عنصر الزرنيخ. خصائص الزرنيخ
التكوين الإلكتروني للذرةهي صيغة توضح ترتيب الإلكترونات في الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية. بعد دراسة المقال ، سوف تكتشف أين وكيف توجد الإلكترونات ، وتتعرف على الأرقام الكمومية وتكون قادرًا على بناء التكوين الإلكتروني للذرة برقمها ، يوجد في نهاية المقال جدول للعناصر.
لماذا دراسة التكوين الإلكتروني للعناصر؟
الذرات مثل المُنشئ: هناك عدد معين من الأجزاء ، تختلف عن بعضها البعض ، لكن جزئين من نفس النوع متماثلان تمامًا. لكن هذا المُنشئ أكثر تشويقًا من المصمم البلاستيكي ، وهذا هو السبب. يتغير التكوين بناءً على من هو قريب. على سبيل المثال ، الأكسجين بجانب الهيدروجين يمكنتتحول إلى ماء ، بجانب الصوديوم إلى غاز ، وكونك بجوار الحديد تمامًا يحولها إلى صدأ. للإجابة على السؤال عن سبب حدوث ذلك والتنبؤ بسلوك ذرة بجانب أخرى ، من الضروري دراسة التكوين الإلكتروني ، والذي سيتم مناقشته أدناه.
كم عدد الإلكترونات في الذرة؟
تتكون الذرة من نواة وإلكترونات تدور حولها ، وتتكون النواة من بروتونات ونيوترونات. في الحالة المحايدة ، تحتوي كل ذرة على نفس عدد الإلكترونات مثل عدد البروتونات في نواتها. تم تحديد عدد البروتونات بالرقم التسلسلي للعنصر ، على سبيل المثال ، يحتوي الكبريت على 16 بروتونًا - العنصر السادس عشر في النظام الدوري. يحتوي الذهب على 79 بروتونًا - العنصر 79 في الجدول الدوري. وفقًا لذلك ، يوجد 16 إلكترونًا في الكبريت في الحالة المحايدة و 79 إلكترونًا في الذهب.
أين تبحث عن الإلكترون؟
من خلال مراقبة سلوك الإلكترون ، تم اشتقاق أنماط معينة ، يتم وصفها بأرقام كم ، وهناك أربعة منها في المجموع:
- عدد الكم الرئيسي
- رقم الكم المداري
- عدد الكم المغناطيسي
- عدد الكم تدور
المداري
علاوة على ذلك ، بدلاً من كلمة مدار ، سنستخدم مصطلح "مدار" ، المدار هو الدالة الموجية للإلكترون ، تقريبًا - هذه هي المنطقة التي يقضي فيها الإلكترون 90٪ من الوقت.
ن - المستوى
لام - شل
M l - الرقم المداري
M s - الإلكترون الأول أو الثاني في المدار
عدد الكم المداري ل
نتيجة لدراسة السحابة الإلكترونية ، وجد أنه اعتمادًا على مستوى الطاقة ، تتخذ السحابة أربعة أشكال رئيسية: كرة ، وأثقال ، والاثنان الآخران ، أكثر تعقيدًا. بترتيب تصاعدي للطاقة ، تسمى هذه الأشكال قذائف s- و p- و d- و f. يمكن أن تحتوي كل من هذه القذائف على مدارات 1 (on s) و 3 (on p) و 5 (on d) و 7 (on f). الرقم الكمي المداري هو الغلاف الذي توجد عليه المدارات. عدد الكم المداري للمدارات s و p و d و f ، على التوالي ، يأخذ القيم 0،1،2 أو 3.
على المدار s-shell واحد (L = 0) - إلكترونان
هناك ثلاثة مدارات على غلاف p (L = 1) - ستة إلكترونات
هناك خمسة مدارات على الغلاف D (L = 2) - عشرة إلكترونات
هناك سبعة مدارات (L = 3) على غلاف f - أربعة عشر إلكترونًا
عدد الكم المغناطيسي م
توجد ثلاثة مدارات على الغلاف p ، يُشار إليها بأرقام من -L إلى + L ، أي بالنسبة إلى p-shell (L = 1) توجد مدارات "-1" و "0" و "1" . يُشار إلى رقم الكم المغناطيسي بالحرف م ل.
داخل الغلاف ، يسهل على الإلكترونات أن تكون موجودة في مدارات مختلفة ، لذلك تملأ الإلكترونات الأولى واحدة لكل مدار ، ثم يضاف زوجها إلى كل منها.
ضع في اعتبارك D-shell:
تتوافق قذيفة d مع القيمة L = 2 ، أي خمسة مدارات (-2 ، -1 ، 0 ، 1 و 2) ، تملأ الإلكترونات الخمسة الأولى الغلاف ، مع أخذ القيم M l = -2 ، م ل = -1 ، م ل = 0 ، م ل = 1 ، م ل = 2.
عدد الكم المغزلي م ث
الدوران هو اتجاه دوران الإلكترون حول محوره ، وهناك اتجاهان ، وبالتالي فإن عدد الكم المغزلي له قيمتان: +1/2 و -1/2. يمكن أن يكون هناك إلكترونان فقط مع دوران متعاكس على نفس المستوى الفرعي للطاقة. يُشار إلى عدد كم الدوران بالرمز m s
رقم الكم الرئيسي n
الرقم الكمي الرئيسي هو مستوى الطاقة الذي عنده هذه اللحظةسبعة مستويات طاقة 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 المستوى الثاني ، وهكذا.
رقم الإلكترون
لذلك ، يمكن وصف أي إلكترون بأربعة أرقام كميّة ، وتركيب هذه الأرقام فريد من نوعه لكل موضع للإلكترون ، فلنأخذ الإلكترون الأول ، وأدنى مستوى للطاقة هو N = 1 ، وقذيفة واحدة تقع في المستوى الأول ، القشرة الأولى في أي مستوى لها شكل كرة (قشرة s) ، أي L = 0 ، يمكن أن يأخذ عدد الكم المغناطيسي قيمة واحدة فقط ، M l = 0 وسوف يكون الدوران مساويًا لـ +1/2. إذا أخذنا الإلكترون الخامس (في أي ذرة) ، فإن الأرقام الكمومية الرئيسية له ستكون: N = 2 ، L = 1 ، M = -1 ، تدور 1/2.
المركبات الطبيعية من الزرنيخ مع الكبريت (Orpiment As 2 S 3 ، Realgar As 4 S 4) كانت معروفة للشعوب العالم القديمالذين استخدموا هذه المعادن كأدوية ودهانات. كان ناتج احتراق كبريتيد الزرنيخ معروفًا أيضًا - أكسيد الزرنيخ (III) As 2 O 3 ("الزرنيخ الأبيض"). تم العثور على اسم arsenikon بالفعل في أرسطو ؛ مشتق من الترسانة اليونانية - قوي وشجاع ويعمل على تعيين مركبات الزرنيخ (وفقًا لتأثيرها القوي على الجسم). الاسم الروسي، يعتقد أنها جاءت من "الفأر" (من استخدام مستحضرات الزرنيخ لإبادة الفئران والجرذان). يُنسب الحصول على الزرنيخ في حالة حرة إلى ألبرت الكبير (حوالي 1250). في عام 1789 ، أدرج A. Lavoisier الزرنيخ في القائمة العناصر الكيميائية.
توزيع الزرنيخ في الطبيعة.يبلغ متوسط محتوى الزرنيخ في القشرة الأرضية (كلارك) 1.7 · 10 -4٪ (بالكتلة) ، وبهذه الكميات يوجد في معظم الصخور النارية. نظرًا لأن مركبات الزرنيخ متقلبة عند درجات حرارة عالية، لا يتراكم العنصر أثناء العمليات المنصهرة ؛ يتركز عن طريق الترسيب من المياه العميقة الساخنة (مع S ، Se ، Sb ، Fe ، Co ، Ni ، Cu وعناصر أخرى). أثناء الانفجارات البركانية ، يدخل الزرنيخ في شكل مركباته المتطايرة الغلاف الجوي. نظرًا لأن الزرنيخ متعدد التكافؤ ، فإن هجرته تتأثر بشكل كبير ببيئة الأكسدة والاختزال. تحت ظروف مؤكسدة سطح الأرضالزرنيخات (مثل 5+) والزرنيخ (مثل 3+) تتشكل. هذه معادن نادرة توجد فقط في مناطق ترسبات الزرنيخ. تعتبر معادن الزرنيخ الأصلي و As 2+ أكثر ندرة. من بين العديد من معادن الزرنيخ (حوالي 180) ، فقط الزرنيخوبيريت FeAsS له أهمية صناعية كبرى.
الكميات الصغيرة من الزرنيخ ضرورية للحياة. ومع ذلك ، في مناطق رواسب الزرنيخ ونشاط البراكين الفتية ، تحتوي التربة في بعض الأماكن على ما يصل إلى 1٪ من الزرنيخ ، وهو ما يرتبط بأمراض الماشية ونفوق الغطاء النباتي. يعتبر تراكم الزرنيخ سمة خاصة للمناظر الطبيعية في السهوب والصحاري ، في التربة التي يكون الزرنيخ غير نشط فيها. في مناخ رطبيتم غسل الزرنيخ بسهولة من التربة.
