6.6. Vlastnosti elektronickej štruktúry atómov chrómu, medi a niektorých ďalších prvkov

Ak ste sa pozorne pozreli na prílohu 4, pravdepodobne ste si všimli, že v atómoch niektorých prvkov je narušená postupnosť plnenia orbitálov elektrónmi. Niekedy sa tieto porušenia nazývajú „výnimky“, ale nie sú - neexistujú žiadne výnimky zo zákonov prírody!

Prvým prvkom s týmto porušením je chróm. Uvažujme podrobnejšie o jeho elektronickej štruktúre (obr. 6.16 a). Atóm chrómu má 4 s-úroveň nie dve, ako by jeden čakal, ale iba jeden elektrón. Ale o 3 d-úroveň piatich elektrónov a táto úroveň sa zaplní po 4 s- podúrovňa (pozri obr. 6.4). Aby sme pochopili, prečo sa to deje, pozrime sa, čo sú elektrónové oblaky 3 dje podúrovňou tohto atómu.

Každý z piatich 3 d-clony sú v tomto prípade tvorené jedným elektrónom. Ako už viete z § 4 tejto kapitoly, celkový elektrónový oblak týchto piatich elektrónov má sférický tvar alebo, ako sa hovorí, sférický symetrický. Povahou distribúcie elektrónovej hustoty v rôznych smeroch je to podobné ako v prípade 1 s-EO. Ukázalo sa, že energia podúrovne, ktorej elektróny tvoria taký oblak, je menšia ako v prípade menej symetrického oblaku. V tomto prípade je energia orbitálov 3 d-úroveň sa rovná energii 4 s-orbitálny. Keď je narušená symetria, napríklad keď sa objaví šiesty elektrón, energia orbitálov je 3 d- podúroveň sa opäť stáva väčšou ako energia 4 s-orbitálny. Preto má atóm mangánu opäť druhý elektrón o 4 s-AO.
Spoločný oblak akejkoľvek podúrovne naplnenej elektrónmi, polovičnými aj úplnými, má sférickú symetriu. Pokles energie má v týchto prípadoch všeobecný charakter a nezávisí od toho, či je niektorá podúroveň polovičná alebo úplne naplnená elektrónmi. A ak áno, potom by sme mali hľadať ďalšie porušenie v atóme, do elektrónového obalu, ktorého deviaty „prichádza“ posledný d-elektrón. Atóm medi má v skutočnosti 3 d-úroveň 10 elektrónov a na 4 s- existuje iba jedna podúroveň (obr. 6.16 b).
Pokles energie orbitálov úplne alebo na polovicu naplnenej podúrovne je príčinou mnohých dôležitých chemických javov, s ktorými sa oboznámite.

V chémii sa vlastnosti izolovaných atómov spravidla neštudujú, pretože takmer všetky atómy, ktoré sú súčasťou rôznych látok, vytvárajú chemické väzby. Chemické väzby vznikajú pri interakcii elektrónových obalov atómov. Pre všetky atómy (okrem vodíka) sa nie všetky elektróny podieľajú na tvorbe chemických väzieb: bór má tri elektróny z piatich, uhlík štyri zo šiestich a napríklad bárium dva z päťdesiatich šiestich. Tieto „aktívne“ elektróny sa nazývajú valenčné elektróny.

Niekedy sú valenčné elektróny zamieňané s externýelektróny, ktoré nie sú to isté.

Elektrónové mraky vonkajších elektrónov majú maximálny polomer (a maximálnu hodnotu hlavného kvantového čísla).

Sú to predovšetkým vonkajšie elektróny, ktoré sa podieľajú na tvorbe väzby, už len preto, že keď sa atómy priblížia k sebe, elektrónové oblaky tvorené týmito elektrónmi prichádzajú do styku predovšetkým. Ale spolu s nimi sa časť elektrónov môže podieľať na tvorbe väzby. pre-externý(predposledná) vrstva, ale iba ak majú energiu, ktorá sa veľmi nelíši od energie vonkajších elektrónov. Oba tieto a ďalšie elektróny atómu sú valenčné. (V lantanoidoch a aktinidoch sú dokonca aj niektoré „predexterné“ elektróny valenčné).
Energia valenčných elektrónov je oveľa väčšia ako energia iných elektrónov atómu a valenčné elektróny sa navzájom navzájom podstatne menej líšia.
Vonkajšie elektróny sú vždy valenčné iba vtedy, ak atóm môže vôbec vytvárať chemické väzby. Oba elektróny atómu hélia sú teda vonkajšie, ale nemožno ich nazvať valenčné, pretože atóm hélia vôbec nevytvára žiadne chemické väzby.
Valenčné elektróny obsadzujú valenčné orbitaly, ktoré zase tvoria valenčné podúrovne.

Ako príklad si vezmime atóm železa, ktorého elektronická konfigurácia je znázornená na obr. 6.17. Z elektrónov atómu železa je maximálne hlavné kvantové číslo ( n\u003d 4) majú iba dve 4 s-elektrón. Preto sú to oni, ktorí sú vonkajšími elektrónmi tohto atómu. Vonkajšie orbitaly atómu železa sú všetky orbitaly s n \u003d 4 a vonkajšie podúrovne sú všetky podúrovne tvorené týmito orbitalmi, to znamená 4 s-, 4p-, 4d- a 4 f-EPU.
Vonkajšie elektróny sú vždy valenčné, teda 4 s-elektróny atómu železa - valenčné elektróny. A ak áno, tak 3 d- elektróny s mierne vyššou energiou budú tiež valenčné. Na vonkajšej úrovni atómu železa sa okrem naplnenej 4 s-AO, stále sú zadarmo 4 p-, 4d- a 4 f-AO. Všetky sú vonkajšie, ale sú medzi nimi iba 4 valencie. r-AO, pretože energia ostatných orbitálov je oveľa vyššia a vzhľad elektrónov na týchto orbitáloch nie je pre atóm železa prospešný.

