan je s povečanjem simetrije elektronske lupine atoma klora med prehodom v enojno nabito anion. Hkrati, kot se spomnite, energija 3 str-podnivo se zmanjša. Obstajajo tudi drugi bolj zapleteni razlogi.
Ker na vrednost energije afinitete za elektron vpliva več dejavnikov, je narava spremembe te količine v sistemu elementov veliko bolj kompleksna kot narava spremembe ionizacijske energije. O tem se lahko prepričate z analizo tabele v Dodatku 7. Ker pa je vrednost te količine določena najprej z isto elektrostatično interakcijo kot vrednosti ionizacijske energije, potem je njena sprememba v sistemu elementov (vsaj v A- skupinah) je na splošno podobna spremembi ionizacijske energije, to pomeni, da se energija elektronske afinitete v skupini zmanjša, v obdobju pa poveča. Največja je za atome fluora (328 kJ/mol) in klora (349 kJ/mol). Narava spremembe energije afinitete za elektrone v sistemu elementov je podobna naravi spremembe ionizacijske energije, to je smer povečanja energije afinitete za elektrone lahko shematično prikažemo na naslednji način:

2. V enakem merilu vzdolž vodoravne osi kot v prejšnjih nalogah zgradite graf odvisnosti molske energije afinitete elektrona od atomskega števila za atome elementov z Z od 1 do 40 z aplikacijo 7.
3.Kakšen fizikalni pomen imajo energijske vrednosti negativne elektronske afinitete?
4. Zakaj imajo od vseh atomov elementov 2. obdobja samo berilij, dušik in neon negativne vrednosti molske energije afinitete za elektrone?

6.15. Nagnjenost atomov k izgubi in pridobivanju elektronov

Že veste, da je težnja atoma, da se odreče svojim elektronom in dodaja elektrone drugih, odvisna od njegovih energijskih značilnosti (ionizacijske energije in energije afinitete do elektronov). Kateri atomi so bolj nagnjeni k temu, da oddajo svoje elektrone, in kateri bolj sprejmejo druge?
Za odgovor na to vprašanje povzamemo v tabeli 15 vse, kar vemo o spremembi teh nagibov v sistemu elementov.

Tabela 15. Spremembe v nagnjenosti atomov, da oddajo lastne elektrone in pridobijo tuje elektrone

Zdaj pa razmislimo, koliko elektronov lahko odda atom.
Prvič, pri kemijskih reakcijah lahko atom odda le valenčne elektrone, saj je odpoved ostalih energijsko izjemno neugodna. Drugič, atom "zlahka" odda (če je nagnjen) samo prvi elektron, drugi elektron odda veliko težje (2-3-krat), tretjega pa še težje (4-5-krat). torej atom lahko odda enega, dva in veliko redkeje tri elektrone.
Koliko elektronov lahko sprejme atom?
Prvič, v kemijskih reakcijah lahko atom sprejme samo elektrone v valenčne podravni. Drugič, do sprostitve energije pride šele, ko se doda prvi elektron (in ne vedno). Dodatek drugega elektrona je energijsko vedno neugoden, še bolj pa s tretjim. Kljub temu, atom lahko doda enega, dva in (izjemno redko) tri elektrone, praviloma toliko, kolikor mu manjka za zapolnitev njegovih valenčnih podravni.
Stroški energije za ionizacijo atomov in dodajanje drugega ali tretjega elektrona njim se kompenzirajo z energijo, ki se sprosti med tvorbo kemičnih vezi. 4. Kako se spremeni elektronska ovojnica atomov kalija, kalcija in skandija, ko oddajo svoje elektrone? Podajte enačbe za sproščanje elektronov po atomih in skrajšane elektronske formule za atome in ione.
5. Kako se spremeni elektronska ovojnica atomov klora, žvepla in fosforja, ko dodajo tuje elektrone? Navedite enačbe za pridobivanje elektronov in skrajšane elektronske formule za atome in ione.
6. S pomočjo priloge 7 določi, kakšna energija se bo sprostila, ko se elektroni dodajo vsem natrijevim atomom s skupno maso 1 g.
7. S pomočjo dodatka 7 določite, koliko energije je potrebno za odstranitev »odvečnih« elektronov iz 0,1 mola ionov Br–?

Pri pisanju elektronskih formul za atome elementov navedite energetske ravni (vrednosti glavnega kvantnega števila n v obliki števil - 1, 2, 3 itd.), podnivoji energije (vrednosti orbitalnih kvantnih števil l v obliki črk - s, str, d, f) in številka na vrhu označujeta število elektronov v danem podravni.

Prvi element v tabeli je D.I. Mendelejev je vodik, torej naboj jedra atoma N enako 1, ima atom samo en elektron na s-podravni prve stopnje. Zato ima elektronska formula vodikovega atoma obliko:

Drugi element je helij; njegov atom ima dva elektrona, zato je elektronska formula atoma helija 2 ne 1s 2. Prva perioda vključuje le dva elementa, saj je prvi energijski nivo zapolnjen z elektroni, ki jih lahko zasedeta samo 2 elektrona.