في المادة الحية ، في المتوسط ، 3 · 10 -5٪ زرنيخ ، في الأنهار 3 · 10 -7٪. الزرنيخ ، الذي تجلبه الأنهار إلى المحيط ، يستقر بسرعة نسبية. في مياه البحرفقط 1 10-7٪ زرنيخ ، ولكن في الطين والصخر الزيتي 6.6 10-4٪. رسوبية خام الحديد، غالبًا ما يتم تخصيب عقيدات المنغنيز الحديدي 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 من الصلب الرمادي ؛ في الكسر الجديد يكون له بريق معدني ، يتلاشى بسرعة في الهواء ، حيث يتم تغطيته بغشاء رقيق من As 2 O 3. الشبكة البلورية للزرنيخ الرمادي هي شكل دائري (a \ u003d 4.123Å ، الزاوية α \ u003d 54 ° 10 "، x \ u003d \ u003d 0.226) ، متعدد 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 نيوتن / م 2 ، أو 147 كجم ق / مم 2 (3-4 وفقًا لـ Moocy) ؛ الزرنيخ غير مغناطيسي. الضغط الجوييتسامى الزرنيخ عند 615 درجة مئوية دون أن يذوب ، حيث أن النقطة الثلاثية لـ α-As تقع عند 816 درجة مئوية وضغط 36 عند. يتكون بخار الزرنيخ حتى 800 درجة مئوية من 4 جزيئات ، فوق 1700 درجة مئوية - فقط من 2. عندما يتكثف بخار الزرنيخ على سطح مبرد بالهواء السائل ، يتشكل الزرنيخ الأصفر - بلورات شفافة ناعمة الشمع ، بكثافة 1.97 جم / سم 3 ، مماثلة في خصائص الفوسفور الأبيض. عند التعرض للضوء أو التسخين الطفيف ، يتحول إلى زرنيخ رمادي. تُعرف أيضًا التعديلات الزجاجية غير المتبلورة: الزرنيخ الأسود والزرنيخ البني ، والتي عند تسخينها فوق 270 درجة مئوية ، تتحول إلى زرنيخ رمادي.
الخصائص الكيميائية للزرنيخ.تكوين الإلكترونات الخارجية لذرة الزرنيخ هو 3d 10 4s 2 4p 3. يحتوي الزرنيخ في المركبات 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 مكونًا 2 O 3. يتحد الزرنيخ مع الهالوجينات مباشرة ؛ في ظل الظروف العادية ، AsF 5 - غاز ؛ AsF 3 ، AsCl 3 ، AsBr 3 - سوائل عديمة اللون ، سهلة التقلب ؛ AsI 3 و As 2 I 4 عبارة عن بلورات حمراء. عندما تم تسخين الزرنيخ بالكبريت ، تم الحصول على الكبريتيد: برتقالي-أحمر كما في 4 S 4 وليمون أصفر As 2 S 3. كبريتيد أصفر شاحب يتم ترسيب 2 S 5 عن طريق تمرير H 2 S إلى محلول مبرد بالثلج من حمض الزرنيخ (أو أملاحه) في دخان حمض الهيدروكلوريك: 2H 3 AsO 4 + 5H 2 S \ u003d As 2 S 5 + 8H 2 يا حوالي 500 درجة مئوية يتحلل إلى As 2 S 3 والكبريت. جميع كبريتيدات الزرنيخ غير قابلة للذوبان في الماء والأحماض المخففة. المؤكسدات القوية (مخاليط HNO 3 + HCl ، HCl + KClO 3) تحولها إلى خليط من H 3 AsO 4 و H 2 SO 4. يذوب الكبريتيد As 2 S 3 بسهولة في الكبريتيدات وعديد الكبريتيدات من الأمونيوم والمعادن القلوية ، ويشكل أملاح الأحماض - ثيوارسينيك H 3 AsS 3 و thiomarsenic H 3 AsS 4. يعطي الزرنيخ أكاسيد مع الأكسجين: أكسيد الزرنيخ (III) كما 2 O 3 - أنهيدريد الزرنيخ وأكسيد الزرنيخ (V) As 2 O 5 - أنهيدريد الزرنيخ. يتكون أولهما بفعل الأكسجين على الزرنيخ أو كبريتيداته ، على سبيل المثال ، 2As 2 S 3 + 9O 2 = 2As 2 O 3 + 6SO 2. عندما تتكثف أبخرة 2 O 3 إلى كتلة زجاجية عديمة اللون ، والتي تصبح معتمًا بمرور الوقت بسبب تكوين بلورات مكعبة صغيرة ، بكثافة 3.865 جم / سم 3. تتوافق كثافة البخار مع الصيغة مثل 4 O 6 ؛ فوق 1800 درجة مئوية ، يتكون البخار من 2 O 3. 2.1 جم من As 2 O 3 يذوب في 100 جم من الماء (عند 25 درجة مئوية). أكسيد الزرنيخ (III) - مركب مذبذب ، مع غلبة خصائص الحمض. الأملاح (الزرنيخ) معروفة بأنها تتوافق مع orthoarsenic H 3 AsO 3 وأحماض HAsO 2 metaarsenic ؛ لم يتم الحصول على الأحماض نفسها. فقط الفلزات القلوية والزرنيخات الأمونيوم قابلة للذوبان في الماء. نظرًا لأن 2 O 3 والزرنيخات عادة ما تكون عوامل اختزال (على سبيل المثال ، مثل 2 O 3 + 2I 2 + 5H 2 O \ u003d 4HI + 2H 3 AsO 4) ، ولكن يمكن أيضًا أن تكون عوامل مؤكسدة (على سبيل المثال ، As 2 O 3 + 3C \ u003d 2As + ZSO).
يتم الحصول على أكسيد الزرنيخ (V) عن طريق تسخين حمض الزرنيخ H 3 AsO 4 (حوالي 200 درجة مئوية). إنه عديم اللون ، يتحلل حوالي 500 درجة مئوية إلى 2 O 3 و O 2. يتم الحصول على حمض الزرنيخ عن طريق عمل HNO 3 المركز على As أو As 2 O 3. أملاح حمض الزرنيخ (الزرنيخ) غير قابلة للذوبان في الماء ، باستثناء الفلزات القلوية وأملاح الأمونيوم. الأملاح المقابلة للأحماض orthoarsenic H 3 AsO 4 و metaarsenic HAsO 3 و pyromensic H 4 As 2 O 7 معروفة ؛ لم يتم الحصول على آخر نوعين من الأحماض في الحالة الحرة. عندما يندمج الزرنيخ مع المعادن ، فإنه يشكل في الغالب مركبات (الزرنيخيدات).
الحصول على الزرنيخ.يتم الحصول على الزرنيخ في الصناعة عن طريق تسخين البايريت الزرنيخ:
FeAsS = FeS + As
أو (نادرًا) تقليل As 2 O 3 بالفحم. يتم تنفيذ كلتا العمليتين في معالجات طينية مقاومة للحرارة متصلة بجهاز استقبال لتكثيف بخار الزرنيخ. ينتج أنهيدريد الزرنيخ عن طريق التحميص المؤكسد لخامات الزرنيخ أو كمنتج ثانوي لتحميص الخامات المتعددة الفلزات ، التي تحتوي دائمًا تقريبًا على الزرنيخ. أثناء التحميص التأكسدي ، تتشكل أبخرة 2 O 3 ، والتي تتكثف في غرف الاصطياد. يتم تنقية الخام As 2 O 3 بالتسامي عند 500-600 درجة مئوية. المنقى As 2 O 3 يستخدم لإنتاج الزرنيخ ومستحضراته.
تطبيق الزرنيخ.يتم إدخال إضافات صغيرة من الزرنيخ (0.2-1.0٪ من الوزن) إلى الرصاص المستخدم لإنتاج طلقة بندقية (يزيد الزرنيخ من التوتر السطحي للرصاص المنصهر ، ونتيجة لذلك تأخذ اللقطة شكلًا قريبًا من الشكل الكروي ؛ يزيد الزرنيخ قليلاً من صلابة الرصاص). كبديل جزئي للأنتيمون ، يتم تضمين الزرنيخ في بعض النوى وسبائك الطباعة.
الزرنيخ النقي ليس سامًا ، ولكن جميع مركباته ، التي تذوب في الماء أو يمكن أن تتحول إلى محلول تحت تأثير العصارة المعدية ، شديدة السمية ؛ الهيدروجين الزرنيخ خطير بشكل خاص. من بين مركبات الزرنيخ المستخدمة في الإنتاج ، يعتبر أنهيدريد الزرنيخ هو الأكثر سمية. تحتوي جميع خامات الكبريتيد تقريبًا من المعادن غير الحديدية ، وكذلك الحديد (الكبريت) البيريت ، على خليط من الزرنيخ. لذلك ، أثناء التحميص المؤكسد ، إلى جانب ثاني أكسيد الكبريت SO 2 ، يتم تكوين 2 O 3 دائمًا ؛ يتكثف معظمها في قنوات الدخان ، ولكن في حالة عدم وجود مرافق المعالجة أو انخفاض كفاءتها ، فإن غازات العادم في أفران الخام تجذب كميات كبيرة من As 2 O 3. الزرنيخ النقي ، على الرغم من أنه ليس سامًا ، يتم تغليفه دائمًا بمادة سامة مثل 2 O 3 عند تخزينه في الهواء. في حالة عدم وجود تهوية مناسبة ، يكون من الخطير للغاية تخليل المعادن (الحديد والزنك) باستخدام أحماض الكبريتيك أو الهيدروكلوريك التقنية التي تحتوي على خليط من الزرنيخ ، حيث يتكون هيدروجين الزرنيخ في هذه الحالة.