Takže atóm železa
externá elektronická úroveň - štvrtá,
vonkajšie podúrovne - 4 s-, 4p-, 4d- a 4 f-EPU,
vonkajšie orbitály - 4 s-, 4p-, 4d- a 4 f-AO,
vonkajšie elektróny - dva 4 s-elektrón (4 s 2),
vonkajšia elektrónová vrstva - štvrtá,
externý elektronický cloud - 4 s-EO
valenčné podúrovne - 4 s-, 4p- a 3 d-EPU,
valenčné orbitaly - 4 s-, 4p- a 3 d-AO,
valenčné elektróny - dva 4 s-elektrón (4 s 2) a šesť 3 d-elektróny (3 d 6).

Valenčné podúrovne môžu byť čiastočne alebo úplne naplnené elektrónmi, alebo môžu spravidla zostať voľné. S nárastom jadrového náboja sa hodnoty energie všetkých podúrovní znižujú, ale v dôsledku vzájomnej interakcie elektrónov klesá energia rôznych podúrovní s rôznymi „rýchlosťami“. Energia úplne naplnená d- a f- podúrovne sa znižujú natoľko, že prestávajú byť valenčné.

Ako príklad uveďme atómy titánu a arzénu (obr. 6.18).

V prípade atómu titánu 3 d-EPU je naplnená elektrónmi iba čiastočne a jej energia je väčšia ako energia 4 s- EPU a 3 d-elektróny sú valenčné. Atóm arzénu má 3 d-EU je úplne naplnená elektrónmi a jej energia je podstatne menšia ako energia 4 s-EPU, a teda 3 d-elektróny nie sú valenčné.
V uvedených príkladoch sme analyzovali valenčná elektronická konfiguráciaatómy titánu a arzénu.

Valenčná elektronická konfigurácia atómu je znázornená ako valenčný elektronický vzorec, alebo vo forme energetický diagram valenčných podúrovní.

VALENČNÉ ELEKTRÓNY, VONKAJŠIE ELEKTRÓNY, VALENTNÉ EPU, VALENT AO, VALENTNÁ ELEKTRONICKÁ KONFIGURÁCIA ATÓMU, VALENČNÉ ELEKTRONICKÉ FORMULÁRY, VALENČNÝ PODÚROVEŇ.

1. Na energetických diagramoch, ktoré ste zostavili, a v úplných elektronických vzorcoch atómov Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar označte vonkajšie a valenčné elektróny. Vytvorte valenčné elektronické vzorce týchto atómov. Na energetických diagramoch zvýraznite časti zodpovedajúce energetickým diagramom valenčných podúrovní.
2. Čo je bežné medzi elektronickými konfiguráciami atómov a) Li a Na, B a Al, O a S, Ne a Ar; b) Zn a Mg, Sc a Al, Cr a S, Ti a Si; c) H a He, Li a O, K a Kr, Sc a Ga. Aké sú ich rozdiely
3. Koľko valenčných úrovní v elektrónovom obale atómu každého z prvkov: a) vodík, hélium a lítium, b) dusík, sodík a síra, c) draslík, kobalt a germánium
4. Koľko valenčných orbitálov je úplne vyplnených a) bórom, b) fluórom, c) atómom sodíka?
5. Koľko orbitálov s nespárovaným elektrónom v atóme a) bóru, b) fluóru, c) železa
6. Koľko voľných vonkajších orbitálov má atóm mangánu? A koľko voľných valencií?
7. Na nasledujúcu lekciu si pripravte pás papiera široký 20 mm, rozdeľte ho na bunky (20 × 20 mm) a na tento pásik naneste prirodzenú škálu prvkov (od vodíka po meitnerium).
8. Do každej bunky vložte symbol prvku, jeho poradové číslo a valenčný elektronický vzorec, ako je znázornené na obr. 6.19 (použite dodatok 4).

Systemizácia chemických prvkov je založená na prirodzenej sérii prvkov a princíp podobnosti elektronických schránokich atómy.
Prirodzenú škálu chemických prvkov už poznáte. Teraz sa oboznámime s princípom podobnosti elektronických škrupín.
Ak vezmeme do úvahy valenčné elektronické vzorce atómov v NRE, je ľahké zistiť, že pre niektoré atómy sa líšia iba hodnotami hlavného kvantového čísla. Napríklad 1 s 1 pre vodík, 2 s 1 pre lítium, 3 s 1 pre sodík atď. Alebo 2 s 2 2p 5 pre fluór, 3 s 2 3p 5 pre chlór, 4 s 2 4p 5 pre bróm atď. To znamená, že vonkajšie oblasti oblakov valenčných elektrónov takýchto atómov majú veľmi podobný tvar a líšia sa iba veľkosťou (a samozrejme hustotou elektrónov). A ak je to tak, potom možno nazvať elektrónové oblaky takýchto atómov a zodpovedajúce valenčné konfigurácie páči sa mi to... Pre atómy rôznych prvkov s podobnou elektronickou konfiguráciou môžeme písať všeobecné valenčné elektronické vzorce: ns 1 v prvom prípade a ns 2 np 5 v druhej. Pohybujúc sa po prirodzenej sérii prvkov môžeme nájsť ďalšie skupiny atómov s podobnými valenčnými konfiguráciami.
Touto cestou, atómy s podobnou valenčnou elektrónovou konfiguráciou sa pravidelne nachádzajú v prirodzenej sérii prvkov. Toto je princíp podobnosti elektronických škrupín.
Pokúsme sa určiť druh tejto pravidelnosti. Použijeme na to prírodný rad prvkov, ktoré ste vytvorili.

