عنصر الزرنيخ. خصائص الزرنيخ
التكوين الإلكتروني للذرةهي صيغة توضح ترتيب الإلكترونات في الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية. بعد دراسة المقال ستتعرف على مكان وكيفية تواجد الإلكترونات، وتتعرف على أعداد الكم وتكون قادرًا على بناء التكوين الإلكتروني للذرة من خلال رقمها، وفي نهاية المقال يوجد جدول للعناصر.
لماذا دراسة التكوين الإلكتروني للعناصر؟
الذرات تشبه مجموعة البناء: هناك عدد معين من الأجزاء، وهي تختلف عن بعضها البعض، ولكن جزأين من نفس النوع متماثلان تمامًا. لكن مجموعة البناء هذه أكثر إثارة للاهتمام من المجموعة البلاستيكية، وإليكم السبب. يتغير التكوين اعتمادًا على من هو قريب. على سبيل المثال، الأكسجين بجانب الهيدروجين ربمايتحول إلى ماء، وعندما يكون بالقرب من الصوديوم يتحول إلى غاز، وعندما يكون بالقرب من الحديد يتحول بالكامل إلى صدأ. للإجابة على سؤال لماذا يحدث هذا والتنبؤ بسلوك ذرة بجانب أخرى، لا بد من دراسة التكوين الإلكتروني، وهو ما سيتم مناقشته أدناه.
كم عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة؟
تتكون الذرة من نواة تدور حولها إلكترونات، وتتكون النواة من بروتونات ونيوترونات. في الحالة المحايدة، يكون لكل ذرة عدد من الإلكترونات يساوي عدد البروتونات الموجودة في نواتها. يتم تحديد عدد البروتونات من خلال العدد الذري للعنصر، على سبيل المثال، يحتوي الكبريت على 16 بروتونًا - وهو العنصر السادس عشر في الجدول الدوري. يحتوي الذهب على 79 بروتونًا، وهو العنصر رقم 79 في الجدول الدوري. وعليه، فإن الكبريت لديه 16 إلكترونًا في الحالة المحايدة، والذهب لديه 79 إلكترونًا.
أين تبحث عن الإلكترون؟
من خلال مراقبة سلوك الإلكترون، تم استخلاص أنماط معينة، تم وصفها بأرقام الكم، وهناك أربعة في المجموع:
- عدد الكم الرئيسي
- رقم الكم المداري
- عدد الكم المغناطيسي
- تدور عدد الكم
مداري
علاوة على ذلك، بدلاً من كلمة مدار، سنستخدم مصطلح "المدار"؛ المدار هو الدالة الموجية للإلكترون؛ وهي تقريبًا المنطقة التي يقضي فيها الإلكترون 90٪ من وقته.
ن - المستوى
لام - قذيفة
م ل - الرقم المداري
M s - الإلكترون الأول أو الثاني في المدار
رقم الكم المداري l
ونتيجة لدراسة السحابة الإلكترونية، وجدوا أنه اعتمادًا على مستوى الطاقة، تأخذ السحابة أربعة أشكال رئيسية: كرة، ودمبل، وشكلين آخرين أكثر تعقيدًا. ومن أجل زيادة الطاقة، تسمى هذه الأشكال s- وp- وd- وf-shell. يمكن أن تحتوي كل من هذه الأصداف على مدارات واحدة (on s) و3 (on p) و5 (on d) و7 (on f). رقم الكم المداري هو الغلاف الذي توجد فيه المدارات. يأخذ رقم الكم المداري للمدارات s وp وd وf القيم 0,1,2 أو 3 على التوالي.
يوجد مدار واحد على الغلاف s (L=0) - إلكترونين
هناك ثلاثة مدارات على الغلاف p (L=1) - ستة إلكترونات
هناك خمسة مدارات على الغلاف d (L=2) - عشرة إلكترونات
هناك سبعة مدارات على الغلاف f (L=3) - أربعة عشر إلكترونًا
عدد الكم المغناطيسي m l
هناك ثلاثة مدارات على الغلاف p، تم تحديدها بالأرقام من -L إلى +L، أي أنه بالنسبة للقذيفة p (L=1) هناك مدارات "-1" و"0" و"1" . يُشار إلى رقم الكم المغناطيسي بالحرف m l.
داخل الغلاف، من الأسهل أن تتواجد الإلكترونات في مدارات مختلفة، لذا فإن الإلكترونات الأولى تملأ إلكترونًا واحدًا في كل مدار، ثم يضاف زوج من الإلكترونات إلى كل واحد.
النظر في قذيفة د:
يتوافق الغلاف d مع القيمة L=2، أي خمسة مدارات (-2،-1،0،1 و2)، الإلكترونات الخمسة الأولى تملأ الغلاف مع القيم M l =-2، M ل =-1, م ل =0 , م ل =1,م ل =2.
تدور عدد الكم م ث
الدوران هو اتجاه دوران الإلكترون حول محوره، وهناك اتجاهان، وبالتالي فإن عدد الكم المغزلي له قيمتان: +1/2 و-1/2. يمكن لمستوى فرعي واحد من الطاقة أن يحتوي فقط على إلكترونين لهما دوران متضاد. يُشار إلى عدد الكم المغزلي بالـ m s
رقم الكم الرئيسي ن
رقم الكم الرئيسي هو مستوى الطاقة عند هذه اللحظةسبعة مستويات للطاقة معروفة، يشار إلى كل منها برقم عربي: 1،2،3،...7. عدد القذائف في كل مستوى يساوي رقم المستوى: هناك قذيفة واحدة في المستوى الأول، واثنتان في الثانية، وما إلى ذلك.
رقم الإلكترون
لذلك، يمكن وصف أي إلكترون بأربعة أرقام كمومية، ومجموع هذه الأرقام فريد لكل موضع من الإلكترون، خذ الإلكترون الأول، أدنى مستوى طاقة هو N = 1، في المستوى الأول هناك قذيفة واحدة، القشرة الأولى على أي مستوى لها شكل كرة (قذيفة)، أي. L=0، يمكن أن يأخذ عدد الكم المغناطيسي قيمة واحدة فقط، M l =0 وسيكون الدوران مساويًا لـ +1/2. إذا أخذنا الإلكترون الخامس (في أي ذرة كان)، فإن أرقام الكم الرئيسية له ستكون: N=2، L=1، M=-1، دوران 1/2.
كانت المركبات الطبيعية للزرنيخ مع الكبريت (orpiment As 2 S 3، Realgar As 4 S 4) معروفة لدى الناس العالم القديمالذين استخدموا هذه المعادن كأدوية ودهانات. كان منتج حرق كبريتيد الزرنيخ معروفًا أيضًا - أكسيد الزرنيخ (III) مثل 2 O 3 ("الزرنيخ الأبيض"). تم العثور على اسم الزرنيكون بالفعل في أرسطو؛ إنه مشتق من الزرنيخ اليوناني - قوي وشجاع ويستخدم للإشارة إلى مركبات الزرنيخ (بسبب تأثيرها القوي على الجسم). الاسم الروسيويعتقد أنه يأتي من "الفأر" (بعد استخدام أدوية الزرنيخ لإبادة الفئران والجرذان). يُنسب إنتاج الزرنيخ في الحالة الحرة إلى ألبرتوس ماغنوس (حوالي 1250). في عام 1789، أدرج أ. لافوازييه الزرنيخ في القائمة العناصر الكيميائية.
توزيع الزرنيخ في الطبيعة.متوسط محتوى الزرنيخ في القشرة الأرضية (كلارك) هو 1.7·10 -4% (من حيث الكتلة)، وبمثل هذه الكميات فهو موجود في معظم الصخور النارية. وبما أن مركبات الزرنيخ تكون متطايرة متى درجات حرارة عاليةلا يتراكم العنصر أثناء العمليات الصهارية؛ ويتركز، ويترسب من المياه العميقة الساخنة (مع S، Se، Sb، Fe، Co، Ni، Cu وعناصر أخرى). أثناء الانفجارات البركانية، يدخل الزرنيخ إلى الغلاف الجوي على شكل مركباته المتطايرة. وبما أن الزرنيخ متعدد التكافؤ، فإن هجرته تتأثر بشكل كبير ببيئة الأكسدة والاختزال. تحت ظروف الأكسدة سطح الأرضيتم تشكيل الزرنيخات (كما 5+) والزرنيخات (كما 3+). هذه معادن نادرة توجد فقط في مناطق رواسب الزرنيخ. يعتبر الزرنيخ الأصلي ومعادن As2+ أقل شيوعًا. من بين معادن الزرنيخ العديدة (حوالي 180)، فقط الزرنيخ البيريت FeAsS له أهمية صناعية أساسية.
كميات صغيرة من الزرنيخ ضرورية للحياة. ومع ذلك، في مناطق رواسب الزرنيخ ونشاط البراكين الشابة، تحتوي التربة في بعض الأماكن على ما يصل إلى 1٪ من الزرنيخ، وهو ما يرتبط بأمراض الماشية وموت النباتات. يعد تراكم الزرنيخ أمرًا نموذجيًا بشكل خاص بالنسبة للمناظر الطبيعية في السهوب والصحاري، حيث يكون الزرنيخ غير نشط في التربة. في مناخ رطبيتم غسل الزرنيخ بسهولة من التربة.
يوجد في المادة الحية متوسط 3·10 -5% زرنيخ، وفي الأنهار 3·10 -7%. يترسب الزرنيخ الذي تحمله الأنهار إلى المحيط بسرعة نسبية. في مياه البحرفقط 1·10 -7% زرنيخ، لكن في الطين والصخر الزيتي 6.6·10 -4%. الرسوبية خامات الحديدغالبًا ما يتم إثراء عقيدات الحديد والمنغنيز بالزرنيخ.