الزرنيخ في الجسم.كعنصر ضئيل ، الزرنيخ موجود في كل مكان في الحياة البرية. متوسط محتوى الزرنيخ في التربة هو 4 · 10 -4٪ في رماد النبات - 3 · 10 -5٪. محتوى الزرنيخ في الكائنات البحريةأعلى من تلك الموجودة على اليابسة (في الأسماك 0.6-4.7 مجم لكل 1 كجم من المواد الخام تتراكم في الكبد). متوسط محتوى الزرنيخ في جسم الإنسان هو 0.08-0.2 ملغم / كغم. يتركز الزرنيخ في الدم في كريات الدم الحمراء ، حيث يرتبط بجزيء الهيموجلوبين (علاوة على ذلك ، يحتوي جزء الغلوبين على ضعف الكمية الموجودة في الهيم). أكبر عدديوجد (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 رئيسي) والغدد الجنسية وغيرها. في الأنسجة ، يوجد الزرنيخ في جزء البروتين الرئيسي ، وأقل بكثير في الجزء القابل للذوبان في الحمض ، ولا يوجد سوى جزء ضئيل منه في جزء الدهون. يشارك الزرنيخ في تفاعلات الأكسدة والاختزال: الانهيار التأكسدي للكربوهيدرات المعقدة ، والتخمير ، وتحلل السكر ، وما إلى ذلك. تستخدم مركبات الزرنيخ في الكيمياء الحيوية كمثبطات محددة للإنزيمات لدراسة التفاعلات الأيضية.
6.6. ملامح التركيب الإلكتروني لذرات الكروم والنحاس وبعض العناصر الأخرى
إذا نظرت بعناية في الملحق 4 ، فمن المحتمل أنك لاحظت أنه بالنسبة لذرات بعض العناصر ، فإن تسلسل ملء المدارات بالإلكترونات منتهك. أحيانًا تسمى هذه الانتهاكات "استثناءات" ، لكن الأمر ليس كذلك - لا استثناءات لقوانين الطبيعة!
العنصر الأول مع هذا الانتهاك هو الكروم. دعونا نفكر بمزيد من التفصيل في هيكلها الإلكتروني (الشكل 6.16 أ). تحتوي ذرة الكروم على 4 س-المستوى الفرعي ليس اثنين ، كما يتوقع المرء ، ولكنه إلكترون واحد فقط. لكن ل 3 د- المستوى الفرعي خمسة إلكترونات ، ولكن هذا المستوى الفرعي يتم ملؤه بعد 4 س-المستوى الفرعي (انظر الشكل 6.4). لفهم سبب حدوث ذلك ، دعنا ننظر إلى ماهية السحب الإلكترونية 3 دالمستوى الفرعي لهذه الذرة.
كل من الخمسة 3 د- السحاب في هذه الحالة يتكون من إلكترون واحد. كما تعلمون بالفعل من الفقرة 4 من هذا الفصل ، فإن السحابة الإلكترونية الشائعة لهذه الإلكترونات الخمسة كروية ، أو ، كما يقولون ، متناظرة كرويًا. حسب طبيعة توزيع كثافة الإلكترون في اتجاهات مختلفة ، فهو مشابه لـ 1 س-EO. تبين أن طاقة المستوى الفرعي الذي تشكل إلكتروناته مثل هذه السحابة أقل مما كانت عليه في حالة السحابة الأقل تناسقًا. في هذه الحالة ، طاقة المدارات 3 د- المستوى الفرعي يساوي الطاقة 4 سمداري. عندما ينكسر التناظر ، على سبيل المثال ، عندما يظهر الإلكترون السادس ، تكون طاقة المدارات 3 د- يصبح المستوى الفرعي مرة أخرى أكثر من طاقة 4 سمداري. لذلك ، تحتوي ذرة المنغنيز مرة أخرى على إلكترون ثانٍ مقابل 4 س-آو.
التناظر الكروي له سحابة مشتركة من أي مستوى فرعي مملوء بالإلكترونات نصفًا وكاملًا. يكون النقص في الطاقة في هذه الحالات ذا طبيعة عامة ولا يعتمد على ما إذا كان أي مستوى فرعي نصف أو مملوء بالكامل بالإلكترونات. وإذا كان الأمر كذلك ، فعلينا أن نبحث عن الانتهاك التالي في الذرة ، في غلاف الإلكترون الذي "يأتي" التاسع منه أخيرًا د-إلكترون. في الواقع ، تحتوي ذرة النحاس على 3 د- المستوى الفرعي 10 إلكترونات ، و 4 س- يوجد مستوى فرعي واحد فقط (الشكل 6.16 ب).
إن النقص في طاقة مدارات مستوى فرعي كامل أو نصف ممتلئ هو سبب عدد من الظواهر الكيميائية المهمة ، والتي سوف تتعرف على بعضها.
6.7 الإلكترونات الخارجية والتكافؤ والمدارات والمستويات الفرعية
في الكيمياء ، لا يتم دراسة خصائص الذرات المعزولة ، كقاعدة عامة ، لأن جميع الذرات تقريبًا ، كونها جزءًا من مواد مختلفة ، تشكل روابط كيميائية. تتشكل الروابط الكيميائية أثناء تفاعل الأصداف الإلكترونية للذرات. بالنسبة لجميع الذرات (باستثناء الهيدروجين) ، لا تشارك جميع الإلكترونات في تكوين الروابط الكيميائية: بالنسبة للبورون ، ثلاثة من خمسة إلكترونات للكربون ، وأربعة من ستة ، وعلى سبيل المثال ، للباريوم ، اثنان من أصل خمسين- ستة. تسمى هذه الإلكترونات "النشطة" إلكترونات التكافؤ.
في بعض الأحيان يتم الخلط بين إلكترونات التكافؤ خارجيالإلكترونات ، لكنها ليست نفس الشيء.
السحب الإلكترونية للإلكترونات الخارجية لها أقصى نصف قطر (والقيمة القصوى لعدد الكم الرئيسي).
إن الإلكترونات الخارجية هي التي تشارك في تكوين الروابط في المقام الأول ، وذلك فقط لأنه عندما تقترب الذرات من بعضها البعض ، تتلامس الغيوم الإلكترونية التي تشكلها هذه الإلكترونات أولاً وقبل كل شيء. ولكن إلى جانبهم ، يمكن أيضًا أن يشارك جزء من الإلكترونات في تكوين رابطة. قبل الخارجية(قبل الأخيرة) ، ولكن فقط إذا كانت لديهم طاقة لا تختلف كثيرًا عن طاقة الإلكترونات الخارجية. كل من هذه الإلكترونات وغيرها من الإلكترونات للذرة تكافؤ. (في اللانثانيدات والأكتينيدات ، حتى بعض الإلكترونات "السابقة للخارج" تكافؤ)
طاقة إلكترونات التكافؤ أكبر بكثير من طاقة إلكترونات الذرة الأخرى ، وتختلف إلكترونات التكافؤ في الطاقة عن بعضها البعض بشكل أقل.
تكون الإلكترونات الخارجية دائمًا متكافئة فقط إذا كان بإمكان الذرة تكوين روابط كيميائية على الإطلاق. لذلك ، كلا إلكترونين ذرة الهليوم هما خارجيان ، لكن لا يمكن تسميتهما التكافؤ ، لأن ذرة الهليوم لا تشكل أي روابط كيميائية على الإطلاق.
تحتل إلكترونات التكافؤ مدارات التكافؤ، والذي بدوره شكل المستويات الفرعية التكافؤ.
كمثال ، ضع في اعتبارك ذرة حديد يظهر تكوينها الإلكتروني في الشكل. 6.17. من إلكترونات ذرة الحديد ، العدد الكمي الأساسي الأقصى ( ن= 4) فقط اثنين 4 س-إلكترون. لذلك ، هم الإلكترونات الخارجية لهذه الذرة. المدارات الخارجية لذرة الحديد كلها مدارات بها ن= 4 ، والمستويات الفرعية الخارجية هي جميع المستويات الفرعية التي شكلتها هذه المدارات ، أي 4 س-,
4ص-, 4د- و 4 F-EEPU.
الإلكترونات الخارجية هي دائمًا تكافؤ ، لذلك ، 4 س- إلكترونات ذرة الحديد هي إلكترونات تكافؤ. وإذا كان الأمر كذلك ، فعندئذٍ 3 د- الإلكترونات ذات الطاقة الأعلى قليلاً ستكون أيضًا تكافؤًا. في المستوى الخارجي لذرة الحديد ، بالإضافة إلى المستوى 4 المملوء س-AO لا يزال هناك مجاني 4 ص-, 4د- و 4 F-آو. كلها خارجية ، لكن 4 منها فقط تكافؤ ص-AO ، لأن طاقة المدارات المتبقية أعلى بكثير ، وظهور الإلكترونات في هذه المدارات لا يفيد ذرة الحديد.