ERE začína vodíkom, ktorého valenčný elektronový vzorec je 1 s 1. Pri hľadaní podobných valenčných konfigurácií rozstrihneme prirodzenú sériu prvkov pred prvkami pomocou spoločného valenčného elektronického vzorca ns 1 (t.j. pred lítiom, pred sodíkom atď.). Dostali sme takzvané „periódy“ prvkov. Pridajme výsledné „bodky“ tak, aby sa z nich stali riadky tabuľky (pozri obr. 6.20). Výsledkom bude, že iba atómy v prvých dvoch stĺpcoch tabuľky budú mať podobnú elektronickú konfiguráciu.

Pokúsme sa dosiahnuť podobnosť valenčných elektronických konfigurácií v ďalších stĺpcoch tabuľky. Aby sme to dosiahli, vyrezali sme zo 6. a 7. periódy prvky s číslami 58 - 71 a 90 - 103 (sú naplnené 4 f- a 5 f- podúrovne) a umiestnite ich pod stôl. Presuňte vodorovne symboly zvyšných prvkov, ako je to znázornené na obrázku. Potom budú mať atómy prvkov stojacich v jednom stĺpci tabuľky podobné valenčné konfigurácie, ktoré možno vyjadriť všeobecnými valenčnými elektronickými vzorcami: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 a tak ďalej až do ns 2 np 6. Všetky odchýlky od všeobecných valenčných vzorcov sú z rovnakých dôvodov ako v prípade chrómu a medi (pozri odsek 6.6).

Ako vidíte, pomocou ERE a uplatnenia princípu podobnosti elektronických schránok sme boli schopní systematizovať chemické prvky. Takýto systém chemických prvkov sa nazýva prirodzené, pretože je založený výlučne na prírodných zákonoch. Tabuľka, ktorú sme získali (obr. 6.21), je jedným zo spôsobov, ako graficky znázorniť prirodzený systém prvkov, a je tzv dlhodobá tabuľka chemických prvkov.

ZÁSADA PODOBNOSTI ELEKTRONICKÝCH PLÁŠT, PRÍRODNÝ SYSTÉM CHEMICKÝCH PRVKOV ("PERIODICKÝ" SYSTÉM), TABUĽKA CHEMICKÝCH PRVKOV.

Pozrime sa podrobnejšie na štruktúru dlhodobej tabuľky chemických prvkov.
Riadky v tejto tabuľke, ako už viete, sa nazývajú „bodky“ prvkov. Bodky sú očíslované arabskými číslicami od 1 do 7. V prvej bodke sú iba dva prvky. Druhá a tretia tretina, každá obsahuje osem prvkov, sa nazývajú krátkyobdobia. Štvrtá a piata perióda, každá obsahuje 18 prvkov, sa nazýva dlhoobdobia. Šiesta a siedma perióda, každá obsahujúca 32 prvkov, sa nazýva extra dlhé obdobia.
Stĺpce v tejto tabuľke sa nazývajú v skupináchprvkov. Čísla skupín sú označené rímskymi číslicami latinskými písmenami A alebo B.
Prvky niektorých skupín majú svoje vlastné bežné (skupinové) názvy: prvky skupiny IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkalické prvky(alebo prvky alkalických kovov); Prvky skupiny IIA (Ca, Sr, Ba a Ra) - prvky alkalických zemín(alebo prvky kovov alkalických zemín) (názov „alkalické kovy“ a kovy alkalických zemín “označuje jednoduché látky tvorené zodpovedajúcimi prvkami a nemali by sa používať ako názvy skupín prvkov); prvky skupiny VIA (O, S, Se, Te, Po) - chalkogény, prvky skupiny VIIA (F, Cl, Br, I, At) - halogény, prvky skupiny VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) - prvky vzácneho plynu(Tradičný názov „vzácne plyny“ označuje aj jednoduché látky)
Volajú sa prvky s poradovými číslami 58 - 71 (Ce - Lu), ktoré sú zvyčajne vyvedené na spodok tabuľky lantanoidy („nasledujúci lantán“) a prvky s radovými číslami 90 - 103 (Th - Lr) - aktinidy („nasledujúce po aktiniu“). Existuje variant tabuľky s dlhodobým obdobím, v ktorom lantanoidy a aktinidy nie sú vystrihnuté z NRE, ale zostávajú na svojom mieste v superdlhých obdobiach. Táto tabuľka sa niekedy nazýva superdlhodobé obdobie.
Tabuľka dlhého obdobia je rozdelená na štyri blokovať(alebo oddiel).
s-blok Zahŕňa prvky skupín IA a IIA so všeobecnými valenčnými elektronickými vzorcami ns 1 a ns 2 (s-prvky).
r-blok zahŕňa prvky zo skupiny IIIA až VIIIA so všeobecnými valenčnými elektronickými vzorcami z ns 2 np 1 až ns 2 np 6 (p-prvky).
d-blok zahŕňa prvky zo skupiny IIIB do IIB so všeobecnými valenčnými elektronickými vzorcami z ns 2 (n–1)d 1 až ns 2 (n–1)d 10 (d-prvky).
f-blok zahŕňa lantanoidy a aktinidy ( f-prvkov).