الخصائص الفيزيائية للزرنيخ.يحتوي الزرنيخ على العديد من التعديلات المتآصلة. في ظل الظروف العادية، الأكثر استقرارًا هو ما يسمى بالزرنيخ المعدني أو الرمادي (α-As) - كتلة بلورية هشة ذات لون رمادي-فولاذي؛ وعندما ينكسر حديثًا، يكون له بريق معدني، وسرعان ما يصبح باهتًا في الهواء، لأنه مغطى بطبقة رقيقة من As 2 O 3 . الشبكة البلورية للزرنيخ الرمادي هي ذات شكل معيني (a = 4.123Å، الزاوية α = 54°10"، x == 0.226)، متعددة الطبقات. الكثافة 5.72 جم/سم 3 (عند 20 درجة مئوية)، المقاومة الكهربائية 35·10 -8 أوم م، أو 35 10 -6 أوم سم، معامل درجة الحرارة للمقاومة الكهربائية 3.9 10 -3 (0 درجة -100 درجة مئوية)، صلابة برينل 1470 مليون / م 2، أو 147 كجم ثقل / مم 2 (3 -4 حسب Moocy )؛ الزرنيخ هو diamagnetic.تحت الضغط الجوييتسامى الزرنيخ عند 615 درجة مئوية دون ذوبان، حيث أن النقطة الثلاثية لـ α-As تقع عند 816 درجة مئوية وضغط 36 عند. يتكون بخار الزرنيخ من 4 جزيئات تصل درجة حرارتها إلى 800 درجة مئوية، وأكثر من 1700 درجة مئوية - فقط 2. عندما يتكثف بخار الزرنيخ على سطح مبرد بالهواء السائل، يتشكل الزرنيخ الأصفر - بلورات شفافة شمعية ناعمة بكثافة 1.97 جم/سم 3، تشبه في خصائصها الفسفور الأبيض. وعند تعرضه للحرارة الخفيفة أو الضعيفة يتحول إلى الزرنيخ الرمادي. التعديلات الزجاجية غير المتبلورة معروفة أيضًا: الزرنيخ الأسود والزرنيخ البني، والذي يتحول عند تسخينه فوق 270 درجة مئوية إلى زرنيخ رمادي.
الخواص الكيميائية للزرنيخ.تكوين الإلكترونات الخارجية لذرة الزرنيخ هو 3d 10 4s 2 4p 3. في المركبات، يحتوي الزرنيخ على حالات أكسدة +5 و+3 و-3. الزرنيخ الرمادي أقل نشاطًا كيميائيًا من الفوسفور. عند تسخينه في الهواء فوق 400 درجة مئوية، يحترق الزرنيخ ويتكون على شكل 2O3. يتحد الزرنيخ مباشرة مع الهالوجينات؛ وفي الظروف العادية، يكون AsF5 غازًا؛ AsF 3، AsCl 3، AsBr 3 - سوائل عديمة اللون شديدة التقلب؛ AsI 3 و As 2 I 4 عبارة عن بلورات حمراء. عندما يتم تسخين الزرنيخ مع الكبريت، يتم الحصول على الكبريتيدات: البرتقالي والأحمر مثل 4 S 4 والأصفر الليموني مثل 2 S 3. يتم ترسيب كبريتيد أصفر شاحب مثل 2 S 5 عن طريق تمرير H 2 S إلى محلول مبرد بالثلج من حمض الزرنيخ (أو أملاحه) في حمض الهيدروكلوريك المدخن: 2H 3 AsO 4 + 5H 2 S = As 2 S 5 + 8H 2 O ; عند حوالي 500 درجة مئوية يتحلل إلى As 2S 3 والكبريت. جميع كبريتيد الزرنيخ غير قابلة للذوبان في الماء والأحماض المخففة. تقوم عوامل الأكسدة القوية (مخاليط HNO 3 + HCl، HCl + KClO 3) بتحويلها إلى خليط من H 3 AsO 4 وH 2 SO 4. كما يذوب كبريتيد 2 S 3 بسهولة في كبريتيدات ومتعددات كبريتيدات الأمونيوم والفلزات القلوية، ويشكل أملاح الأحماض - ثيوزرنيك H 3 AsS 3 وثيوزرنيك H 3 AsS 4 . مع الأكسجين، ينتج الزرنيخ أكاسيد: أكسيد الزرنيخ (III) مثل 2 O 3 - أنهيدريد الزرنيخ وأكسيد الزرنيخ (V) مثل 2 O 5 - أنهيدريد الزرنيخ. الأول منها يتشكل بفعل الأكسجين على الزرنيخ أو كبريتيده، على سبيل المثال 2As 2 S 3 + 9O 2 = 2As 2 O 3 + 6SO 2. حيث تتكثف أبخرة 2O3 لتشكل كتلة زجاجية عديمة اللون، والتي تصبح معتمة مع مرور الوقت بسبب تكوين بلورات مكعبة صغيرة، كثافتها 3.865 جم/سم 3 . تتوافق كثافة البخار مع الصيغة As 4 O 6؛ فوق 1800 درجة مئوية يتكون البخار من 2O3. يذوب 2.1 جرام من As 2 O 3 في 100 جرام من الماء (عند 25 درجة مئوية). أكسيد الزرنيخ (III) هو مركب مذبذب، مع غلبة الخصائص الحمضية. من المعروف أن الأملاح (الزرنيخات) المقابلة لأحماض الزرنيخ العظمي H 3 AsO 3 والميتازرنيك HAsO 2؛ ولم يتم الحصول على الأحماض نفسها. فقط الفلز القلوي وزرنيخيت الأمونيوم قابلان للذوبان في الماء. نظرًا لأن 2 O 3 والزرنيخات عادةً ما تكون عوامل اختزال (على سبيل المثال، As 2 O 3 + 2I 2 + 5H 2 O = 4HI + 2H 3 AsO 4)، ولكنها يمكن أيضًا أن تكون عوامل مؤكسدة (على سبيل المثال، As 2 O 3 + 3C) = 2As + 3CO ).
يتم الحصول على أكسيد الزرنيخ (V) عن طريق تسخين حمض الزرنيخ H3AsO4 (حوالي 200 درجة مئوية). وهو عديم اللون، عند حوالي 500 درجة مئوية يتحلل إلى 2O3 وO2. يتم الحصول على حمض الزرنيخ من خلال عمل HNO 3 المركز على As أو As 2 O 3. أملاح حمض الزرنيخ (الزرنيخات) غير قابلة للذوبان في الماء، باستثناء أملاح الفلزات القلوية والأمونيوم. من المعروف أن الأملاح تتوافق مع الأحماض orthoarsenic H 3 AsO 4 و metaarsenic HAsO 3 و pyroarsenic H 4 As 2 O 7 ؛ لم يتم الحصول على الحمضين الأخيرين في حالة حرة. عند خلطه مع المعادن، يشكل الزرنيخ في الغالب مركبات (الزرنيخيدات).
الحصول على الزرنيخ.يتم إنتاج الزرنيخ صناعياً عن طريق تسخين بيريت الزرنيخ:
FeAsS = FeS + As
أو (في كثير من الأحيان) تخفيض As 2 O 3 بالفحم. يتم تنفيذ كلتا العمليتين في معوجات مصنوعة من الطين المقاوم للحرارة ومتصلة بجهاز استقبال لتكثيف بخار الزرنيخ. يتم الحصول على أنهيدريد الزرنيخ عن طريق التحميص التأكسدي لخامات الزرنيخ أو كمنتج ثانوي لتحميص الخامات متعددة الفلزات، والتي تحتوي دائمًا تقريبًا على الزرنيخ. أثناء التحميص التأكسدي، تتشكل أبخرة 2O3، والتي تتكثف في غرف التجميع. تتم تنقية الخام مثل 2 O 3 بالتسامي عند درجة حرارة 500-600 درجة مئوية. يتم تنقيته باستخدام 2O3 لإنتاج الزرنيخ ومستحضراته.
استخدام الزرنيخ.تضاف إضافات صغيرة من الزرنيخ (0.2-1.0% من حيث الوزن) إلى الرصاص المستخدم في إنتاج طلقات البندقية (يزيد الزرنيخ من التوتر السطحي للرصاص المنصهر، مما يجعل الرصاصة تكتسب شكلًا قريبًا من الشكل الكروي؛ ويزيد الزرنيخ من الصلابة قليلاً من الرصاص). كبديل جزئي للأنتيمون، يتم تضمين الزرنيخ في بعض سبائك البابيت والطباعة.
الزرنيخ النقي ليس سامًا، ولكن جميع مركباته القابلة للذوبان في الماء أو التي يمكن أن تتحول إلى محلول تحت تأثير عصير المعدة تكون سامة للغاية؛ الهيدروجين الزرنيخ خطير بشكل خاص. من بين مركبات الزرنيخ المستخدمة في الإنتاج، يعتبر أنهيدريد الزرنيخ هو الأكثر سمية. يوجد خليط الزرنيخ في جميع خامات كبريتيد المعادن غير الحديدية تقريبًا، وكذلك بيريت الحديد (الكبريت). لذلك، أثناء تحميصها التأكسدي، يتشكل دائمًا مع ثاني أكسيد الكبريت SO 2، حيث يتكون دائمًا 2 O 3؛ ويتكثف معظمه في قنوات الدخان، ولكن في غياب مرافق المعالجة أو انخفاض كفاءتها، تحمل غازات العادم من قمائن الخام كميات ملحوظة من As 2 O 3. الزرنيخ النقي، على الرغم من أنه ليس سامًا، إلا أنه دائمًا ما يكون مغطى بطبقة سامة مثل 2O3 عند تخزينه في الهواء. في غياب التهوية المناسبة، يعد نقش المعادن (الحديد والزنك) باستخدام أحماض الكبريتيك أو الهيدروكلوريك الصناعية التي تحتوي على الزرنيخ أمرًا خطيرًا للغاية، لأنه ينتج هيدروجين الزرنيخ.