إذن ، ذرة الحديد
المستوى الإلكتروني الخارجي - الرابع ،
المستويات الخارجية - 4 س-, 4ص-, 4د- و 4 F-EEPU ،
المدارات الخارجية - 4 س-, 4ص-, 4د- و 4 F-أو ،
الإلكترونات الخارجية - اثنان 4 س-إلكترون (4 س 2),
الطبقة الخارجية للإلكترون هي الرابعة ،
سحابة إلكترونية خارجية - 4 س-EO
المستويات الفرعية التكافؤ - 4 س-, 4ص- و 3 د-EEPU ،
مدارات التكافؤ - 4 س-, 4ص- و 3 د-أو ،
إلكترونات التكافؤ - اثنان 4 س-إلكترون (4 س 2) وستة 3 د-الإلكترونات (3 د 6).
يمكن ملء المستويات الفرعية من التكافؤ جزئيًا أو كليًا بالإلكترونات ، أو يمكن أن تظل حرة على الإطلاق. مع زيادة شحنة النواة ، تنخفض قيم الطاقة لجميع المستويات الفرعية ، ولكن بسبب تفاعل الإلكترونات مع بعضها البعض ، تتناقص طاقة المستويات الفرعية المختلفة مع "سرعة" مختلفة. طاقة ممتلئة بالكامل د- و F- تنخفض المستويات الفرعية كثيرًا لدرجة أنها لم تعد تكافؤًا.
كمثال ، تأمل ذرات التيتانيوم والزرنيخ (الشكل 6.18).
في حالة ذرة التيتانيوم 3 د- تمتلئ وحدة حماية البيئة جزئيًا بالإلكترونات ، وطاقتها أكبر من طاقة 4 س-EEPU و 3 د-الإلكترونات هي التكافؤ. في ذرة الزرنيخ 3 د- تمتلئ وحدة المعالجة الإلكترونية بالكامل بالإلكترونات ، وطاقتها أقل بكثير من الطاقة 4 س-EEPU ، وبالتالي 3 د-الإلكترونات ليست تكافؤ.
في هذه الأمثلة ، قمنا بتحليلها التكوين الإلكتروني التكافؤذرات التيتانيوم والزرنيخ.
يتم وصف التكوين الإلكتروني التكافؤ للذرة على أنه صيغة التكافؤ الإلكترونية، أو في النموذج مخطط الطاقة للمستويات الفرعية التكافؤ.
VALENCE ELECTRONES، EXTERNAL ELECTRONES، VALENCE EPU، VALENCE AO، VALENCE ELECTRON CONFIGURATION OF THE ATOM، VALENCE ELECTRON FORMULA، VALENCE SUBLEVEL DIAGRAM.
1. في مخططات الطاقة التي قمت بتجميعها وفي الصيغ الإلكترونية الكاملة للذرات Na و Mg و Al و Si و P و S و Cl و Ar ، تشير إلى الإلكترونات الخارجية وإلكترونات التكافؤ. اكتب معادلات التكافؤ الإلكترونية لهذه الذرات. في مخططات الطاقة ، قم بتمييز الأجزاء المقابلة لمخططات الطاقة لمستويات التكافؤ الفرعية.
2. ما هو مشترك بين التكوينات الإلكترونية للذرات أ) Li و Na و B و Al و O و S و Ne و Ar ؛ ب) الزنك والمغنيسيوم والسكريات والألمنيوم والكروم والزنك والتي تي والسيليكون ؛ ج) H و He و Li و O و K و Kr و Sc و Ga. ما هي اختلافاتهم
3. كم عدد مستويات التكافؤ الفرعية في غلاف الإلكترون لذرة كل عنصر من العناصر: أ) الهيدروجين والهيليوم والليثيوم ، ب) النيتروجين والصوديوم والكبريت ، ج) البوتاسيوم والكوبالت والجرمانيوم
4. كم عدد مدارات التكافؤ المملوءة بالكامل عند ذرة أ) البورون ، ب) الفلور ، ج) الصوديوم؟
5. كم عدد المدارات التي تحتوي على إلكترون غير مزاوج تحتوي ذرة على أ) البورون ، ب) الفلور ، ج) الحديد
6. كم عدد المدارات الخارجية الحرة التي تمتلكها ذرة المنغنيز؟ كم عدد التكافؤات المجانية؟
7. في الدرس التالي ، قم بإعداد شريط من الورق بعرض 20 مم ، وقسمه إلى خلايا (20 × 20 مم) ، وقم بتطبيق سلسلة طبيعية من العناصر على هذا الشريط (من الهيدروجين إلى الميتريوم).
8. في كل خلية ، ضع رمز العنصر ورقمه التسلسلي وصيغة التكافؤ الإلكترونية ، كما هو موضح في الشكل. 6.19 (استخدم الملحق 4).
6.8 تنظيم الذرات وفقًا لهيكل غلافها الإلكتروني
يعتمد تنظيم العناصر الكيميائية على التسلسل الطبيعي للعناصر
و مبدأ تشابه قذائف الإلكترونذراتهم.
أنت تعرف بالفعل النطاق الطبيعي للعناصر الكيميائية. الآن دعنا نتعرف على مبدأ تشابه قذائف الإلكترون.
بالنظر إلى صيغ التكافؤ الإلكترونية للذرات في NRE ، من السهل العثور على أنها تختلف فقط في قيم عدد الكم الرئيسي لبعض الذرات. على سبيل المثال ، 1 س 1 للهيدروجين ، 2 س 1 لليثيوم ، 3 س 1 للصوديوم ، إلخ. أو 2 س 2 2ص 5 للفلور ، 3 س 2 3ص 5 للكلور ، 4 س 2 4ص 5 للبروم ، إلخ. وهذا يعني أن المناطق الخارجية لسحب إلكترونات التكافؤ لهذه الذرات متشابهة جدًا في الشكل وتختلف فقط في الحجم (وبالطبع ، في كثافة الإلكترون). وإذا كان الأمر كذلك ، فيمكن استدعاء السحب الإلكترونية لهذه الذرات وتكوينات التكافؤ المقابلة لها مشابه. بالنسبة لذرات العناصر المختلفة ذات التكوينات الإلكترونية المتشابهة ، يمكننا الكتابة الصيغ الإلكترونية التكافؤ المشترك: نانوثانية 1 في الحالة الأولى و نانوثانية 2 np 5 في الثانية. بالانتقال على طول السلسلة الطبيعية للعناصر ، يمكن للمرء أن يجد مجموعات أخرى من الذرات ذات تكوينات تكافؤ مماثلة.
هكذا، في السلسلة الطبيعية للعناصر ، تحدث بانتظام ذرات ذات تكوينات إلكترونية متكافئة مماثلة.
هذا هو مبدأ تشابه أغلفة الإلكترون.
دعونا نحاول الكشف عن شكل هذا الانتظام. للقيام بذلك ، سوف نستخدم السلسلة الطبيعية للعناصر التي قمت بإنشائها.
تبدأ NRE بالهيدروجين ، الذي تكون صيغته الإلكترونية التكافؤ 1 سواحد . بحثًا عن تكوينات تكافؤ مماثلة ، قمنا بقص السلسلة الطبيعية للعناصر أمام العناصر باستخدام صيغة إلكترونية مشتركة للتكافؤ نانوثانية 1 (أي قبل الليثيوم ، قبل الصوديوم ، إلخ). لقد تلقينا ما يسمى ب "فترات" من العناصر. دعونا نضيف "الفترات" الناتجة بحيث تصبح صفوف جدول (انظر الشكل 6.20). نتيجة لذلك ، لن يكون لهذه التكوينات الإلكترونية سوى ذرات أول عمودين من الجدول.
دعنا نحاول تحقيق تشابه في التكوينات الإلكترونية التكافؤ في أعمدة أخرى من الجدول. للقيام بذلك ، قمنا بقص العناصر بالأرقام 58-71 و 90-103 من الفترتين السادسة والسابعة (لديهم 4 F- و 5 F-المستويات الفرعية) وضعها تحت الطاولة. سيتم إزاحة رموز العناصر المتبقية أفقيًا كما هو موضح في الشكل. بعد ذلك ، سيكون لذرات العناصر الموجودة في نفس العمود من الجدول تكوينات تكافؤ مماثلة ، والتي يمكن التعبير عنها في الصيغ الإلكترونية العامة للتكافؤ: نانوثانية 1 , نانوثانية 2 , نانوثانية 2 (ن–1)د 1 , نانوثانية 2 (ن–1)د 2 وهلم جرا حتى نانوثانية 2 np 6. يتم تفسير جميع الانحرافات عن معادلات التكافؤ العامة بنفس الأسباب كما في حالة الكروم والنحاس (انظر الفقرة 6.6).
كما ترون ، باستخدام NRE وتطبيق مبدأ تشابه أغلفة الإلكترون ، تمكنا من تنظيم العناصر الكيميائية. يسمى هذا النظام من العناصر الكيميائية طبيعي >> صفة، لأنها تستند فقط إلى قوانين الطبيعة. الجدول الذي تلقيناه (الشكل 6.21) هو أحد طرق تصوير النظام الطبيعي للعناصر بيانياً ويسمى جدول زمني طويل للعناصر الكيميائية.