Prvky s- a p-bloky tvoria A-skupiny a prvky d -blok - B-skupina systému chemických prvkov. Všetky f-prvky sú formálne zahrnuté do skupiny IIIB.
Prvky prvého obdobia - vodík a hélium - sú s-prvky a môžu byť umiestnené v skupinách IA a IIA. Ale hélium sa častejšie umiestňuje do skupiny VIIIA ako prvok, ktorý končí obdobie, ktoré úplne zodpovedá jeho vlastnostiam (hélium, rovnako ako všetky ostatné jednoduché látky tvorené prvkami tejto skupiny, je ušľachtilý plyn). Na druhej strane, vodík sa často nachádza v skupine VIIA, pretože svojimi vlastnosťami je oveľa bližšie k halogénom ako k alkalickým prvkom.
Každá z periód systému začína prvkom s valenčnou konfiguráciou atómov ns 1, pretože práve z týchto atómov začína tvorba ďalšej elektrónovej vrstvy a končí sa prvkom s valenčnou konfiguráciou atómov. ns 2 np 6 (okrem prvého obdobia). Takto je možné na energetickom diagrame ľahko rozlíšiť skupiny podúrovní, ktoré sú naplnené elektrónmi od atómov každej z periód (obr. 6.22). Vykonajte túto prácu so všetkými podúrovňami zobrazenými vo vašej kópii obrázka 6.4. Podúrovne zvýraznené na obrázku 6.22 (okrem úplne vyplnených d- a f- podúrovne) sú valenčné pre atómy všetkých prvkov daného obdobia.
Vzhľad v obdobiach s-, p-, d- alebo f-prvky sa úplne zhodujú s postupnosťou plnenia s-, p-, d- alebo f- podúrovne elektrónov. Táto vlastnosť systému prvkov umožňuje, s vedomím obdobia a skupiny, ktorej je tento prvok súčasťou, okamžite zapísať jeho valenčný elektronický vzorec.

TABUĽKA DLHODOBÝCH CHEMICKÝCH PRVKOV, BLOKOV, OBDOBÍ, SKUPÍN, ALKALÍNOVÝCH PRVKOV, ALKALÍNOVÝCH PRVKOV NA ZEMI, CHALCOGÉNOV, HALOGÉNOV, PRVKOV BEZPLYNOVÝCH PLYNOV, LATHANOIDOV.
Zapíšte si všeobecné valenčné elektronické vzorce atómov prvkov a) skupín IVA a IVB, b) skupín IIIA a VIIB?
2. Čo je bežné medzi elektronickými konfiguráciami atómov prvkov skupín A a B? Čím sa líšia?
3. Koľko skupín prvkov je zahrnutých v a) s-blok, b) r-blok, c) d-blok?
4. Pokračujte na obrázku 30 smerom k zvyšovaniu energie nižších úrovní a vyberte skupiny nižších úrovní, ktoré sú naplnené elektrónmi v 4., 5. a 6. období.
5. Uveďte valenčné podúrovne a) vápnika, b) fosforu, c) titánu, d) chlóru, e) sodíka. 6. Formulujte, ako sa navzájom líšia prvky s-, p- a d.
7. Vysvetlite, prečo sa príslušnosť atómu k ľubovoľnému prvku určuje podľa počtu protónov v jadre, a nie podľa hmotnosti tohto atómu.
8. Pre atómy lítia, hliníka, stroncia, selénu, železa a olova zostavte valenciu, úplné a skrátené elektronické vzorce a nakreslite energetické diagramy valenčných podúrovní. 9. Atómy ktorých prvkov zodpovedajú týmto valenčným elektronickým vzorcom: 3 s 1 , 4s 1 3d 1, 2s 2 2 p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

Na rôzne účely potrebujeme poznať úplnú alebo valenčnú konfiguráciu atómu. Každá z týchto elektronických konfigurácií môže byť reprezentovaná vzorcom aj energetickým diagramom. Tj. úplná elektronická konfigurácia atómuvyjadrený kompletný elektronický vzorec atómualebo kompletný energetický diagram atómu... Na druhej strane valenčná elektrónová konfigurácia atómuvyjadrený valencia(alebo, ako sa často nazýva, “ krátky ") elektronický vzorec atómualebo diagram valenčných podúrovní atómu(obr. 6.23).