الزرنيخ في الجسم.كعنصر تتبع، الزرنيخ موجود في كل مكان في الطبيعة الحية. متوسط محتوى الزرنيخ في التربة هو 4·10 -4%، في رماد النبات - 3·10 -5%. محتوى الزرنيخ في الكائنات البحريةأعلى من تلك الموجودة على الأرض (في الأسماك 0.6-4.7 مجم لكل 1 كجم من المادة الخام تتراكم في الكبد). متوسط محتوى الزرنيخ في جسم الإنسان هو 0.08-0.2 ملغم/كغم. في الدم، يتركز الزرنيخ في خلايا الدم الحمراء، حيث يرتبط بجزيء الهيموجلوبين (ويحتوي جزء الجلوبين على ضعف كمية الهيم). أكبر كميةيوجد (لكل 1 جرام من الأنسجة) في الكلى والكبد. يوجد الكثير من الزرنيخ في الرئتين والطحال والجلد والشعر. قليل نسبيًا - في السائل النخاعي والدماغ (الغدة النخامية بشكل أساسي) والغدد التناسلية وغيرها. في الأنسجة، يوجد الزرنيخ في جزء البروتين الرئيسي، وبنسبة أقل بكثير في الجزء القابل للذوبان في الحمض، ويوجد جزء صغير فقط منه في جزء الدهون. ويشارك الزرنيخ في تفاعلات الأكسدة والاختزال: التحلل التأكسدي للكربوهيدرات المعقدة، والتخمر، وتحلل السكر، وما إلى ذلك. وتستخدم مركبات الزرنيخ في الكيمياء الحيوية كمثبطات إنزيمية محددة لدراسة التفاعلات الأيضية.
6.6. ملامح التركيب الإلكتروني لذرات الكروم والنحاس وبعض العناصر الأخرى
إذا نظرت بعناية إلى الملحق 4، فربما لاحظت أنه بالنسبة لذرات بعض العناصر، يتم انتهاك تسلسل ملء المدارات بالإلكترونات. في بعض الأحيان تسمى هذه الانتهاكات "الاستثناءات"، لكنها ليست كذلك - لا توجد استثناءات لقوانين الطبيعة!
العنصر الأول في هذا الاضطراب هو الكروم. دعونا نلقي نظرة فاحصة على هيكلها الإلكتروني (الشكل 6.16 أ). تحتوي ذرة الكروم على 4 س- لا يوجد مستويين فرعيين كما هو متوقع، بل يوجد إلكترون واحد فقط. ولكن في 3 د-المستوى الفرعي لديه خمسة إلكترونات، ولكن هذا المستوى الفرعي يمتلئ بعد 4 س-المستوى الفرعي (انظر الشكل 6.4). لفهم سبب حدوث ذلك، دعونا نلقي نظرة على ماهية السحب الإلكترونية 3 د-المستوى الفرعي لهذه الذرة.
كل من خمسة 3 د-السحب في هذه الحالة تتكون من إلكترون واحد. كما تعلم بالفعل من الفقرة 4 من هذا الفصل، فإن إجمالي السحابة الإلكترونية لهذه الإلكترونات الخمسة لها شكل كروي، أو كما يقولون، متناظرة كرويًا. وبحسب طبيعة توزيع كثافة الإلكترون في اتجاهات مختلفة فهي تشبه 1 س-EO. تبين أن طاقة المستوى الفرعي الذي تشكل إلكتروناته مثل هذه السحابة أقل مما هي عليه في حالة السحابة الأقل تناسقًا. في هذه الحالة، الطاقة المدارية هي 3 د-المستوى الفرعي يساوي الطاقة 4 س-المدارات. عندما ينكسر التناظر، على سبيل المثال، عندما يظهر إلكترون سادس، تكون طاقة المدارات 3 د- يصبح المستوى الفرعي مرة أخرى أكبر من الطاقة 4 س-المدارات. لذلك، تحتوي ذرة المنغنيز مرة أخرى على إلكترون ثانٍ عند 4 س-AO.
السحابة العامة لأي مستوى فرعي، المملوءة بالإلكترونات نصفها أو كليًا، لها تناظر كروي. يكون انخفاض الطاقة في هذه الحالات ذا طبيعة عامة ولا يعتمد على ما إذا كان أي مستوى فرعي مملوءًا بالإلكترونات إلى النصف أو بالكامل. وإذا كان الأمر كذلك، فيجب علينا أن نبحث عن الانتهاك التالي في الذرة التي "يصل" التاسع أخيرًا إلى غلافها الإلكتروني د-إلكترون. في الواقع، تحتوي ذرة النحاس على 3 د-المستوى الفرعي يحتوي على 10 إلكترونات و 4 س- مستوى فرعي واحد فقط (الشكل 6.16 ب).
يؤدي انخفاض طاقة المدارات في المستوى الفرعي الكامل أو النصف المملوء إلى حدوث عدد من الظواهر الكيميائية المهمة، والتي سوف تتعرف على بعضها.
6.7. الإلكترونات الخارجية والتكافؤ والمدارات والمستويات الفرعية
في الكيمياء، لا تتم دراسة خصائص الذرات المعزولة، كقاعدة عامة، لأن جميع الذرات تقريبًا، عندما تكون جزءًا من مواد مختلفة، تشكل روابط كيميائية. تتشكل الروابط الكيميائية عن طريق تفاعل الأغلفة الإلكترونية للذرات. بالنسبة لجميع الذرات (باستثناء الهيدروجين)، لا تشارك جميع الإلكترونات في تكوين الروابط الكيميائية: يحتوي البورون على ثلاثة إلكترونات من أصل خمسة، والكربون لديه أربعة إلكترونات من أصل ستة، وعلى سبيل المثال، يحتوي الباريوم على اثنين من أصل ستة وخمسين. تسمى هذه الإلكترونات "النشيطة". إلكترونات التكافؤ.
في بعض الأحيان يتم الخلط بين إلكترونات التكافؤ و خارجيالإلكترونات، ولكن هذا ليس نفس الشيء.
السحب الإلكترونية للإلكترونات الخارجية لها نصف قطر أقصى (وقيمة قصوى لعدد الكم الرئيسي).
إن الإلكترونات الخارجية هي التي تشارك في تكوين الروابط في المقام الأول، فقط لأنه عندما تقترب الذرات من بعضها البعض، فإن السحب الإلكترونية التي تشكلها هذه الإلكترونات تتلامس أولاً. ولكن معهم، يمكن لبعض الإلكترونات أيضًا أن تشارك في تكوين الرابطة. ما قبل الخارجيالطبقة (قبل الأخيرة)، ولكن فقط إذا كانت لديها طاقة لا تختلف كثيرًا عن طاقة الإلكترونات الخارجية. كلا إلكترونات الذرة عبارة عن إلكترونات تكافؤ. (في اللانثانيدات والأكتينيدات، حتى بعض الإلكترونات "الخارجية" تكون متكافئة)
طاقة إلكترونات التكافؤ أكبر بكثير من طاقة إلكترونات الذرة الأخرى، وتختلف إلكترونات التكافؤ بشكل ملحوظ في الطاقة عن بعضها البعض.
تكون الإلكترونات الخارجية دائمًا إلكترونات تكافؤ فقط إذا كانت الذرة قادرة على تكوين روابط كيميائية على الإطلاق. وبالتالي، فإن كلا إلكترونات ذرة الهيليوم خارجية، لكن لا يمكن تسميتهما بالتكافؤ، لأن ذرة الهيليوم لا تشكل أي روابط كيميائية على الإطلاق.
تشغل إلكترونات التكافؤ مدارات التكافؤوالتي بدورها تشكل مستويات فرعية التكافؤ.
على سبيل المثال، خذ بعين الاعتبار ذرة الحديد، التي يظهر تكوينها الإلكتروني في الشكل. 6.17. من إلكترونات ذرة الحديد الحد الأقصى لعدد الكم الرئيسي ( ن= 4) لديهم اثنان فقط 4 س-إلكترون. وبالتالي، فهي الإلكترونات الخارجية لهذه الذرة. المدارات الخارجية لذرة الحديد كلها مدارات ن= 4، والمستويات الفرعية الخارجية هي جميع المستويات الفرعية التي تكونتها هذه المدارات، أي 4 س-,
4ص-, 4د- و 4 F-الاتحاد الأوروبي.
الإلكترونات الخارجية هي دائمًا إلكترونات تكافؤ، وبالتالي 4 س- إلكترونات ذرة الحديد هي إلكترونات التكافؤ . وإذا كان الأمر كذلك، ثم 3 د- الإلكترونات ذات الطاقة الأعلى قليلاً ستكون أيضًا إلكترونات تكافؤ. على المستوى الخارجي توجد ذرة الحديد بالإضافة إلى المملوءة 4 س-AO لا يزال هناك 4 مجانية ص-, 4د- و 4 F-AO. جميعها خارجية، ولكن 4 منها فقط هي التكافؤ ر-AO، حيث أن طاقة المدارات المتبقية أعلى بكثير، وظهور الإلكترونات في هذه المدارات ليس مفيدا لذرة الحديد.