مبدأ تشابه الأصداف الإلكترونية ، النظام الطبيعي للعناصر الكيميائية (النظام "الدوري") ، جدول العناصر الكيميائية.
6.9 جدول زمني طويل للعناصر الكيميائية
دعنا نتعرف بمزيد من التفصيل على هيكل جدول الفترة الطويلة للعناصر الكيميائية.
صفوف هذا الجدول ، كما تعلم بالفعل ، تسمى "فترات" من العناصر. تم ترقيم الفترات بالأرقام العربية من 1 إلى 7. لا يوجد سوى عنصرين في الفترة الأولى. يتم استدعاء الفترتين الثانية والثالثة ، التي تحتوي كل منها على ثمانية عناصر قصيرفترات. يتم استدعاء الفترتين الرابعة والخامسة ، التي تحتوي كل منها على 18 عنصرًا طويلفترات. تسمى الفترتان السادسة والسابعة ، التي تحتوي كل منها على 32 عنصرًا طويل جدافترات.
تسمى أعمدة هذا الجدول مجموعاتعناصر. يشار إلى أرقام المجموعة بأرقام رومانية بأحرف لاتينية A أو B.
عناصر بعض المجموعات لها أسماء (مجموعة) مشتركة خاصة بها: عناصر مجموعة IA (Li، Na، K، Rb، Cs، Fr) - العناصر القلوية(أو العناصر المعدنية القلوية) ؛ عناصر المجموعة IIA (Ca ، Sr ، Ba ، Ra) - عناصر الأرض القلوية(أو العناصر المعدنية القلوية الترابية) (تشير أسماء "الفلزات القلوية" وفلزات الأرض القلوية "إلى مواد بسيطة تكونت بواسطة العناصر المعنية ولا يجب استخدامها كأسماء لمجموعات العناصر) ؛ عناصر المجموعة VIA (O ، S ، Se ، Te ، Po) - الكالكوجينات، عناصر المجموعة VIIA (F، Cl، Br، I، At) - الهالوجينات، عناصر المجموعة VIIIA (He ، Ne ، Ar ، Kr ، Xe ، Rn) - عناصر الغازات النبيلة(الاسم التقليدي "الغازات النبيلة" ينطبق أيضًا على المواد البسيطة)
العناصر الموضوعة عادة في الجزء السفلي من الجدول مع الأرقام التسلسلية 58-71 (Ce - Lu) تسمى اللانثانيدات("اللانثانم التالي") ، والعناصر ذات الأرقام التسلسلية 90-103 (Th - Lr) - الأكتينيدات("الأكتينيوم التالي"). يوجد متغير من جدول الفترة الطويلة ، حيث لا يتم قطع اللانثانيدات والأكتينيدات من NRE ، ولكنها تبقى في أماكنها لفترات طويلة جدًا. هذا الجدول يسمى في بعض الأحيان فترة طويلة اضافية.
جدول الفترة الطويلة مقسم إلى أربعة منع(أو أقسام).
ق كتلةيتضمن عناصر من مجموعات IA و IIA مع الصيغ الإلكترونية المشتركة التكافؤ نانوثانية 1 و نانوثانية 2
(عناصر ق).
ف بلوكيتضمن عناصر من المجموعة IIIA إلى VIIIA مع صيغ إلكترونية مشتركة للتكافؤ من نانوثانية 2 np 1 ل نانوثانية 2 np 6 (ف العناصر).
د بلوكيتضمن عناصر من مجموعة 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 ( و العناصر).
عناصر س- و ص-الكتل تشكل المجموعات A والعناصر د-الكتلة- مجموعة ب من نظام العناصر الكيميائية. الجميع F-العناصر مدرجة رسميًا في المجموعة IIIB.
عناصر الفترة الأولى - الهيدروجين والهيليوم - هي س-العناصر ويمكن وضعها في مجموعات IA و IIA. لكن غالبًا ما يتم وضع الهيليوم في المجموعة VIIIA كعنصر تنتهي به الفترة ، وهو ما يتوافق تمامًا مع خصائصه (الهيليوم ، مثل كل العناصر الأخرى مواد بسيطةتتكون من عناصر هذه المجموعة غاز نبيل). 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 للذرات نانوثانية 1 ، نظرًا لأنه من هذه الذرات يبدأ تكوين طبقة الإلكترون التالية ، وينتهي بعنصر بتكوين التكافؤ للذرات نانوثانية 2 np 6 (باستثناء الفترة الأولى). هذا يجعل من السهل تحديد مجموعات المستويات الفرعية في مخطط الطاقة المملوء بالإلكترونات في ذرات كل فترة (الشكل 6.22). قم بهذا العمل مع جميع المستويات الفرعية الموضحة في النسخة التي أنشأتها من الشكل 6.4. المستويات الفرعية الموضحة في الشكل 6.22 (باستثناء المستويات المعبأة بالكامل د- و F-المستويات الفرعية) هي التكافؤ لذرات جميع عناصر فترة معينة.
الظهور في فترات س-, ص-, د- أو F- العناصر متوافقة تمامًا مع تسلسل التعبئة س-, ص-, د- أو F- المستويات الفرعية للإلكترونات. تسمح هذه الميزة لنظام العناصر ، بمعرفة الفترة والمجموعة ، التي تتضمن عنصرًا معينًا ، بكتابة تكافؤها على الفور الصيغة الإلكترونية.
جدول الفترات الطويلة للعناصر الكيميائية ، الكتل ، الفترات ، المجموعات ، العناصر القلوية ، عناصر الأرض القلوية ، الكالجينات ، الهالوجينات ، عناصر الغازات النبيلة ، اللانثانويد ، الأكتينويد.
اكتب الصيغ الإلكترونية العامة للتكافؤ لذرات العناصر أ) مجموعات IVA و IVB ، ب) مجموعات IIIA و VIIB؟
2. ما هو الشائع بين التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر A و B المجموعة؟ كيف يختلفون؟
3. كم عدد مجموعات العناصر المدرجة في أ) س- بلوك ، ب) ص- بلوك ، ج) د-منع؟
4. تابع الشكل 30 في اتجاه زيادة طاقة المستويات الفرعية وحدد مجموعات المستويات الفرعية المملوءة بالإلكترونات في الفترات الرابعة والخامسة والسادسة.
5. اكتب مستويات التكافؤ الفرعية للذرات أ) الكالسيوم ، ب) الفوسفور ، ج) التيتانيوم ، د) الكلور ، هـ) الصوديوم. 6. قم بصياغة كيفية اختلاف العناصر s و p و d عن بعضها البعض.
7. اشرح سبب انتماء الذرة إلى أي عنصر يتحدد بعدد البروتونات في النواة وليس بواسطة كتلة هذه الذرة.
8. بالنسبة لذرات الليثيوم والألمنيوم والسترونشيوم والسيلينيوم والحديد والرصاص ، قم بعمل تكافؤ وصيغ إلكترونية كاملة ومختصرة ورسم مخططات طاقة للمستويات الفرعية التكافؤ. 9. الذرات التي تتوافق عناصرها مع الصيغ الإلكترونية التالية التكافؤ: 3 س 1 , 4س 1 3د 1 ، 2 ثانية 2 2 ص 6 , 5س 2 5ص 2 , 5س 2 4د 2 ?
6.10. أنواع الصيغ الإلكترونية للذرة. خوارزمية تجميعها
لأغراض مختلفة ، نحتاج إلى معرفة التكوين الكامل أو التكوين التكافؤ للذرة. يمكن تمثيل كل من هذه التكوينات الإلكترونية بواسطة صيغة ومخطط للطاقة. بمعنى آخر، التكوين الإلكتروني الكامل للذرةأعربت الصيغة الإلكترونية الكاملة للذرة، أو رسم تخطيطي للطاقة الكاملة للذرة. بدوره ، تكوين إلكترون التكافؤ للذرةأعربت التكافؤ(أو كما يطلق عليه غالبًا ، " قصير ") الصيغة الإلكترونية للذرة، أو رسم تخطيطي لمستويات التكافؤ الفرعية للذرة(الشكل 6.23).
في السابق ، صنعنا صيغًا إلكترونية للذرات باستخدام الأرقام الترتيبية للعناصر. في 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, 7سإلخ. وفقط عن طريق كتابة الصيغة الإلكترونية الكاملة ، يمكننا أيضًا كتابة صيغة التكافؤ.
من الأنسب كتابة معادلة التكافؤ الإلكترونية للذرة ، والتي تُستخدم غالبًا ، بناءً على موضع العنصر في نظام العناصر الكيميائية ، وفقًا لإحداثيات مجموعة الفترة.
دعونا نفكر بالتفصيل في كيفية عمل ذلك للعناصر س-, ص- و د- كتل.