Kedysi sme vyrábali elektronické vzorce atómov pomocou radových čísel prvkov. V tomto prípade sme z energetického diagramu určili postupnosť plnenia podúrovní elektrónmi: 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s atď. A len tak, že si napíšeme kompletný elektronický vzorec, môžeme si zapísať valenčný vzorec.
Najčastejšie sa používa valenčný elektronický vzorec atómu, ktorý je vhodnejšie zapisovať na základe polohy prvku v sústave chemických prvkov podľa súradníc perióda - skupina.
Zvážme podrobne, ako sa to robí pre prvky. s-, p- a d-bloky.
Pre položky s-valenčný blokový elektronický vzorec atómu sa skladá z troch symbolov. Vo všeobecnosti to možno napísať takto:

Na prvom mieste (namiesto veľkej bunky) sa umiestni číslo periódy (rovnaké ako ich hlavné kvantové číslo) s-elektróny) a na treťom (v hornom indexe) je číslo skupiny (rovná sa počtu valenčných elektrónov). Ako príklad môžeme uviesť atóm horčíka (tretie obdobie, skupina IIA):

Pre položky p-valenčný blokový elektronický vzorec atómu sa skladá zo šiestich symbolov:

Tu sa namiesto veľkých buniek umiestňuje aj číslo periódy (rovnaké ako hlavné kvantové číslo z nich) s- a p-elektróny) a číslo skupiny (rovná sa počtu valenčných elektrónov) sa rovná súčtu horných indexov. Za atóm kyslíka (2. perióda, skupina VIA) dostaneme:

2s 2 2p 4 .

Valenčný elektronický vzorec väčšiny prvkov d-blok sa dá napísať takto:

Rovnako ako v predchádzajúcich prípadoch, aj tu sa namiesto prvej bunky vloží číslo periódy (rovná sa hlavnému kvantovému počtu týchto s-elektróny). Ukázalo sa, že číslo v druhej bunke je o jedno menej, pretože ich je hlavný kvantový počet d-elektróny. Číslo skupiny sa tu rovná aj súčtu indexov. Príklad - valenčný elektronový vzorec titánu (4. perióda, skupina IVB): 4 s 2 3d 2 .

Číslo skupiny sa rovná súčtu indexov a pre prvky skupiny VIB, ale, ako si pamätáte, na valencii s- existuje iba jedna elektrónová podúroveň a všeobecný valenčný elektronický vzorec ns 1 (n–1)d päť . Preto je valenčný elektronický vzorec, napríklad molybdén (5. obdobie) - 5 s 1 4d 5 .
Rovnako ľahké je zostaviť valenčný elektronický vzorec ľubovoľného prvku skupiny IB, napríklad zlata (6. obdobie)\u003e -\u003e 6 s 1 5d 10, ale v tomto prípade si to treba uvedomiť d- elektróny atómov prvkov tejto skupiny stále zostávajú valenčné a niektoré z nich sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb.
Všeobecný valenčný elektronický vzorec pre atómy prvkov skupiny IIB je ns 2 (n – 1)d desať. Preto je valenčný elektronový vzorec napríklad pre atóm zinku 4 s 2 3d 10 .
Valenčné elektronické vzorce prvkov prvej triády (Fe, Co a Ni) sa tiež podriaďujú všeobecným pravidlám. Železo, prvok skupiny VIIIB, má valenčný elektronový vzorec 4 s 2 3d 6. Atóm kobaltu jeden má d-elektrón väčší (4 s 2 3d 7) a pre atóm niklu - dva (4 s 2 3d 8).
Použitím iba týchto pravidiel na písanie valenčných elektronických vzorcov je nemožné zostaviť elektronické vzorce pre atómy niektorých d-prvky (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), pretože ich plnenie valenčných podúrovní elektrónmi v dôsledku tendencie k vysoko symetrickým elektrónovým škrupinám má niektoré ďalšie vlastnosti.
Ak poznáte valenčný elektronický vzorec, môžete si zapísať celý elektronický vzorec atómu (pozri nižšie).
Namiesto ťažkopádnych úplných elektronických vzorcov človek často píše skrátené elektronické vzorceatómy. Na ich zloženie v elektronickom vzorci sú vybrané všetky elektróny atómu okrem valenčných, ich symboly sú umiestnené v hranatých zátvorkách a časť elektronického vzorca zodpovedajúca elektronickému vzorcu atómu posledného prvku predchádzajúceho obdobia (prvok tvoriaci vzácny plyn) je nahradená symbolom tohto atómu.

Príklady rôznych elektronických vzorcov sú uvedené v tabuľke 14.

Tabuľka 14. Príklady elektronických vzorcov atómov

Algoritmus na zostavovanie elektronických vzorcov atómov (napríklad atómu jódu)

Poznámky
1. Pre prvky 2. a 3. periódy vedie tretia operácia (bez štvrtej) k úplnému elektronickému vzorcu.
2. (n – 1)d 10 -Elektróny zostávajú valenčné na atómoch prvkov skupiny IB.

KOMPLETNÝ ELEKTRONICKÝ FORMULÁR, VALENČNÝ ELEKTRONICKÝ FORMULÁR, ZNÍŽENÝ ELEKTRONICKÝ FORMULÁR, ALGORITMUS PRE ZLOŽENIE ELEKTRONICKÝCH FORMULÁROV ATÓMOV.
1. Vytvorte valenčný elektronický vzorec atómu prvku a) druhú periódu tretej skupiny A, b) tretiu periódu druhej skupiny A, c) štvrtú periódu štvrtej skupiny A.
2. Vytvorte skrátené elektronické vzorce pre atómy horčíka, fosforu, draslíka, železa, brómu a argónu.