Tretji element po vrsti - litij - je že v drugem obdobju, zato se njegova druga energijska raven začne polniti z elektroni (o tem smo govorili zgoraj). Polnjenje druge ravni z elektroni se začne z s-podravni, zato je elektronska formula litijevega atoma 3 Li 1s 2 2s 1. Atom berilija se dokončno napolni z elektroni s-podnivo: 4 Ve 1s 2 2s 2 .

V nadaljnjih elementih 2. obdobja se drugi energijski nivo še naprej polni z elektroni, šele zdaj je napolnjen z elektroni R-podnivo: 5 IN 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 Z 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 ne 1s 2 2s 2 2R 6 .

Atom neona zaključi polnjenje z elektroni R-podravni, ta element konča drugo periodo, ima osem elektronov, saj s- In R-podravni lahko vsebujejo samo osem elektronov.

Elementi 3. obdobja imajo podobno zaporedje polnjenja energijskih podravni tretjega nivoja z elektroni. Elektronske formule atomov nekaterih elementov tega obdobja so naslednje:

11 Na 1s 2 2s 2 2R 6 3s 1 ; 12 Mg 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 ; 13 Al 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 1 ;

14 Si 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 .

Tretje obdobje se tako kot drugo konča z elementom (argonom), ki je popolnoma napolnjen z elektroni R-podravni, čeprav tretja raven vključuje tri podravni ( s, R, d). Glede na zgornji vrstni red zapolnjevanja energijskih podravni v skladu s pravili Klečkovskega je energija podnivoja 3 d več energije podravni 4 s zato sta atom kalija poleg argona in atom kalcija za njim napolnjena z elektroni 3 s– podnivoj četrte stopnje:

19 TO 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 1 ; 20 Sa 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 2 .

Od 21. elementa - skandij, se podnivo 3 v atomih elementov začne polniti z elektroni d. Elektronske formule atomov teh elementov so:

21 sc 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 2 .

V atomih 24. elementa (kroma) in 29. elementa (bakra) opazimo pojav, imenovan »puščanje« ali »odpoved« elektrona: elektron iz zunanjega 4 s– podnivo “pade” za 3 d– podnivo, ki ga zapolni do polovice (za krom) ali v celoti (za baker), kar prispeva k večji stabilnosti atoma:

24 Kr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 1 3d 5 (namesto ... 4 s 2 3d 4) in

29 Cu 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 1 3d 10 (namesto...4 s 2 3d 9).

Od 31. elementa - galija, se nadaljuje polnjenje 4. ravni z elektroni, zdaj - R– podnivo:

31 Ga 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 10 4str 1 …; 36 Kr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 10 4str 6 .

Ta element konča četrto obdobje, ki vključuje že 18 elementov.

Podoben vrstni red polnjenja energijskih podravni z elektroni se pojavi v atomih elementov 5. obdobja. Za prva dva (rubidij in stroncij) je napolnjena s– zapolnjen je podnivo 5. nivoja za naslednjih deset elementov (od itrija do kadmija). d– podnivoj 4. stopnje; Obdobje zaključi šest elementov (od indija do ksenona), katerih atomi so napolnjeni z elektroni R– podnivo zunanjega, peti nivo. V obdobju je tudi 18 elementov.

Za elemente šestega obdobja je ta vrstni red polnjenja kršen. Na začetku obdobja sta, kot običajno, dva elementa, katerih atomi so napolnjeni z elektroni s– podnivo zunanjega, šestega, nivoja. Naslednji element za njimi, lantan, se začne polniti z elektroni d– podnivoj predhodne ravni, tj. 5 d. S tem se zaključi polnjenje z elektroni 5 d-podravni se ustavi in ​​naslednjih 14 elementov - od cerija do lutecija - se začnejo polniti f-podnivo 4. stopnje. Vsi ti elementi so vključeni v eno celico tabele, spodaj pa je razširjena vrstica teh elementov, imenovanih lantanidi.

Od 72. elementa - hafnija - do 80. elementa - živega srebra, se polnjenje z elektroni nadaljuje 5 d-podravni, obdobje pa se konča, kot običajno, s šestimi elementi (od talija do radona), katerih atomi so napolnjeni z elektroni R– podnivo zunanjega, šestega, nivoja. To je največje obdobje, ki vključuje 32 elementov.

V atomih elementov sedme, nepopolne, periode je viden enak vrstni red polnjenja podravni, kot je opisano zgoraj. Učencem pustimo, da sami napišejo elektronske formule atomov elementov 5. – 7. periode, upoštevajoč vse zgoraj povedano.

Opomba:V nekaterih učbenikih je dovoljen drugačen vrstni red pisanja elektronskih formul atomov elementov: ne v vrstnem redu, v katerem so izpolnjene, ampak v skladu s številom elektronov na vsaki energijski ravni, podani v tabeli. Na primer, elektronska formula arzenovega atoma je lahko videti takole: As 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 3 .