للعناصر س- تتكون الصيغة الإلكترونية من كتلة التكافؤ للذرة من ثلاثة رموز. بشكل عام ، يمكن كتابتها على النحو التالي:
في المقام الأول (بدلاً من خلية كبيرة) هو رقم الفترة (يساوي العدد الكمي الرئيسي لهذه س-الإلكترون) ، وفي الثالث (في مرتفع) - عدد المجموعة (يساوي عدد إلكترونات التكافؤ). بأخذ ذرة المغنيسيوم كمثال (الفترة الثالثة ، المجموعة IIA) ، نحصل على:
للعناصر ص- تتكون الصيغة الإلكترونية من كتلة التكافؤ للذرة من ستة رموز:
هنا ، بدلاً من الخلايا الكبيرة ، يتم وضع رقم الفترة أيضًا (يساوي العدد الكمي الرئيسي لهذه الخلايا س- و ص-electrons) ورقم المجموعة ( يساوي الرقمإلكترونات التكافؤ) مساوية لمجموع الحروف العالية. بالنسبة لذرة الأكسجين (الفترة الثانية ، مجموعة VIA) نحصل على:
2س 2 2ص 4 .
صيغة التكافؤ الإلكترونية لمعظم العناصر ديمكن كتابة الكتلة على النحو التالي:
كما في الحالات السابقة ، هنا بدلاً من الخلية الأولى ، يتم وضع رقم الفترة (يساوي العدد الكمي الرئيسي لهذه سالإلكترونات). تبين أن الرقم الموجود في الخلية الثانية أقل بمقدار واحد ، نظرًا لأن العدد الكمي الرئيسي لهؤلاء د-الإلكترونات. رقم المجموعة هنا يساوي أيضًا مجموع المؤشرات. مثال على ذلك هو صيغة التكافؤ الإلكترونية من التيتانيوم (الفترة الرابعة ، مجموعة IVB): 4 س 2 3د 2 .
رقم المجموعة يساوي مجموع المؤشرات وعناصر مجموعة VIB ، لكنهم ، كما تتذكر ، في التكافؤ س-المستوى الفرعي يحتوي على إلكترون واحد فقط ، والصيغة الإلكترونية العامة للتكافؤ نانوثانية 1 (ن–1)د 5. لذلك ، فإن صيغة التكافؤ الإلكترونية ، على سبيل المثال ، الموليبدينوم (الفترة الخامسة) هي 5 س 1 4د 5 .
من السهل أيضًا عمل معادلة إلكترونية تكافؤ لأي عنصر من عناصر مجموعة IB ، على سبيل المثال ، الذهب (الفترة 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 روابط كيميائية.
الصيغة الإلكترونية العامة للتكافؤ لذرات عناصر المجموعة IIB هي - نانوثانية 2 (ن – 1)دعشرة. لذلك ، فإن صيغة التكافؤ الإلكترونية ، على سبيل المثال ، لذرة الزنك هي 4 س 2 3د 10 .
قواعد عامةتطيع الصيغ الإلكترونية التكافؤ لعناصر الثالوث الأول (Fe و Co و Ni) أيضًا. الحديد ، أحد عناصر المجموعة VIIIB ، له صيغة إلكترونية تكافؤ 4 س 2 3د 6. ذرة الكوبالت لها واحدة د-إلكترون أكثر (4 س 2 3د 7) ، بينما تحتوي ذرة النيكل على اثنين (4 س 2 3د 8).
باستخدام هذه القواعد فقط لكتابة صيغ التكافؤ الإلكترونية ، من المستحيل تكوين الصيغ الإلكترونية لذرات البعض د-العناصر (Nb ، Ru ، Rh ، Pd ، Ir ، Pt) ، حيث أن ملء المستويات الفرعية التكافؤ بالإلكترونات بها بعض الميزات الإضافية بسبب الميل إلى قذائف الإلكترون شديدة التناظر.
بمعرفة صيغة التكافؤ الإلكترونية ، يمكن للمرء أيضًا كتابة الصيغة الإلكترونية الكاملة للذرة (انظر أدناه).
في كثير من الأحيان ، بدلاً من الصيغ الإلكترونية الكاملة المرهقة ، يكتبون الصيغ الإلكترونية المختصرةذرات. لتجميعها في الصيغة الإلكترونية ، يتم تحديد جميع إلكترونات الذرة باستثناء إلكترونات التكافؤ ، ووضع رموزها بين قوسين مربعين وجزء من الصيغة الإلكترونية يتوافق مع الصيغة الإلكترونية لذرة العنصر الأخير من العنصر السابق. يتم استبدال النقطة (العنصر الذي يشكل الغاز النبيل) برمز هذه الذرة.
أمثلة على الصيغ الإلكترونية من أنواع مختلفة موضحة 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 لتجميع الصيغ الإلكترونية للذرات (على سبيل المثال من ذرة اليود)
№ |
عملية |
نتيجة |
|
حدد إحداثيات الذرة في جدول العناصر. |
الفترة 5 ، المجموعة VIIA |
||
اكتب صيغة التكافؤ الإلكترونية. |
5س 2 5ص 5 |
||
أضف 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 مراعاة انخفاض الطاقة المملوءة بالكامل د- و F- المستويات الفرعية ، اكتب الصيغة الإلكترونية الكاملة. |
|
||
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 التكوين الإلكتروني لذرة الغازات النبيلة السابقة. |
|||
اكتب الصيغة الإلكترونية المختصرة ، مع ضمها جميعًا بين قوسين معقوفين غير التكافؤالإلكترونات. |
5س 2 5ص 5 |
ملاحظات
1. بالنسبة لعناصر الفترتين الثانية والثالثة ، تؤدي العملية الثالثة (بدون الرابعة) على الفور إلى صيغة إلكترونية كاملة.
2. (ن – 1)د 10- تظل الإلكترونات متكافئة عند ذرات عناصر مجموعة IB.
الصيغة الإلكترونية الكاملة ، الصيغة الإلكترونية VALENCE ، الصيغة الإلكترونية المختصرة ، الخوارزمية لتكوين الصيغة الإلكترونية للذرات.
1. يؤلف معادلة التكافؤ الإلكترونية لذرة العنصر أ) الفترة الثانية من المجموعة أ الثالثة ، ب) الفترة الثالثة من المجموعة أ الثانية ، ج) الفترة الرابعة من المجموعة أ الرابعة.
2. عمل صيغ إلكترونية مختصرة من ذرات المغنيسيوم والفوسفور والبوتاسيوم والحديد والبرومين والأرجون.
6.11. جدول الفترة القصيرة للعناصر الكيميائية
على مدى أكثر من 100 عام مرت منذ اكتشاف النظام الطبيعي للعناصر ، تم اقتراح عدة مئات من أكثر الجداول تنوعًا والتي تعكس هذا النظام بيانياً. من بين هؤلاء ، بالإضافة إلى جدول الفترة الطويلة ، ما يسمى بجدول الفترة القصيرة لعناصر D. I. Mendeleev هو الأكثر استخدامًا على نطاق واسع. يتم الحصول على جدول الفترة القصيرة من فترة طويلة ، إذا تم قطع الفترات الرابعة والخامسة والسادسة والسابعة أمام عناصر مجموعة IB ، وتم فصلها عن بعضها وإضافة الصفوف الناتجة بالطريقة نفسها التي نضيفها أضاف الفترات من قبل. تظهر النتيجة في الشكل 6.24.
يتم وضع اللانثانيدات والأكتينيدات أيضًا تحت الجدول الرئيسي هنا.
في مجموعاتيحتوي هذا الجدول على العناصر التي تحتوي ذراتها نفس عدد إلكترونات التكافؤبغض النظر عن المدارات التي توجد فيها هذه الإلكترونات. لذا فإن عناصر الكلور (عنصر نموذجي يتكون من مادة غير فلزية ؛ 3 س 2 3ص 5) والمنغنيز (عنصر تشكيل المعادن ؛ 4 س 2 3د 5) ، التي لا تمتلك تشابه قذائف الإلكترون ، تقع هنا في نفس المجموعة السابعة. الحاجة إلى التمييز بين هذه العناصر تجعل من الضروري التفرد في مجموعات مجموعات فرعية: الأساسية- نظائرها من المجموعات A لجدول الفترة الطويلة و آثار جانبيةهي نظائرها من المجموعات ب. في الشكل 34 ، تم إزاحة رموز عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية إلى اليسار ، ورموز عناصر المجموعات الفرعية الثانوية إلى اليمين.
صحيح أن مثل هذا الترتيب للعناصر في الجدول له مزايا أيضًا ، لأن عدد إلكترونات التكافؤ هو الذي يحدد بشكل أساسي احتمالات التكافؤذرة.
يعكس جدول الفترة الطويلة قوانين التركيب الإلكتروني للذرات ، والتشابه وأنماط التغيرات في خواص المواد والمركبات البسيطة حسب مجموعات العناصر ، والتغير المنتظم في عدد من الكميات الفيزيائية التي تميز الذرات والمواد البسيطة والمركبات في جميع أنحاء نظام العناصر ، وأكثر من ذلك بكثير. جدول الفترة القصيرة أقل ملاءمة في هذا الصدد.
جدول الفترات القصيرة ، المجموعات الفرعية الرئيسية ، المجموعات الثانوية الثانوية.
1. قم بتحويل جدول الفترة الطويلة الذي قمت بإنشائه من سلسلة العناصر الطبيعية إلى جدول قصير المدة. قم بإجراء التحويل العكسي.