Za viac ako 100 rokov, ktoré uplynuli od objavenia prirodzeného systému prvkov, bolo navrhnutých niekoľko stoviek najrôznejších tabuliek, ktoré tento systém graficky odrážajú. Z nich je okrem tabuľky s dlhým obdobím najrozšírenejšia takzvaná tabuľka prvkov s krátkym obdobím od DI Mendelejeva. Tabuľka s krátkymi periódami sa získa z tabuľky s dlhými periódami, ak sa 4., 5., 6. a 7. perióda prereže pred prvkami skupiny IB, posunie sa od seba a výsledné riadky sa preložia, ako sme zvykli sčítať periódy. Výsledok je uvedený na obrázku 6.24.

Lantanidy a aktinidy sú tiež umiestnené pod hlavným stolom.

IN skupinytáto tabuľka obsahuje prvky, ktorých atómy sú rovnaký počet valenčných elektrónovbez ohľadu na to, na akých orbitáloch sa tieto elektróny nachádzajú. Teda prvky chlór (typický prvok, ktorý vytvára nekov; 3 s 2 3p 5) a mangán (prvok tvoriaci kov; 4 s 2 3d 5), ktoré nevyzerajú ako elektronické puzdrá, patria do rovnakej siedmej skupiny. Potreba rozlišovať medzi takými prvkami vás núti vyberať v skupinách podskupiny: hlavný- analógy A-skupín tabuľky s dlhým obdobím a strane - analógy B-skupín. Na obrázku 34 sú symboly prvkov hlavných podskupín posunuté doľava a prvky sekundárnych podskupín sú posunuté doprava.
Je pravda, že také usporiadanie prvkov v tabuľke má aj svoje výhody, pretože to je počet valenčných elektrónov, ktorý primárne určuje valenčné schopnosti atómu.
Dlhodobá tabuľka odráža vzorce elektronickej štruktúry atómov, podobnosť a vzorce zmien vlastností jednoduchých látok a zlúčenín podľa skupín prvkov, prirodzenú zmenu množstva fyzikálnych veličín charakterizujúcich atómy, jednoduché látky a zlúčeniny v celej sústave prvkov a oveľa viac. Krátkodobá tabuľka je z tohto hľadiska menej výhodná.

TABUĽKA KRÁTKEHO OBDOBIA, HLAVNÉ PODskupiny, BOČNÉ PODskupiny.
1. Preveďte tabuľku s dlhými periodami, ktorú ste vytvorili z prirodzenej série prvkov, na tabuľku s krátkym obdobím. Zvrátiť transformáciu.
2. Je možné zostaviť všeobecný valenčný elektronický vzorec atómov prvkov jednej skupiny tabuľky krátkych periód? Prečo?

Atóm nemá jasné hranice. Čo sa považuje za veľkosť izolovaného atómu? Jadro atómu je obklopené elektrónovým plášťom a obal tvoria elektrónové oblaky. Veľkosť EO je charakterizovaná polomerom r eo. Všetky oblaky vo vonkajšej vrstve majú približne rovnaký polomer. Preto možno veľkosť atómu charakterizovať týmto polomerom. To sa nazýva orbitálny polomer atómu(r 0).

Hodnoty orbitálnych polomerov atómov sú uvedené v dodatku 5.
Polomer EO závisí od náboja jadra a od toho, v ktorej obežnej dráhe sa nachádza elektrón, ktorý vytvára tento mrak. Preto orbitálny polomer atómu závisí od rovnakých charakteristík.
Zvážte elektrónové obaly atómov vodíka a hélia. V atóme vodíka aj v atóme hélia sú elektróny na hodnote 1 s-AO a ich oblaky by mali rovnakú veľkosť, keby boli náboje jadier týchto atómov rovnaké. Ale náboj jadra atómu hélia je dvakrát väčší ako náboj jadra atómu vodíka. Podľa Coulombovho zákona je príťažlivá sila pôsobiaca na každý z elektrónov atómu hélia dvojnásobná ako príťažlivá sila elektrónu k jadru atómu vodíka. Polomer atómu hélia musí byť preto oveľa menší ako polomer atómu vodíka. A je tu: r 0 (He) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atóm lítia má vonkajší elektrón na hodnote 2 s-AO, to znamená, že vytvára oblak druhej vrstvy. Prirodzene, jeho polomer by mal byť väčší. Naozaj: r 0 (Li) \u003d 1,586 E.
Atómy zvyšných prvkov druhej periódy majú vonkajšie elektróny (a 2 sa 2 p) sa nachádzajú v tej istej druhej elektrónovej vrstve a jadrový náboj týchto atómov sa zvyšuje so zvyšujúcim sa sériovým číslom. Elektróny sú silnejšie priťahované k jadru a prirodzene sa zmenšujú polomery atómov. Toto uvažovanie by sme mohli zopakovať pre atómy prvkov iných období, ale s jedným objasnením: orbitálny polomer sa monotónne zmenšuje, až keď je naplnená každá z podúrovní.
Ale ak ignorujeme podrobnosti, potom je všeobecná povaha zmeny veľkosti atómov v sústave prvkov nasledovná: s nárastom sériového čísla v období sa zmenšujú orbitálne polomery atómov a v skupine sa zväčšujú. Najväčší atóm je atóm cézia a najmenší atóm hélia, ale z atómov prvkov, ktoré tvoria chemické zlúčeniny (hélium a neón ich netvoria), najmenší atóm fluóru.
Väčšina atómov prvkov, ktoré sú v prirodzenom rade po lantanoidoch, majú na základe všeobecných zákonov polomery obežných dráh o niečo menšie, ako by sa dalo čakať. Je to tak kvôli skutočnosti, že 14 lantanoidov sa nachádza medzi lantánom a hafniom v sústave prvkov, a preto je náboj jadra atómu hafnia 14 e viac ako lantán. Preto sú vonkajšie elektróny týchto atómov priťahované k jadru silnejšie, ako by boli priťahované pri absencii lantanidov (tento efekt sa často nazýva „kompresia lantanidu“).
Upozorňujeme, že pri prechode od atómov prvkov skupiny VIIIA k atómom prvkov skupiny IA sa orbitálny polomer náhle zvýši. V dôsledku toho sa naša voľba prvých prvkov každého obdobia (pozri § 7) ukázala ako správna.