إذن ذرة الحديد
المستوى الالكتروني الخارجي – الرابع
المستويات الفرعية الخارجية – 4 س-, 4ص-, 4د- و 4 F-الاتحاد الأوروبي،
المدارات الخارجية - 4 س-, 4ص-, 4د- و 4 F-أو،
الإلكترونات الخارجية - اثنان 4 س- الإلكترون (4 س 2),
الطبقة الإلكترونية الخارجية - الرابعة،
السحابة الإلكترونية الخارجية – 4 س-EO
مستويات التكافؤ الفرعية – 4 س-, 4ص- و3 د-الاتحاد الأوروبي،
مدارات التكافؤ – 4 س-, 4ص- و3 د-أو،
إلكترونات التكافؤ - اثنان 4 س- الإلكترون (4 س 2) والستة 3 د- الإلكترونات (3 د 6).
يمكن أن تمتلئ مستويات التكافؤ الفرعية جزئيًا أو كليًا بالإلكترونات، أو يمكن أن تظل حرة تمامًا. مع زيادة الشحنة النووية، تنخفض قيم الطاقة لجميع المستويات الفرعية، ولكن بسبب تفاعل الإلكترونات مع بعضها البعض، تنخفض طاقة المستويات الفرعية المختلفة عند “سرعات” مختلفة. الطاقة مليئة بالكامل د- و F- تتناقص المستويات الفرعية لدرجة أنها تتوقف عن التكافؤ.
على سبيل المثال، النظر في ذرات التيتانيوم والزرنيخ (الشكل 6.18).
في حالة ذرة التيتانيوم 3 د-EPU مملوء جزئيًا فقط بالإلكترونات، وطاقته أكبر من الطاقة 4 س-الاتحاد الأوروبي، و3 د- الإلكترونات تكافؤ. تحتوي ذرة الزرنيخ على 3 د-EPU مملوء بالكامل بالإلكترونات، وطاقته أقل بكثير من طاقة 4 س-EPU، وبالتالي 3 د- الإلكترونات ليست تكافؤ.
في الأمثلة المقدمة، قمنا بتحليلها تكوين الإلكترون التكافؤذرات التيتانيوم والزرنيخ.
يتم تصوير التكوين الإلكتروني التكافؤ للذرة على النحو التالي صيغة التكافؤ الإلكتروني، أو في الشكل مخطط الطاقة للمستويات الفرعية التكافؤ.
إلكترونات التكافؤ، الإلكترونات الخارجية، EPU، التكافؤ AO، تكوين إلكترون التكافؤ للذرة، صيغة إلكترون التكافؤ، مخطط المستويات الفرعية للتكافؤ.
1. في مخططات الطاقة التي قمت بتجميعها وفي الصيغ الإلكترونية الكاملة للذرات Na، Mg، Al، Si، P، S، Cl، Ar، تشير إلى الإلكترونات الخارجية وإلكترونات التكافؤ. اكتب صيغ التكافؤ الإلكترونية لهذه الذرات. في مخططات الطاقة، قم بتمييز الأجزاء المقابلة لمخططات الطاقة للمستويات الفرعية للتكافؤ.
2. ما هو العامل المشترك بين التكوينات الإلكترونية للذرات: أ) Li وNa وB وAl وO وS وNe وAr؛ ب) Zn و Mg، Sc و Al، Cr و S، Ti و Si؛ ج) H وهو، Li وO، K وKr، Sc وGa. ما هي اختلافاتهم
3. كم عدد مستويات التكافؤ الفرعية الموجودة في الغلاف الإلكتروني لذرة كل عنصر: أ) الهيدروجين والهيليوم والليثيوم، ب) النيتروجين والصوديوم والكبريت، ج) البوتاسيوم والكوبالت والجرمانيوم
4. ما عدد مدارات التكافؤ المملوءة بالكامل في أ) البورون، ب) الفلور، ج) ذرة الصوديوم؟
5. كم عدد المدارات التي تحتوي على إلكترون غير مزدوج في الذرة: أ) البورون، ب) الفلور، ج) الحديد
6. ما عدد المدارات الخارجية الحرة التي تحتوي عليها ذرة المنغنيز؟ كم عدد التكافؤ الحر؟
7.للدرس التالي، قم بإعداد شريط من الورق بعرض 20 مم، وقسمه إلى خلايا (20 × 20 مم)، وقم بتطبيق سلسلة طبيعية من العناصر (من الهيدروجين إلى الميتنريوم) على هذا الشريط.
8. ضع في كل خلية رمز العنصر وعدده الذري وصيغة إلكترون التكافؤ كما هو موضح في الشكل. 6.19 (استخدم الملحق 4).
6.8. تنظيم الذرات وفقا لبنية قذائفها الإلكترونية
يعتمد تنظيم العناصر الكيميائية على السلسلة الطبيعية للعناصر
و مبدأ تشابه الأصداف الإلكترونيةذراتهم.
أنت بالفعل على دراية بالسلسلة الطبيعية للعناصر الكيميائية. الآن دعونا نتعرف على مبدأ تشابه الأصداف الإلكترونية.
بالنظر إلى صيغ التكافؤ الإلكترونية للذرات في ERE، فمن السهل اكتشاف أنها تختلف بالنسبة لبعض الذرات فقط في قيم عدد الكم الرئيسي. على سبيل المثال، 1 س 1 للهيدروجين، 2 س 1 لليثيوم، 3 س 1 للصوديوم، الخ. أو 2 س 2 2ص 5 للفلور، 3 س 2 3ص 5 للكلور، 4 س 2 4ص 5 للبروم، وما إلى ذلك. وهذا يعني أن المناطق الخارجية لسحب إلكترونات التكافؤ لهذه الذرات متشابهة جدًا في الشكل وتختلف فقط في الحجم (وبالطبع كثافة الإلكترون). وإذا كان الأمر كذلك، فيمكن استدعاء السحب الإلكترونية لهذه الذرات وتكوينات التكافؤ المقابلة مشابه. يمكننا الكتابة عن ذرات العناصر المختلفة ذات التكوينات الإلكترونية المتشابهة الصيغ الإلكترونية العامة للتكافؤ: نانوثانية 1 في الحالة الأولى و نانوثانية 2 n.p. 5 في الثانية. أثناء تحركك عبر السلسلة الطبيعية للعناصر، يمكنك العثور على مجموعات أخرى من الذرات ذات تكوينات تكافؤ مماثلة.
هكذا، توجد بانتظام ذرات ذات تكوينات إلكترون تكافؤ مماثلة في السلسلة الطبيعية للعناصر.
هذا هو مبدأ تشابه الأصداف الإلكترونية.
دعونا نحاول تحديد نوع هذا الانتظام. للقيام بذلك، سوف نستخدم السلسلة الطبيعية من العناصر التي قمت بإنشائها.
يبدأ ERE بالهيدروجين، وصيغة التكافؤ الإلكترونية هي 1 س 1 . بحثاً عن تكوينات تكافؤ مماثلة، قمنا بقطع السلسلة الطبيعية للعناصر أمام عناصر ذات صيغة إلكترونية مشتركة للتكافؤ نانوثانية 1 (أي قبل الليثيوم، وقبل الصوديوم، وما إلى ذلك). لقد تلقينا ما يسمى ب "فترات" العناصر. دعونا نضيف "الفترات" الناتجة بحيث تصبح صفوف جدول (انظر الشكل 6.20). ونتيجة لذلك، فإن الذرات الموجودة في العمودين الأولين فقط من الجدول سيكون لها تكوينات إلكترونية مماثلة.
دعونا نحاول تحقيق تشابه التكوينات الإلكترونية التكافؤ في أعمدة أخرى من الجدول. للقيام بذلك، قمنا بقطع عناصر الفترتين السادسة والسابعة ذات الأرقام 58 – 71 و90 – 103 (تملأ 4 F- و 5 F-المستويات الفرعية) ووضعها تحت الطاولة. سوف نقوم بتحريك رموز العناصر المتبقية بشكل أفقي كما هو موضح في الشكل. بعد ذلك، سيكون لذرات العناصر الموجودة في نفس عمود الجدول تكوينات تكافؤ مماثلة، والتي يمكن التعبير عنها بصيغ التكافؤ الإلكترونية العامة: نانوثانية 1 , نانوثانية 2 , نانوثانية 2 (ن–1)د 1 , نانوثانية 2 (ن–1)د 2 وهكذا حتى نانوثانية 2 n.p. 6. يتم تفسير جميع الانحرافات عن صيغ التكافؤ العامة بنفس الأسباب كما في حالة الكروم والنحاس (انظر الفقرة 6.6).
كما ترون، باستخدام ERE وتطبيق مبدأ تشابه الأغلفة الإلكترونية، تمكنا من تنظيم العناصر الكيميائية. يسمى هذا النظام من العناصر الكيميائية طبيعيلأنه يعتمد فقط على قوانين الطبيعة. يعد الجدول الذي تلقيناه (الشكل 6.21) إحدى الطرق لتصوير النظام الطبيعي للعناصر بيانيًا ويسمى الجدول الطويل للعناصر الكيميائية.
مبدأ تشابه الأصداف الإلكترونية، النظام الطبيعي للعناصر الكيميائية (النظام "الدوري")، جدول العناصر الكيميائية.
6.9. الجدول الزمني الطويل للعناصر الكيميائية
دعونا نلقي نظرة فاحصة على هيكل الجدول الطويل الأمد للعناصر الكيميائية.
صفوف هذا الجدول، كما تعلمون، تسمى "فترات" من العناصر. يتم ترقيم الفترات بالأرقام العربية من 1 إلى 7. وتتكون الفترة الأولى من عنصرين فقط. تسمى الفترتان الثانية والثالثة، اللتان تحتوي كل منهما على ثمانية عناصر قصيرفترات. تسمى الفترتان الرابعة والخامسة، التي تحتوي كل منهما على 18 عنصرًا طويلفترات. تسمى الفترتان السادسة والسابعة، التي تحتوي كل منهما على 32 عنصرًا طويل جدافترات.