2. هل من الممكن عمل صيغة الكترونية تكافؤ عامة لذرات عناصر مجموعة واحدة لجدول فترة قصيرة؟ لماذا ا؟
6.12. أحجام الذرة. نصف قطر المداري
.الذرة ليس لها حدود واضحة. ما هو حجم الذرة المعزولة؟ نواة الذرة محاطة بغلاف إلكتروني ، وتتكون القشرة من غيوم إلكترونية. حجم EO يتميز بنصف قطر صس. جميع السحب في الطبقة الخارجية لها نفس نصف القطر تقريبًا. لذلك ، يمكن تمييز حجم الذرة بهذا نصف القطر. تسمى نصف القطر المداري للذرة(ص 0).
ترد قيم نصف القطر المداري للذرات في الملحق 5.
يعتمد نصف قطر EO على شحنة النواة وعلى مدار الإلكترون الذي يشكل هذه السحابة. وبالتالي ، فإن نصف القطر المداري للذرة يعتمد أيضًا على هذه الخصائص نفسها.
ضع في اعتبارك الغلاف الإلكتروني لذرات الهيدروجين والهيليوم. تقع الإلكترونات في ذرة الهيدروجين وفي ذرة الهيليوم على 1 س-آو ، وسحبها سيكون لها نفس الحجم إذا كانت شحنات نوى هذه الذرات متماثلة. لكن شحنة نواة ذرة الهيليوم هي ضعف شحنة نواة ذرة الهيدروجين. وفقًا لقانون كولوم ، فإن قوة الجذب المؤثرة على كل من إلكترونات ذرة الهيليوم هي ضعف قوة جذب الإلكترون لنواة ذرة الهيدروجين. لذلك ، يجب أن يكون نصف قطر ذرة الهيليوم أصغر بكثير من نصف قطر ذرة الهيدروجين. وهناك: ص 0 (ذكر) / ص 0 (H) \ u003d 0.291 E / 0.529 E 0.55.
تحتوي ذرة الليثيوم على إلكترون خارجي عند 2 س-AO ، أي يشكل سحابة من الطبقة الثانية. بطبيعة الحال ، يجب أن يكون نصف قطرها أكبر. هل حقا: ص 0 (لي) = 1.586 ج.
تحتوي ذرات العناصر المتبقية من الفترة الثانية على إلكترونات خارجية (و 2 س، و 2 ص) في نفس طبقة الإلكترون الثانية ، وتزداد شحنة نواة هذه الذرات مع زيادة الرقم التسلسلي. تنجذب الإلكترونات بقوة أكبر إلى النواة ، وبطبيعة الحال ، ينخفض نصف قطر الذرات. يمكننا تكرار هذه الحجج لذرات عناصر الفترات الأخرى ، ولكن مع توضيح واحد: يتناقص نصف قطر المدار بشكل رتيب فقط عندما يتم ملء كل مستوى من المستويات الفرعية.
لكن إذا تجاهلنا التفاصيل ، فإن الطبيعة العامة للتغيير في حجم الذرات في نظام من العناصر تكون على النحو التالي: مع زيادة الرقم التسلسلي في فترة ما ، ينخفض نصف القطر المداري للذرات ، وفي مجموعة يزدادون. أكبر ذرة هي ذرة السيزيوم ، وأصغر ذرة هيليوم ، ولكن من ذرات العناصر التي تشكل المركبات الكيميائية (الهيليوم والنيون لا تشكلهم) ، وأصغر ذرة الفلور.
معظم ذرات العناصر ، التي تقف في السلسلة الطبيعية بعد اللانثانيدات ، لها أنصاف أقطار مدارية أصغر إلى حد ما مما قد يتوقعه المرء ، بناءً على القوانين العامة. هذا يرجع إلى حقيقة أن 14 لانثانيدًا تقع بين اللانثانم والهافنيوم في نظام العناصر ، وبالتالي فإن الشحنة النووية لذرة الهافنيوم هي 14 هأكثر من اللانثانم. لذلك ، تنجذب الإلكترونات الخارجية لهذه الذرات إلى النواة بقوة أكبر مما تنجذب في غياب اللانثانيدات (يُطلق على هذا التأثير غالبًا "انكماش اللانثانيد").
يرجى ملاحظة أنه عند الانتقال من ذرات عناصر المجموعة VIIIA إلى ذرات عناصر المجموعة IA ، يزداد نصف القطر المداري بشكل مفاجئ. وبالتالي ، تبين أن اختيارنا للعناصر الأولى لكل فترة (انظر الفقرة 7) كان صحيحًا.
الشعاع المداري للذرة ، تغيره في نظام العناصر.
1. وفقًا للبيانات الواردة في التذييل 5 ، ارسم على ورق الرسم البياني اعتماد نصف القطر المداري للذرة على الرقم التسلسلي للعنصر للعناصر ذات ضمن 1 إلى 40. طول المحور الأفقي 200 مم ، وطول المحور الرأسي 100 مم.
2. كيف يمكنك تمييز ظهور الخط المكسور الناتج؟
6.13. طاقة تأين الذرة
إذا أعطيت إلكترونًا في طاقة إضافية من الذرة (ستتعلم كيفية القيام بذلك من 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. ولكن إذا كانت الطاقة الممنوحة للإلكترون كبيرة بدرجة كافية ، فيمكن للإلكترون أن ينفصل تمامًا عن الذرة ، بينما تتفكك الذرة مؤينأي أنه يتحول إلى أيون موجب الشحنة ( الكاتيون). الطاقة اللازمة للقيام بذلك تسمى طاقة التأين للذرة(هو).
من الصعب جدًا تمزيق إلكترون من ذرة واحدة وقياس الطاقة المطلوبة لذلك ، لذلك يتم تحديده واستخدامه عمليًا طاقة التأين المولي(ه وم).
تُظهر طاقة التأين المولي أقل طاقة مطلوبة لفصل مول واحد من الإلكترونات عن مول واحد من الذرات (إلكترون واحد من كل ذرة). تُقاس هذه القيمة عادةً بالكيلوجول لكل مول. وترد قيم طاقة التأين المولي للإلكترون الأول لمعظم العناصر في الملحق 6.
كيف تعتمد طاقة التأين للذرة على موضع العنصر في نظام العناصر ، أي كيف تتغير في المجموعة والفترة؟
من الناحية الفيزيائية ، فإن طاقة التأين تساوي العمل الذي يجب إنفاقه للتغلب على قوة جذب إلكترون إلى ذرة عند نقل إلكترون من ذرة إلى مسافة لا نهائية منها.
أين فهي شحنة الإلكترون ، سهي شحنة الكاتيون المتبقية بعد إزالة الإلكترون ، و صس هو نصف القطر المداري للذرة.
و ف، و سهي قيم ثابتة ، ويمكن استنتاج أن عمل فصل الإلكترون لكنومعها طاقة التأين هو تتناسب عكسيا مع نصف قطر مدار الذرة.
بعد تحليل قيم نصف القطر المداري لذرات العناصر المختلفة والقيم المقابلة لطاقة التأين الواردة في الملحقين 5 و 6 ، يمكنك أن ترى أن الاعتماد بين هذه القيم قريب من التناسب ، ولكن إلى حد ما مختلف عنه. السبب في أن استنتاجنا لا يتفق جيدًا مع البيانات التجريبية هو أننا استخدمنا نموذجًا تقريبيًا للغاية لا يأخذ في الاعتبار العديد من العوامل المهمة. ولكن حتى هذا النموذج التقريبي سمح لنا باستخلاص النتيجة الصحيحة التي مفادها أنه مع زيادة نصف القطر المداري ، تنخفض طاقة التأين للذرة ، وعلى العكس من ذلك ، مع انخفاض نصف القطر ، تزداد.
نظرًا لأن نصف القطر المداري للذرات يتناقص في فترة مع زيادة الرقم التسلسلي ، تزداد طاقة التأين. في المجموعة ، مع زيادة العدد الذري ، يزداد نصف قطر المدار للذرات ، كقاعدة عامة ، وتنخفض طاقة التأين. أعلى طاقة تأين مولارية توجد في أصغر الذرات ، ذرات الهليوم (2372 كيلوجول / مول) ، والذرات القادرة على تكوين روابط كيميائية ، في ذرات الفلور (1681 كيلوجول / مول). أصغر ذرات السيزيوم أكبر (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 للتبرع بإلكتروناتها: فكلما زادت طاقة التأين ، قل ميل الذرة للتبرع بالإلكترونات ، والعكس صحيح.
الحالة المثارة ، التأين ، الموجبة ، طاقة التأين ، طاقة التأين المولي ، التغير في طاقة التأين في نظام من العناصر.
1. باستخدام البيانات الواردة في الملحق 6 ، حدد مقدار الطاقة التي تحتاج إلى إنفاقها لتمزيق إلكترون واحد من جميع ذرات الصوديوم بكتلة إجمالية قدرها 1 جم.