ORBITÁLNY RÁDIUM ATÓMU, JEHO ZMENA V SYSTÉME PRVKOV.
1. Podľa údajov uvedených v dodatku 5 sa na grafický papier zakreslí graf závislosti orbitálneho polomeru atómu od ordinálneho čísla prvku pre prvky s Z od 1 do 40. Dĺžka horizontálnej osi je 200 mm, dĺžka vertikálnej osi je 100 mm.
2. Ako môžete charakterizovať vzhľad výslednej prerušovanej čiary?

Ak dodáte elektrónu v atóme ďalšiu energiu (ako sa to dá urobiť, dozviete sa to z kurzu fyziky), potom môže elektrón prejsť na iný AO, to znamená, že atóm bude v vzrušený stav... Tento stav je nestabilný a elektrón sa takmer okamžite vráti do pôvodného stavu a prebytočná energia sa uvoľní. Ale ak je energia dodaná elektrónu dostatočne veľká, môže sa elektrón úplne oddeliť od atómu, zatiaľ čo atóm ionizuje, to znamená, že sa zmení na kladne nabitý ión ( katión). Energia potrebná na to sa volá ionizačná energia atómu(E a).

Je dosť ťažké odtrhnúť elektrón z jedného atómu a zmerať na to potrebnú energiu, preto je prakticky určený a používaný molárna ionizačná energia(E a m).

Molárna ionizačná energia ukazuje, čo je najmenšia energia, ktorá je potrebná na oddelenie 1 mólu elektrónov od 1 mólu atómov (jeden elektrón od každého atómu). Táto hodnota sa zvyčajne meria v kilojouloch na mol. Hodnoty molárnej ionizačnej energie prvého elektrónu pre väčšinu prvkov sú uvedené v dodatku 6.
Ako závisí ionizačná energia atómu od polohy prvku v sústave prvkov, to znamená, ako sa mení v skupine a období?
Podľa fyzikálneho významu sa ionizačná energia rovná práci, ktorú je potrebné vynaložiť na prekonanie sily príťažlivosti elektrónu k atómu, keď sa elektrón pohybuje od atómu do nekonečnej vzdialenosti od neho.

kde q - elektrónový náboj, Q Je náboj katiónu zostávajúci po odstránení elektrónu a r o je orbitálny polomer atómu.

A qa Q - veličiny sú stále a môžeme z toho vyvodiť záver, že práca na separácii elektrónu Aa s ním ionizačná energia E a sú nepriamo úmerné orbitálnemu polomeru atómu.
Po analýze hodnôt orbitálnych polomerov atómov rôznych prvkov a zodpovedajúcich hodnôt ionizačnej energie uvedených v dodatkoch 5 a 6 sa môžete ubezpečiť, že vzťah medzi týmito hodnotami je blízky proporcionálnemu, ale trochu sa od neho líši. Dôvod, prečo náš záver veľmi nesúhlasí s experimentálnymi údajmi, je ten, že sme použili veľmi hrubý model, ktorý nezohľadňuje veľa významných faktorov. Ale aj tento hrubý model nám umožnil vyvodiť správny záver, že s nárastom orbitálneho polomeru klesá ionizačná energia atómu a naopak so zmenšením polomeru rastie.
Pretože sa orbitálny polomer atómov v období s nárastom poradového čísla zmenšuje, zvyšuje sa ionizačná energia. V skupine s nárastom ordinálneho čísla sa spravidla zvyšuje orbitálny polomer atómov a klesá ionizačná energia. Najväčšia molárna ionizačná energia sa nachádza v najmenších atómoch, atómoch hélia (2372 kJ / mol), a medzi atómami schopnými vytvárať chemické väzby, vo atómoch fluóru (1681 kJ / mol). Najmenší je pre najväčšie atómy, atómy cézia (376 kJ / mol). V systéme prvkov možno smer zvyšovania ionizačnej energie schematicky znázorniť nasledovne:

V chémii je dôležité, aby ionizačná energia charakterizovala tendenciu atómu vzdať sa „svojich“ elektrónov: čím väčšia je ionizačná energia, tým menej je atóm náchylný vzdávať sa elektrónov, a naopak.