تسمى أعمدة هذا الجدول مجموعاتعناصر. تتم الإشارة إلى أرقام المجموعات بالأرقام الرومانية بالأحرف اللاتينية A أو B.
عناصر بعض المجموعات لها أسماء (مجموعة) مشتركة خاصة بها: عناصر المجموعة IA (Li، Na، K، Rb، Cs، Fr) – العناصر القلوية(أو العناصر المعدنية القلوية); عناصر المجموعة IIA (Ca وSr وBa وRa) - العناصر الأرضية القلوية(أو العناصر المعدنية الأرضية القلوية)(يشير اسم "الفلزات القلوية" والفلزات القلوية الترابية" إلى مواد بسيطة تتكون من العناصر المقابلة ولا ينبغي استخدامها كأسماء لمجموعات العناصر)؛ العناصر مجموعة VIA (O، S، Se، Te، Po) - الكالكوجينات، عناصر المجموعة VIIA (F، Cl، Br، I، At) - الهالوجينات، عناصر المجموعة الثامنة (He، Ne، Ar، Kr، Xe، Rn) – عناصر الغازات النبيلة(الاسم التقليدي "الغازات النبيلة" يشير أيضًا إلى المواد البسيطة)
تسمى العناصر ذات الأرقام التسلسلية 58 - 71 (Ce - Lu) والتي توضع عادة في أسفل الجدول اللانثانيدات("يتبع اللانثانم")، والعناصر ذات الأرقام التسلسلية 90 - 103 (Th - Lr) - الأكتينيدات("بعد شقائق النعمان البحرية"). هناك نسخة من الجدول طويل الأمد، حيث لا يتم قطع اللانثانيدات والأكتينيدات من ERE، ولكنها تبقى في أماكنها لفترات طويلة جدًا. يُسمى هذا الجدول أحيانًا فترة طويلة جدًا.
وينقسم الجدول الفترة الطويلة إلى أربعة حاجز(أو الأقسام).
كتلة-Sيتضمن عناصر من مجموعات IA وIIA مع صيغ إلكترونية مشتركة للتكافؤ نانوثانية 1 و نانوثانية 2
(عناصر s).
ص-بلوكيتضمن عناصر من المجموعة IIIA إلى VIIIA مع الصيغ الإلكترونية المشتركة للتكافؤ من نانوثانية 2 n.p. 1 ل نانوثانية 2 n.p. 6 (عناصر ف).
د-بلوكيتضمن عناصر من المجموعة IIIB إلى IIB مع صيغ إلكترونية مشتركة للتكافؤ من نانوثانية 2 (ن–1)د 1 ل نانوثانية 2 (ن–1)د 10 (د- العناصر).
و-بلوكيشمل اللانثانيدات والأكتينيدات ( عناصر f).
عناصر س- و ص- كتل تشكل مجموعات وعناصر د-كتلة – المجموعة ب من نظام العناصر الكيميائية. الجميع F-يتم تضمين العناصر رسميًا في المجموعة IIIB.
عناصر الفترة الأولى - الهيدروجين والهيليوم - هي س-العناصر ويمكن وضعها في مجموعات IA وIIA. لكن الهيليوم يتم وضعه في كثير من الأحيان في المجموعة VIIIA باعتباره العنصر الذي تنتهي به الفترة، والذي يتوافق تمامًا مع خصائصه (الهيليوم، مثل كل العناصر الأخرى مواد بسيطةويتكون من عناصر هذه المجموعة وهو غاز خامل). غالبًا ما يتم وضع الهيدروجين في المجموعة VIIA، نظرًا لأن خصائصه أقرب بكثير إلى الهالوجينات منها إلى العناصر القلوية.
تبدأ كل فترة من فترات النظام بعنصر له تكوين تكافؤ من الذرات نانوثانية 1، حيث أنه من هذه الذرات يبدأ تكوين الطبقة الإلكترونية التالية، وينتهي بعنصر ذو تكوين تكافؤ للذرات نانوثانية 2 n.p. 6 (ما عدا الفترة الأولى). وهذا يجعل من السهل التعرف على مجموعات من المستويات الفرعية المملوءة بالإلكترونات في ذرات كل فترة في مخطط الطاقة (الشكل 6.22). قم بهذا العمل مع جميع المستويات الفرعية الموضحة في النسخة التي قمت بإنشائها من الشكل 6.4. المستويات الفرعية الموضحة في الشكل 6.22 (باستثناء المستويات المملوءة بالكامل د- و F-المستويات الفرعية) هي التكافؤ لذرات جميع العناصر في فترة معينة.
ظهور في فترات س-, ص-, د- أو F-العناصر تتوافق تمامًا مع تسلسل التعبئة س-, ص-, د- أو F-المستويات الفرعية مع الإلكترونات. تسمح ميزة نظام العناصر هذه، بمعرفة الفترة والمجموعة التي ينتمي إليها عنصر معين، بتدوين قيمة التكافؤ الخاصة به على الفور صيغة إلكترونية.
جدول طويل الأمد للعناصر الكيميائية، والكتل، والدورات، والمجموعات، والعناصر القلوية، والعناصر الأرضية القلوية، والكالكوجينات، والهالوجينات، وعناصر الغازات النبيلة، واللانتانويدات، والأكتينويدات.
اكتب الصيغ الإلكترونية العامة للتكافؤ لذرات عناصر أ) مجموعات IVA و IVB، ب) مجموعات IIIA و VIIB؟
2. ما هو القاسم المشترك بين التكوينات الإلكترونية لذرات عناصر المجموعتين A وB؟ كيف هم مختلفون؟
3. كم عدد مجموعات العناصر المضمنة في أ) س-كتلة، ب) ر-كتلة، ج) د-حاجز؟
4. تابع الشكل 30 في اتجاه زيادة طاقة المستويات الفرعية وسلط الضوء على مجموعات المستويات الفرعية المملوءة بالإلكترونات في الفترات الرابعة والخامسة والسادسة.
5. اذكر مستويات التكافؤ الفرعية لكل من أ) الكالسيوم، ب) الفوسفور، ج) التيتانيوم، د) الكلور، هـ) ذرات الصوديوم. 6. اذكر كيف تختلف العناصر s وp وd عن بعضها البعض.
7. وضح لماذا تتحدد عضوية الذرة في أي عنصر بعدد البروتونات الموجودة في النواة، وليس بكتلة هذه الذرة.
8. بالنسبة لذرات الليثيوم والألومنيوم والسترونتيوم والسيلينيوم والحديد والرصاص، يتم تكوين التكافؤ والصيغ الإلكترونية الكاملة والمختصرة ورسم مخططات الطاقة لمستويات التكافؤ الفرعية. 9. ما هي ذرات العناصر التي تتوافق مع صيغ التكافؤ الإلكترونية التالية: 3 س 1 , 4س 1 3د 1 ، 2ق 2 2 ص 6 , 5س 2 5ص 2 , 5س 2 4د 2 ?
6.10. أنواع الصيغ الإلكترونية للذرة. خوارزمية لتجميعها
لأغراض مختلفة، نحن بحاجة إلى معرفة التكوين الإجمالي أو التكافؤ للذرة. يمكن تمثيل كل من هذه التكوينات الإلكترونية إما بصيغة أو بمخطط طاقة. إنه، التكوين الإلكتروني الكامل للذرةيعبر الصيغة الإلكترونية الكاملة للذرة، أو مخطط الطاقة الكامل للذرة. وبدورها، التكوين الإلكتروني التكافؤ للذرةيعبر التكافؤ(أو كما يطلق عليه غالبا " قصير") الصيغة الإلكترونية للذرة، أو رسم تخطيطي لمستويات التكافؤ الفرعية للذرة(الشكل 6.23).
في السابق، قمنا بعمل صيغ إلكترونية للذرات باستخدام الأعداد الذرية للعناصر. وفي الوقت نفسه، حددنا تسلسل ملء المستويات الفرعية بالإلكترونات وفقًا لمخطط الطاقة: 1 س, 2س,
2ص, 3س, 3ص, 4س, 3د, 4ص, 5س, 4د, 5ص,
6س, 4F, 5د, 6ص, 7سوما إلى ذلك وهلم جرا. وفقط من خلال كتابة الصيغة الإلكترونية الكاملة يمكننا كتابة صيغة التكافؤ.
من الملائم أكثر كتابة صيغة التكافؤ الإلكترونية للذرة، والتي تُستخدم غالبًا، بناءً على موضع العنصر في نظام العناصر الكيميائية، باستخدام إحداثيات المجموعة الزمنية.
دعونا نلقي نظرة فاحصة على كيفية القيام بذلك للعناصر س-, ص- و د-كتل
للعناصر س-كتلة التكافؤ الصيغة الإلكترونية للذرة تتكون من ثلاثة رموز. وبشكل عام يمكن كتابتها على النحو التالي:
في المقام الأول (بدلا من الخلية الكبيرة) يوضع الرقم الدوري (الذي يساوي العدد الكمي الرئيسي لهذه س-الإلكترونات)، وفي الثالث (بالخط المرتفع) - رقم المجموعة (يساوي عدد إلكترونات التكافؤ). بأخذ ذرة المغنيسيوم (الدورة الثالثة، المجموعة IIA) كمثال، نحصل على:
للعناصر ص-كتلة التكافؤ الصيغة الإلكترونية للذرة تتكون من ستة رموز:
وهنا، بدلاً من الخلايا الكبيرة، يتم أيضًا وضع رقم الفترة (يساوي العدد الكمي الرئيسي لهذه الخلايا). س- و ص- الإلكترونات)، ورقم المجموعة ( يساوي العددإلكترونات التكافؤ) تبين أنها تساوي مجموع الحروف الفوقية. بالنسبة لذرة الأكسجين (الدورة الثانية، مجموعة VIA) نحصل على:
2س 2 2ص 4 .