2. باستخدام البيانات الواردة في الملحق 6 ، حدد عدد المرات التي يجب إنفاقها من الطاقة الإضافية لفصل إلكترون واحد من جميع ذرات الصوديوم بكتلة 3 جم عن كل ذرات البوتاسيوم من نفس الكتلة. لماذا تختلف هذه النسبة عن نسبة طاقات التأين المولي لنفس الذرات؟
3. وفقًا للبيانات الواردة في التذييل 6 ، ارسم اعتماد طاقة التأين المولي على الرقم التسلسلي للعناصر ذات ضمن 1 إلى 40. أبعاد الرسم البياني هي نفسها كما في مهمة الفقرة السابقة. تحقق مما إذا كان هذا الرسم البياني يطابق اختيار "فترات" نظام العناصر.
6.14. طاقة تقارب الإلكترون
.ثاني أهم خصائص الطاقة في الذرة هي طاقة تقارب الإلكترون(همع).
في الممارسة العملية ، كما في حالة طاقة التأين ، عادةً ما يتم استخدام الكمية المولية المقابلة - طاقة تقارب الإلكترون المولي().
تُظهر طاقة تقارب الإلكترون المولي ما هي الطاقة المنبعثة عند إضافة مول واحد من الإلكترونات إلى مول واحد من الذرات المحايدة (إلكترون واحد لكل ذرة). مثل طاقة التأين المولية ، تُقاس هذه الكمية أيضًا بالكيلوجول لكل مول.
للوهلة الأولى ، قد يبدو أنه لا ينبغي إطلاق الطاقة في هذه الحالة ، لأن الذرة عبارة عن جسيم محايد ، ولا توجد قوى جذب إلكتروستاتيكية بين ذرة محايدة وإلكترون سالب الشحنة. على العكس من ذلك ، عند الاقتراب من الذرة ، يبدو أن الإلكترون يجب أن يطرده نفس الإلكترونات سالبة الشحنة التي تشكل غلاف الإلكترون. في الواقع، هذا ليس صحيحا. تذكر ما إذا كنت قد تعاملت مع الكلور الذري. بالطبع لا. بعد كل شيء ، إنه موجود فقط في درجات حرارة عالية جدًا. حتى الكلور الجزيئي الأكثر استقرارًا لا يوجد عمليًا في الطبيعة - إذا لزم الأمر ، يجب الحصول عليه باستخدام التفاعلات الكيميائية. وعليك أن تتعامل مع كلوريد الصوديوم (الملح الشائع) طوال الوقت. بعد كل شيء ، يستهلك الشخص ملح الطعام كل يوم. وهو شائع جدًا في الطبيعة. ولكن بعد كل شيء ، يحتوي ملح الطعام على أيونات الكلوريد ، أي ذرات الكلور التي ربطت إلكترونًا واحدًا "إضافيًا" بكل منها. أحد أسباب انتشار أيونات الكلوريد هو أن ذرات الكلور تميل إلى ربط الإلكترونات ، أي عندما تتشكل أيونات الكلوريد من ذرات الكلور والإلكترونات ، يتم إطلاق الطاقة.
إن أحد أسباب إطلاق الطاقة معروف لك بالفعل - فهو مرتبط بزيادة في تناظر غلاف الإلكترون لذرة الكلور أثناء الانتقال إلى شحنة مفردة أنيون. في نفس الوقت ، كما تتذكر ، الطاقة 3 ص- النقصان المستوى الفرعي. هناك أسباب أخرى أكثر تعقيدًا.
نظرًا لحقيقة أن العديد من العوامل تؤثر على قيمة طاقة تقارب الإلكترون ، فإن طبيعة التغيير في هذه القيمة في نظام من العناصر أكثر تعقيدًا من طبيعة التغيير في طاقة التأين. يمكنك التحقق من ذلك من خلال تحليل الجدول الوارد في الملحق 7. ولكن نظرًا لأن قيمة هذه الكمية يتم تحديدها ، أولاً وقبل كل شيء ، من خلال نفس التفاعل الكهروستاتيكي مثل قيم طاقة التأين ، ثم تغييرها في نظام العناصر (على الأقل في المجموعات A) بشكل عام مشابه للتغير في طاقة التأين ، أي أن طاقة تقارب الإلكترون في مجموعة تتناقص ، وفي فترة تزداد. الحد الأقصى هو عند ذرات الفلور (328 كيلوجول / مول) والكلور (349 كيلوجول / مول). تشبه طبيعة التغيير في طاقة تقارب الإلكترون في نظام العناصر طبيعة التغيير في طاقة التأين ، أي يمكن إظهار اتجاه الزيادة في طاقة تقارب الإلكترون بشكل تخطيطي على النحو التالي:
2. على نفس المقياس على طول المحور الأفقي كما في المهام السابقة ، ارسم اعتماد الطاقة المولية لتقارب الإلكترون على الرقم التسلسلي لذرات العناصر ذات ضمن 1 إلى 40 باستخدام التطبيق 7.
3. ماذا المعنى الماديهل لديك طاقات تقارب إلكترونية سلبية؟
4. لماذا ، من بين جميع ذرات عناصر الفترة الثانية ، فقط البريليوم والنيتروجين والنيون لها قيم سلبية للطاقة المولارية لتقارب الإلكترون؟
6.15. ميل الذرات للتبرع بالالكترونات واكتسابها
أنت تعلم بالفعل أن ميل الذرة للتبرع بإلكتروناتها الخاصة وقبول الإلكترونات الأجنبية يعتمد على خصائص طاقتها (طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون). ما هي الذرات الأكثر ميلًا للتبرع بإلكتروناتها ، وأي الذرات تميل أكثر لقبول الغرباء؟
للإجابة على هذا السؤال ، دعونا نلخص في الجدول 15 كل ما نعرفه عن التغيير في هذه الميول في نظام العناصر.
الجدول 15
تعريف
الزرنيخ- عنصر الفترة الرابعة من المجموعة V من المجموعة الفرعية الرئيسية (A) الجدول الدوري. معدن. التعيين - As. الرقم التسلسلي 33.
يوجد الزرنيخ في شكل العديد من التعديلات المتآصلة. الزرنيخ المعدني (الرمادي) هو الأكثر استقرارًا في الظروف العادية. إنه يشكل كتلة بلورية هشة من الفولاذ الرمادي مع بريق معدني على كسر جديد. الكثافة 5.72 جم / سم 3. عند تسخينها ضغط عادييتسامى الزرنيخ الرمادي. لديها الموصلية الكهربائية المعدنية.
عند التبريد السريع لبخار يتكون من 4 جزيئات ، يتم تشكيل تعديل غير معدني للزرنيخ الأصفر. الكثافة 2.0 جم / سم 3. تحت تأثير الضوء أو التسخين الضعيف يتحول إلى زرنيخ رمادي.
تكافؤ الزرنيخ في المركبات
الزرنيخ هو العنصر الثالث والثلاثون في الجدول الدوري لـ D.I. مندليف. إنه في الفترة الرابعة في مجموعة VA. تحتوي نواة ذرة الزرنيخ على 33 بروتونًا و 42 نيوترونًا (العدد الكتلي 75). توجد أربعة مستويات للطاقة في ذرة الزرنيخ ، يوجد عليها 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 (المبني فقط للإلكترونات ذات مستوى الطاقة الخارجي ، والتي تسمى التكافؤ):
يشير وجود ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة إلى أن الزرنيخ قادر على إظهار التكافؤ III (تكافؤ أقل) في مركباته (مثل 2 O 3 ، AsH 3 ، HAsO 2 ، H 3 AsO 3).
تتميز ذرة الزرنيخ بوجود حالة مثارة بسبب حقيقة أن المدارات 4 د- المستويات الفرعية شاغرة (في طبقة الطاقة الرابعة ، بالإضافة إلى المستويات الفرعية 4s- و 4 p ، هناك أيضًا مستوى فرعي 4d). الإلكترونات 4 س- المستويات الفرعية غير متزاوجة وتحتل مدارًا حرًا 4 ص- المستوى الفرعي:
يشير وجود خمسة إلكترونات غير متزاوجة في الحالة المثارة إلى أن الزرنيخ يظهر أيضًا التكافؤ V (H 3 AsO 4 ، As 2 O 5) (تكافؤ أعلى) في مركباته.
أمثلة على حل المشكلات
مثال 1
| يمارس | يشكل الزرنيخ أكاسدين. نسبة كتلة الزرنيخ فيها هي 65.2٪ و 75.7٪. حدد الكتل المكافئة للزرنيخ في كلا الأكاسيد. |
| قرار | لنأخذ كتلة كل أكسيد زرنيخ على أنها 100 جم ، وبما أن محتوى الزرنيخ مبين في النسبة المئوية للكتلة ، فإن الأكسيد الأول يحتوي على 65.2 جم من الزرنيخ و 34.8 جم 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 \ u003d 24.3). الكتلة المكافئة للأكسجين هي 8. طبق قانون المكافئات للأكسيد الأول: M مكافئ (As) = 65.2 / 34.8 × 8 = 15 جم / مول. يتم حساب الأكسيد الثاني بالمثل: م (As) / م (O) = M مكافئ (As) / M مكافئ (O) ؛ M eq (As) = m (As) / m (O) × M eq (O) ؛ M مكافئ (As) = 75.7 / 24.3 × 8 = 25 جم / مول. |
| إجابه | كتل الزرنيخ المكافئة في الأكاسيد هي 15 جم / مول و 25 جم / مول. |