NADŠENÝ ŠTÁT, IONIZÁCIA, KATALÓG, IONIZAČNÁ ENERGIA, MOLÁRNA IONIZAČNÁ ENERGIA, ZMENA IONIZAČNEJ ENERGIE V SYSTÉME PRVKOV.
1. Pomocou údajov uvedených v dodatku 6 určite, koľko energie je potrebné vynaložiť, aby sa vzal jeden elektrón od všetkých atómov sodíka s celkovou hmotnosťou 1 g.
2. Pomocou údajov uvedených v dodatku 6 určite, koľkokrát je potrebné spotrebovať viac energie na odpojenie jedného elektrónu od všetkých atómov sodíka s hmotnosťou 3 g ako od všetkých atómov draslíka s rovnakou hmotnosťou. Prečo sa tento pomer líši od pomeru energií molárnej ionizácie tých istých atómov?
3. Podľa údajov uvedených v dodatku 6 zostavte graf závislosti molárnej ionizačnej energie od sériového čísla pre prvky s Z od 1 do 40. Rozmery grafu sú rovnaké ako v úlohe k predchádzajúcemu odseku. Zistite, či sa tento plán zhoduje s výberom „periód“ systému prvkov.

Druhou najdôležitejšou energetickou charakteristikou atómu je elektrónová afinitná energia(E od).

V praxi sa, podobne ako v prípade ionizačnej energie, zvyčajne používa zodpovedajúce molárne množstvo - molárna elektrónová afinitná energia().

Molárna energia afinity k elektrónu ukazuje, aká je energia uvoľnená, keď je jeden mól elektrónov pripojený k jednému mólu neutrálnych atómov (jeden elektrón ku každému atómu). Rovnako ako molárna ionizačná energia sa aj táto hodnota meria v kilojouloch na mol.
Na prvý pohľad sa môže zdať, že v tomto prípade by sa energia nemala uvoľňovať, pretože atóm je neutrálna častica a medzi neutrálnym atómom a záporne nabitým elektrónom neexistujú žiadne elektrostatické príťažlivé sily. Naopak, pri priblížení k atómu by sa zdalo, že elektrón by sa mal odpudzovať od rovnakých záporne nabitých elektrónov, ktoré tvoria elektrónový obal. To v skutočnosti nie je pravda. Pamätajte, či ste sa niekedy museli vyrovnávať s atómovým chlórom. Samozrejme, že nie. Koniec koncov, existuje iba pri veľmi vysokých teplotách. Ani stabilnejší molekulárny chlór sa v prírode prakticky nenachádza - ak je to potrebné, musí sa získať pomocou chemických reakcií. A s chloridom sodným (kuchynskou soľou) sa musíte neustále vyrovnávať. Koniec koncov, kuchynskú soľ konzumuje každý deň človek s jedlom. A v prírode sa vyskytuje pomerne často. Ale zloženie kuchynskej soli zahŕňa ióny chloridu, to znamená atómy chlóru, ktoré majú pripojený jeden „extra“ elektrón. Jedným z dôvodov tejto prevalencie chloridových iónov je to, že atómy chlóru majú tendenciu viazať elektróny, to znamená, že keď sa z atómov a elektrónov chlóru tvoria chloridové ióny, energia sa uvoľňuje.
Jeden z dôvodov uvoľňovania energie je vám už známy - je spojený so zvýšením symetrie elektrónového obalu atómu chlóru počas prechodu na jednotlivo nabitý anión... Zároveň, ako si pamätáte, energia 3 p-úroveň klesá. Existujú aj ďalšie zložitejšie dôvody.
Vzhľadom na to, že na hodnotu elektrónovej afinitnej energie má vplyv niekoľko faktorov, je povaha zmeny tejto hodnoty v sústave prvkov omnoho zložitejšia ako povaha zmeny ionizačnej energie. Môžete sa o tom presvedčiť analýzou tabuľky uvedenej v prílohe 7. Ale keďže hodnota tejto veličiny je určená predovšetkým rovnakou elektrostatickou interakciou ako hodnoty ionizačnej energie, potom jej zmenou v sústave prvkov (aspoň v A- skupiny) je vo všeobecnosti podobná zmene ionizačnej energie, to znamená, že energia afinity k elektrónu v skupine klesá a v období sa zvyšuje. Je maximálna pre atómy fluóru (328 kJ / mol) a chlóru (349 kJ / mol). Povaha zmeny energie afinity k elektrónu v sústave prvkov sa podobá povahe zmeny ionizačnej energie, to znamená, že smer zvýšenia energie afinity k elektrónu možno schematicky znázorniť takto:

2. Na rovnakej mierke pozdĺž vodorovnej osi ako v predchádzajúcich úlohách vyneste závislosť molárnej energie afinity k elektrónu na radovom čísle pre atómy prvkov s Z od 1 do 40 pomocou aplikácie 7.
3. Aký je fyzikálny význam záporných hodnôt energie elektrónovej afinity?
4. Prečo zo všetkých atómov prvkov 2. periódy iba berýlium, dusík a neón majú záporné hodnoty molárnej energie afinity pre elektrón?

Už viete, že sklon atómu vzdať sa svojich vlastných a pripájať cudzie elektróny závisí od jeho energetických charakteristík (ionizačná energia a energia elektrónovej afinity). Ktoré atómy sú náchylnejšie darovať svoje elektróny a ktoré viac prijímajú ďalšie?
Aby sme si odpovedali na túto otázku, zhrňme si v tabuľke 15 všetko, čo vieme o zmene týchto tendencií v systéme prvkov.

Tabuľka 15. Zmena sklonu atómov vzdať sa vlastných a pripojiť cudzie elektróny