صيغة التكافؤ الإلكترونية لمعظم العناصر د-يمكن كتابة الكتلة على النحو التالي:
كما في الحالات السابقة، هنا بدلا من الخلية الأولى يتم وضع رقم الفترة (يساوي العدد الكمي الرئيسي لهذه س- الإلكترونات). وتبين أن العدد الموجود في الخلية الثانية أقل بواحد، لأن العدد الكمي الرئيسي لهذه العناصر د-الإلكترونات. رقم المجموعة هنا يساوي أيضًا مجموع المؤشرات. مثال - صيغة التكافؤ الإلكترونية للتيتانيوم (الفترة الرابعة، مجموعة IVB): 4 س 2 3د 2 .
رقم المجموعة يساوي مجموع مؤشرات عناصر مجموعة VIB، ولكن، كما تتذكر، في تكافؤها س-المستوى الفرعي يحتوي على إلكترون واحد فقط، والصيغة الإلكترونية العامة للتكافؤ هي نانوثانية 1 (ن–1)د 5 . ولذلك، فإن صيغة التكافؤ الإلكترونية، على سبيل المثال، الموليبدينوم (الدورة الخامسة) هي 5 س 1 4د 5 .
ومن السهل أيضًا تكوين صيغة التكافؤ الإلكترونية لأي عنصر من عناصر مجموعة IB، على سبيل المثال الذهب (الدورة السادسة)>–>6 س 1 5د 10، ولكن في هذه الحالة عليك أن تتذكر ذلك د- تظل إلكترونات ذرات عناصر هذه المجموعة متكافئة، ويمكن لبعضها أن يشارك في تكوين الروابط الكيميائية.
الصيغة الإلكترونية العامة للتكافؤ لذرات عناصر المجموعة IIB هي نانوثانية 2 (ن – 1)د 10 . لذلك، فإن صيغة التكافؤ الإلكترونية، على سبيل المثال، لذرة الزنك هي 4 س 2 3د 10 .
قواعد عامةتطيع أيضًا صيغ التكافؤ الإلكترونية لعناصر الثالوث الأول (Fe وCo وNi). الحديد، أحد عناصر المجموعة VIIIB، له صيغة التكافؤ الإلكترونية 4 س 2 3د 6. ذرة الكوبالت لديها واحد د- إلكترون أكثر (4 س 2 3د 7)، وبالنسبة لذرة النيكل - بمقدار اثنين (4 س 2 3د 8).
وباستخدام هذه القواعد فقط لكتابة صيغ التكافؤ الإلكترونية، فإنه من المستحيل تكوين صيغ إلكترونية لذرات بعض العناصر. د- العناصر (Nb، Ru، Rh، Pd، Ir، Pt)، نظرًا للرغبة في وجود أغلفة إلكترونية شديدة التناظر، فإن ملء المستويات الفرعية التكافؤ بالإلكترونات له بعض الميزات الإضافية.
بمعرفة صيغة التكافؤ الإلكترونية، يمكنك كتابة الصيغة الإلكترونية الكاملة للذرة (انظر أدناه).
في كثير من الأحيان، بدلا من الصيغ الإلكترونية الكاملة المرهقة، يكتبون الصيغ الإلكترونية المختصرةالذرات. ولجمعها في الصيغة الإلكترونية يتم عزل جميع إلكترونات الذرة باستثناء إلكترونات التكافؤ، وتوضع رموزها بين قوسين مربعين، وجزء الصيغة الإلكترونية المقابل للصيغة الإلكترونية لذرة العنصر الأخير من العنصر يتم استبدال الفترة السابقة (العنصر الذي يشكل الغاز النبيل) برمز هذه الذرة.
وترد أمثلة على الصيغ الإلكترونية من أنواع مختلفة في الجدول 14.
الجدول 14. أمثلة على الصيغ الإلكترونية للذرات
الصيغ الإلكترونية |
|||
مختصر |
التكافؤ |
||
1س 2 2س 2 2ص 3 |
2س 2 2ص 3 |
2س 2 2ص 3 |
|
1س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 5 |
3س 2 3ص 5 |
3س 2 3ص 5 |
|
1س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 4س 2 3د 5 |
4س 2 3د 5 |
4س 2 3د 5 |
|
1س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 3د 10 4س 2 4ص 3 |
4س 2 4ص 3 |
4س 2 4ص 3 |
|
1س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 3د 10 4س 2 4ص 6 |
4س 2 4ص 6 |
4س 2 4ص 6 |
|
خوارزمية تجميع الصيغ الإلكترونية للذرات (باستخدام مثال ذرة اليود)
№ |
عملية |
نتيجة |
|
تحديد إحداثيات الذرة في جدول العناصر. |
الفترة 5، المجموعة السابعة |
||
اكتب صيغة إلكترون التكافؤ. |
5س 2 5ص 5 |
||
أكمل رموز الإلكترونات الداخلية بالترتيب الذي تملأ به المستويات الفرعية. |
1س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 4س 2 3د 10 4ص 6 5س 2 4د 10 5ص 5 |
||
مع الأخذ في الاعتبار انخفاض طاقة المملوء بالكامل د- و F-المستويات الفرعية، كتابة الصيغة الإلكترونية كاملة. |
|
||
قم بتسمية إلكترونات التكافؤ. |
1س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 3د 10 4س 2 4ص 6 4د 10 5س 2 5ص 5 |
||
حدد التوزيع الإلكتروني لذرة الغاز النبيل السابقة. |
|||
اكتب الصيغة الإلكترونية المختصرة من خلال الجمع بين كل شيء بين قوسين معقوفين غير متكافئالإلكترونات. |
5س 2 5ص 5 |
ملحوظات
1. بالنسبة لعناصر الفترتين الثانية والثالثة، تؤدي العملية الثالثة (بدون الرابعة) فورًا إلى الصيغة الإلكترونية الكاملة.
2. (ن – 1)د 10- تبقى الإلكترونات متكافئة على ذرات عناصر المجموعة IB .
الصيغة الإلكترونية الكاملة، صيغة فالينس الإلكترونية، الصيغة الإلكترونية المختصرة، خوارزمية تجميع الصيغ الإلكترونية للذرات.
1. قم بتكوين صيغة التكافؤ الإلكترونية لذرة العنصر أ) الدورة الثانية من المجموعة الثالثة أ، ب) الدورة الثالثة من المجموعة الثانية أ، ج) الدورة الرابعة من المجموعة الرابعة أ.
2. عمل الصيغ الإلكترونية المختصرة لذرات المغنسيوم والفوسفور والبوتاسيوم والحديد والبروم والأرجون.
6.11. الجدول الزمني القصير للعناصر الكيميائية
على مدى أكثر من 100 عام مرت منذ اكتشاف النظام الطبيعي للعناصر، تم اقتراح عدة مئات من الجداول المختلفة التي تعكس هذا النظام بيانياً. من بين هذه العناصر، بالإضافة إلى الجدول طويل الأمد، فإن الأكثر انتشارًا هو ما يسمى بجدول العناصر قصير الأمد بقلم D. I. Mendeleev. يتم الحصول على جدول فترة قصيرة من جدول فترة طويلة إذا تم قطع الفترات الرابعة والخامسة والسادسة والسابعة أمام عناصر المجموعة IB وتم تحريكها عن بعضها البعض وطي الصفوف الناتجة بنفس الطريقة التي قمنا بها سابقًا مطوية الفترات. وتظهر النتيجة في الشكل 6.24.
يتم أيضًا وضع اللانثانيدات والأكتينيدات أسفل الجدول الرئيسي هنا.
في مجموعاتيحتوي هذا الجدول على العناصر التي ذراتها نفس عدد إلكترونات التكافؤبغض النظر عن المدارات التي توجد بها هذه الإلكترونات. وهكذا فإن عناصر الكلور (عنصر نموذجي يشكل مادة لا فلزية؛ 3 س 2 3ص 5) والمنغنيز (عنصر تشكيل المعادن؛ 4 س 2 3د 5) عدم وجود قذائف إلكترونية مماثلة، وتقع هنا في نفس المجموعة السابعة. إن الحاجة إلى التمييز بين هذه العناصر تجبرنا على التمييز بينها في مجموعات مجموعات فرعية: رئيسي- نظائرها من المجموعات A في الجدول الطويل الأمد و جانب- نظائرها من المجموعات ب. في الشكل 34، يتم نقل رموز عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية إلى اليسار، ويتم نقل رموز عناصر المجموعات الفرعية الثانوية إلى اليمين.
صحيح أن هذا الترتيب للعناصر في الجدول له مزاياه أيضًا، لأنه يتم تحديد عدد إلكترونات التكافؤ بشكل أساسي إمكانيات التكافؤذرة.
يعكس الجدول الطويل قوانين التركيب الإلكتروني للذرات، وأوجه التشابه وأنماط التغيرات في خواص المواد والمركبات البسيطة عبر مجموعات العناصر، والتغيرات المنتظمة في عدد من الكميات الفيزيائية التي تميز الذرات والمواد والمركبات البسيطة في جميع أنحاء نظام العناصر بأكمله، وأكثر من ذلك بكثير. الجدول القصير أقل ملاءمة في هذا الصدد.
جدول الفترة القصيرة، المجموعات الفرعية الرئيسية، المجموعات الفرعية الجانبية.
1. قم بتحويل الجدول الطويل الذي قمت بإنشائه من سلسلة طبيعية من العناصر إلى جدول طويل الأمد. قم بالتحويل العكسي.
2. هل من الممكن تجميع صيغة إلكترونية عامة للتكافؤ لذرات عناصر مجموعة واحدة من الجدول الدوري القصير؟ لماذا؟
6.12. الأحجام الذرية. نصف القطر المداري
.الذرة ليس لها حدود واضحة. ما يعتبر حجم الذرة المعزولة؟ نواة الذرة محاطة بغلاف إلكتروني، ويتكون الغلاف من سحب إلكترونية. يتميز حجم EO بنصف القطر ص eo. جميع السحب في الطبقة الخارجية لها نفس نصف القطر تقريبًا. ولذلك، يمكن تحديد حجم الذرة من خلال نصف القطر هذا. تسمى نصف القطر المداري للذرة(ص 0).
وترد قيم نصف القطر المداري للذرات في الملحق 5.
يعتمد نصف قطر EO على شحنة النواة وعلى المدار الذي يوجد فيه الإلكترون الذي يشكل هذه السحابة. وبالتالي، فإن نصف قطر مدار الذرة يعتمد على نفس هذه الخصائص.
دعونا نفكر في الأغلفة الإلكترونية لذرات الهيدروجين والهيليوم. في كل من ذرة الهيدروجين وذرة الهيليوم، تقع الإلكترونات عند 1 س-AO، وسيكون لسحبها نفس الحجم إذا كانت شحنات نوى هذه الذرات واحدة. لكن شحنة نواة ذرة الهيليوم أكبر بمرتين من شحنة نواة ذرة الهيدروجين. وفقا لقانون كولوم، فإن قوة الجذب المؤثرة على كل إلكترون من ذرة الهيليوم هي ضعف قوة جذب الإلكترون إلى نواة ذرة الهيدروجين. ولذلك فإن نصف قطر ذرة الهيليوم يجب أن يكون أصغر بكثير من نصف قطر ذرة الهيدروجين. هذا صحيح: ص 0 (هو) / ص 0 (ح) = 0.291 ه / 0.529 ه 0.55.
تحتوي ذرة الليثيوم على إلكترون خارجي عند 2 س-AO، أي يشكل سحابة من الطبقة الثانية. وبطبيعة الحال، يجب أن يكون نصف قطرها أكبر. حقًا: ص 0 (لي) = 1.586 إي.
تحتوي ذرات العناصر المتبقية من الدورة الثانية على إلكترونات خارجية (و 2 س، و 2 ص) تقع في نفس طبقة الإلكترون الثانية، وتزداد الشحنة النووية لهذه الذرات مع زيادة العدد الذري. تنجذب الإلكترونات بقوة أكبر إلى النواة، وبطبيعة الحال، يتناقص نصف قطر الذرات. يمكننا تكرار هذه الحجج لذرات عناصر فترات أخرى، ولكن مع توضيح واحد: يتناقص نصف القطر المداري بشكل رتيب فقط عندما يمتلئ كل مستوى من المستويات الفرعية.
لكن إذا تجاهلنا التفاصيل، فإن الطبيعة العامة للتغير في أحجام الذرات في نظام العناصر هي كما يلي: مع زيادة العدد الترتيبي في فترة ما، يتناقص نصف قطر مدار الذرات، وفي المجموعة فإنها يزيد. أكبر ذرة هي ذرة السيزيوم، وأصغرها ذرة الهيليوم، أما من ذرات العناصر التي تشكل مركبات كيميائية (لا يشكلها الهيليوم والنيون)، أصغرها ذرة الفلور.
معظم ذرات العناصر في السلسلة الطبيعية بعد اللانثانيدات لها أنصاف أقطار مدارية أصغر إلى حد ما مما يمكن توقعه بناءً على القوانين العامة. ويرجع ذلك إلى حقيقة أنه يوجد بين اللانثانوم والهافنيوم في نظام العناصر 14 لانثانيدات، وبالتالي فإن شحنة نواة ذرة الهافنيوم هي 14 هأكثر من اللانثانم. ولذلك، تنجذب الإلكترونات الخارجية لهذه الذرات إلى النواة بقوة أكبر مما كانت عليه في حالة عدم وجود اللانثانيدات (يُسمى هذا التأثير غالبًا "انكماش اللانثانيدات").
يرجى ملاحظة أنه عند الانتقال من ذرات عناصر المجموعة VIIIA إلى ذرات عناصر المجموعة IA، فإن نصف القطر المداري يزداد فجأة. وبالتالي، تبين أن اختيارنا للعناصر الأولى لكل فترة (انظر الفقرة 7) كان صحيحًا.
نصف القطر المداري للذرة، تغيره في نظام العناصر.
1. وفقًا للبيانات الواردة في الملحق 5، ارسم على ورق الرسم البياني رسمًا بيانيًا لاعتماد نصف القطر المداري للذرة على العدد الذري للعنصر للعناصر ذات زمن 1 إلى 40. طول المحور الأفقي 200 ملم وطول المحور الرأسي 100 ملم.
2. كيف يمكنك وصف مظهر الخط المكسور الناتج؟
6.13. طاقة التأين الذرية
إذا أعطيت إلكترونًا في الذرة طاقة إضافية (سوف تتعلم كيف يمكن القيام بذلك في دورة الفيزياء)، فيمكن للإلكترون أن ينتقل إلى AO آخر، أي أن الذرة ستنتهي في حالة حماس. هذه الحالة غير مستقرة، وسيعود الإلكترون على الفور تقريبًا إلى حالته الأصلية، وسيتم إطلاق الطاقة الزائدة. لكن إذا كانت الطاقة المنقولة إلى الإلكترون كبيرة بدرجة كافية، فيمكن للإلكترون أن ينفصل تمامًا عن الذرة، بينما الذرة المتأينأي أنه يتحول إلى أيون موجب الشحنة ( الكاتيون). الطاقة اللازمة لذلك تسمى طاقة التأين الذرية(هو).
ومن الصعب جدًا إزالة إلكترون من الذرة الواحدة وقياس الطاقة اللازمة لذلك، لذا يتم تحديده عمليًا واستخدامه طاقة التأين المولية(ه و م).
توضح طاقة التأين المولي ما هو الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لإزالة 1 مول من الإلكترونات من 1 مول من الذرات (إلكترون واحد من كل ذرة). يتم قياس هذه القيمة عادةً بالكيلوجول لكل مول. وترد قيم طاقة التأين المولية للإلكترون الأول لمعظم العناصر في الملحق 6.
كيف تعتمد طاقة التأين للذرة على موضع العنصر في نظام العناصر، أي كيف يتغير في المجموعة والدورة؟
وطاقة التأين بمعناها الفيزيائي تساوي الشغل الذي يجب بذله للتغلب على قوة التجاذب بين الإلكترون والذرة عند نقل الإلكترون من الذرة إلى مسافة لا نهائية منها.
أين س- شحنة الإلكترون، سهي شحنة الكاتيون المتبقية بعد إزالة الإلكترون، و ص o هو نصف القطر المداري للذرة.
و س، و س- الكميات ثابتة، ويمكننا أن نستنتج أن عمل إزالة الإلكترون أومعها طاقة التأين هوتتناسب عكسيا مع نصف قطر مدار الذرة.
ومن خلال تحليل قيم نصف القطر المداري لذرات العناصر المختلفة وقيم طاقة التأين المقابلة الواردة في الملحقين 5 و 6، يمكن التأكد من أن العلاقة بين هذه الكميات قريبة من التناسب ولكنها تختلف عنها بعض الشيء . السبب وراء عدم توافق استنتاجنا بشكل جيد مع البيانات التجريبية هو أننا استخدمنا نموذجًا خامًا للغاية لم يأخذ في الاعتبار العديد من العوامل المهمة. لكن حتى هذا النموذج التقريبي سمح لنا بالتوصل إلى الاستنتاج الصحيح وهو أنه مع زيادة نصف القطر المداري، تنخفض طاقة التأين للذرة، وعلى العكس من ذلك، مع انخفاض نصف القطر، تزداد.
نظرًا لأنه في الفترة التي يزداد فيها العدد الذري، يتناقص نصف القطر المداري للذرات، وتزداد طاقة التأين. في المجموعة، مع زيادة العدد الذري، يزداد نصف القطر المداري للذرات، كقاعدة عامة، وتنخفض طاقة التأين. توجد أعلى طاقة تأين مولية في أصغر الذرات، ذرات الهيليوم (2372 كيلوجول/مول)، ومن الذرات القادرة على تكوين روابط كيميائية، ذرات الفلور (1681 كيلوجول/مول). أصغر الذرات هي ذرات السيزيوم (376 كيلوجول/مول). في نظام العناصر، يمكن إظهار اتجاه زيادة طاقة التأين بشكل تخطيطي على النحو التالي: 
في الكيمياء، من المهم أن تميز طاقة التأين ميل الذرة للتخلي عن إلكتروناتها: فكلما زادت طاقة التأين، قل ميل الذرة للتخلي عن الإلكترونات، والعكس صحيح.
الحالة المثارة، التأين، الكاتيون، طاقة التأين، طاقة التأين المولارية، التغير في طاقة التأين في نظام من العناصر.
1. باستخدام البيانات الواردة في الملحق 6، حدد مقدار الطاقة التي يجب إنفاقها لإزالة إلكترون واحد من جميع ذرات الصوديوم ذات الكتلة الإجمالية 1 جم.
2. باستخدام البيانات الواردة في الملحق 6، حدد عدد المرات اللازمة لإزالة إلكترون واحد من جميع ذرات الصوديوم التي تزن 3 جم مقارنة بجميع ذرات البوتاسيوم التي لها نفس الكتلة. لماذا تختلف هذه النسبة عن نسبة طاقات التأين المولية لنفس الذرات؟
3.وفقًا للبيانات الواردة في الملحق 6، ارسم اعتماد طاقة التأين المولية على العدد الذري للعناصر ذات زمن 1 إلى 40. أبعاد الرسم البياني هي نفسها كما في تخصيص الفقرة السابقة. تحقق مما إذا كان هذا الرسم البياني يتوافق مع اختيار "فترات" نظام العناصر.
6.14. طاقة الألفة الإلكترونية
.ثاني أهم خاصية للطاقة للذرة هي طاقة تقارب الإلكترون(همع).
ومن الناحية العملية، كما هو الحال في حالة طاقة التأين، عادة ما يتم استخدام الكمية المولية المقابلة - طاقة تقارب الإلكترون المولية().
تُظهر طاقة تقارب الإلكترون المولية الطاقة المنطلقة عند إضافة مول واحد من الإلكترونات إلى مول واحد من الذرات المحايدة (إلكترون واحد لكل ذرة). مثل طاقة التأين المولية، يتم قياس هذه الكمية أيضًا بالكيلوجول لكل مول.
للوهلة الأولى قد يبدو أنه لا ينبغي إطلاق الطاقة في هذه الحالة، لأن الذرة جسيم متعادل، ولا توجد قوى جذب كهروستاتيكية بين الذرة المتعادلة والإلكترون سالب الشحنة. على العكس من ذلك، عند الاقتراب من الذرة، يبدو أن الإلكترون يجب أن يتم صده بنفس الإلكترونات سالبة الشحنة التي تشكل غلاف الإلكترون. في الواقع، هذا ليس صحيحا. تذكر إذا كان عليك التعامل مع الكلور الذري في أي وقت مضى. بالطبع لا. بعد كل شيء، فهو موجود فقط في درجات حرارة عالية جدا. حتى الكلور الجزيئي الأكثر استقرارًا لا يتواجد عمليًا في الطبيعة، وإذا لزم الأمر، يجب الحصول عليه باستخدام التفاعلات الكيميائية. وعليك أن تتعامل مع كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) باستمرار. بعد كل شيء، يستهلك الإنسان ملح الطعام كل يوم مع الطعام. وفي الطبيعة يحدث هذا في كثير من الأحيان. لكن ملح الطعام يحتوي على أيونات الكلوريد، أي ذرات الكلور التي أضافت إلكترونًا واحدًا "إضافيًا". أحد أسباب شيوع أيونات الكلوريد هو أن ذرات الكلور تميل إلى اكتساب الإلكترونات، أي أنه عندما تتشكل أيونات الكلوريد من ذرات الكلور والإلكترونات، يتم إطلاق الطاقة.
أحد أسباب إطلاق الطاقة معروف لك بالفعل - فهو يرتبط بزيادة تناسق الغلاف الإلكتروني لذرة الكلور أثناء الانتقال إلى الشحنة المفردة أنيون. وفي الوقت نفسه، كما تتذكر، الطاقة 3 ص- انخفاض المستوى الفرعي. هناك أسباب أخرى أكثر تعقيدا.
ونظرًا لحقيقة أن قيمة طاقة الألفة الإلكترونية تتأثر بعدة عوامل، فإن طبيعة التغير في هذه الكمية في نظام من العناصر أكثر تعقيدًا بكثير من طبيعة التغير في طاقة التأين. يمكنك الاقتناع بذلك من خلال تحليل الجدول الوارد في الملحق 7. ولكن بما أن قيمة هذه الكمية يتم تحديدها أولاً وقبل كل شيء من خلال نفس التفاعل الكهروستاتيكي مثل قيم طاقة التأين، فإن تغيرها في نظام تشبه العناصر (على الأقل في المجموعات A) بشكل عام التغير في طاقة التأين، أي أن طاقة الألفة الإلكترونية في المجموعة تتناقص، وتزداد خلال فترة ما. الحد الأقصى لذرات الفلور (328 كيلو جول / مول) والكلور (349 كيلو جول / مول). إن طبيعة التغير في طاقة الألفة الإلكترونية في نظام من العناصر تشبه طبيعة التغير في طاقة التأين، أي أنه يمكن إظهار اتجاه الزيادة في طاقة الألفة الإلكترونية بشكل تخطيطي على النحو التالي:
2. على نفس المقياس على طول المحور الأفقي كما في المهام السابقة، قم بإنشاء رسم بياني لاعتماد الطاقة المولية للألفة الإلكترونية على العدد الذري لذرات العناصر ذات زمن 1 إلى 40 باستخدام التطبيق 7.
3. أيهما المعنى الجسديلها طاقات ألفة الإلكترون السلبية؟
4. لماذا، من بين جميع ذرات عناصر الفترة الثانية، فقط البريليوم والنيتروجين والنيون لها قيم سلبية للطاقة المولية لتقارب الإلكترون؟
6.15. ميل الذرات إلى فقدان واكتساب الإلكترونات
أنت تعلم بالفعل أن ميل الذرة للتخلي عن إلكتروناتها وإضافة إلكترونات أخرى يعتمد على خصائص الطاقة الخاصة بها (طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون). ما هي الذرات الأكثر ميلا للتخلي عن إلكتروناتها، وأيها أكثر ميلا لقبول إلكترونات أخرى؟
للإجابة على هذا السؤال دعونا نلخص في الجدول 15 كل ما نعرفه عن تغير هذه الميول في نظام العناصر.
الجدول 15. التغيرات في ميل الذرات للتخلي عن إلكتروناتها واكتساب إلكترونات غريبة
تعريف
الزرنيخ- عنصر الفترة الرابعة من المجموعة V للمجموعة الفرعية الرئيسية (أ). الجدول الدوري. معدن. التعيين – كما. الرقم التسلسلي - 33.
يوجد الزرنيخ في شكل عدة متآصلات. الزرنيخ المعدني (الرمادي) هو الأكثر استقرارًا في الظروف العادية. إنه يشكل كتلة بلورية هشة ذات لون رمادي فولاذي مع لمعان معدني عند كسرها حديثًا. الكثافة 5.72 جم/سم3. عندما يسخن تحت الضغط الطبيعييتسامى الزرنيخ الرمادي. لديه الموصلية الكهربائية المعدنية.
في التبريد السريعزوج يتكون من 4 جزيئات، ويتشكل تعديل غير معدني، وهو الزرنيخ الأصفر. الكثافة 2.0 جم/سم3. وعند تعرضه للضوء أو الحرارة المنخفضة يتحول إلى الزرنيخ الرمادي.
تكافؤ الزرنيخ في المركبات
الزرنيخ هو العنصر الثالث والثلاثون في الجدول الدوري D.I. مندليف. إنه في الفترة الرابعة في مجموعة VA. تحتوي نواة ذرة الزرنيخ على 33 بروتونًا و42 نيوترونًا (عدد الكتلة 75). تمتلك ذرة الزرنيخ أربعة مستويات طاقة تحتوي على 33 إلكترونًا (الشكل 1).
أرز. 1. هيكل ذرة الزرنيخ.
الصيغة الإلكترونية لذرة الزرنيخ في الحالة الأرضية هي كما يلي:
1س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 3د 10 4س 2 4ص 3 .
ومخطط الطاقة (الذي تم إنشاؤه فقط للإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي، والتي تسمى التكافؤ):
يشير وجود ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة إلى أن الزرنيخ قادر على إظهار التكافؤ III (تكافؤ أقل) في مركباته (As 2 O 3, AsH 3, HAsO 2, H 3 AsO 3).
تتميز ذرة الزرنيخ بوجود حالة مثارة نظرا لوجود مداراتها 4 د- المستويات الفرعية شاغرة (في طبقة الطاقة الرابعة، بالإضافة إلى المستويات الفرعية 4s و4p، يوجد أيضًا مستوى فرعي 4d). الإلكترونات 4 س-تخرج المستويات الفرعية وتحتل المدار الحر 4 ص-المستوى الفرعي:
يشير وجود خمسة إلكترونات مفردة في الحالة المثارة إلى أن الزرنيخ يظهر أيضًا التكافؤ V (H 3 AsO 4, As 2 O 5) (أعلى تكافؤ) في مركباته.
أمثلة على حل المشكلات
مثال 1
| يمارس | يشكل الزرنيخ أكسيدين. الجزء الشامل من الزرنيخ فيها هو 65.2٪ و 75.7٪. تحديد الكتل المكافئة للزرنيخ في كلا الأكسيدين. |
| حل | دعونا نأخذ كتلة كل أكسيد الزرنيخ على أنها 100 جرام، وبما أن محتوى الزرنيخ موضح بنسبة الكتلة، فإن الأكسيد الأول يحتوي على 65.2 جرام من الزرنيخ و34.8 جرام من الأكسجين (100 - 65.2 = 34.8)؛ في 100 غرام من الأكسيد الثاني، يمثل الزرنيخ 75.7 جم، والأكسجين - 24.3 جم (100 - 75.7 = 24.3). الكتلة المكافئة للأكسجين هي 8. دعونا نطبق قانون مكافئات الأكسيد الأول: مكافئ (As) = 65.2 / 34.8 × 8 = 15 جم / مول. يتم حساب الأكسيد الثاني بالمثل: m (As) / m(O) = M eq (As) / M eq (O); M مكافئ (As) = م (As) / م (O) × M مكافئ (O)؛ مكافئ (As) = 75.7 / 24.3 × 8 = 25 جم / مول. |
| إجابة | الكتل المكافئة للزرنيخ في الأكاسيد هي 15 جم/مول و25 جم/مول. |
