Arsen element. Svojstva arsena

6.6. Osobine elektronske strukture atoma hroma, bakra i nekih drugih elemenata

Ako ste pažljivo pogledali Dodatak 4, vjerovatno ste primijetili da je za atome nekih elemenata poremećen redoslijed punjenja orbitala elektronima. Ponekad se ova kršenja nazivaju „izuzecima“, ali to nije tako - nema izuzetaka od zakona prirode!

Prvi element sa ovim poremećajem je hrom. Pogledajmo bliže njegovu elektronsku strukturu (slika 6.16 A). Atom hroma ima 4 s-ne postoje dva podnivoa, kao što bi se očekivalo, već samo jedan elektron. Ali u 3 d-podnivo ima pet elektrona, ali ovaj podnivo je popunjen nakon 4 s-podnivo (vidi sliku 6.4). Da bismo razumjeli zašto se to događa, pogledajmo šta su oblaci elektrona 3 d-podnivo ovog atoma.

Svaki od pet 3 d-oblake u ovom slučaju formira jedan elektron. Kao što već znate iz § 4 ovog poglavlja, ukupni elektronski oblak ovih pet elektrona ima sferni oblik, ili, kako kažu, sferno simetričan. Prema prirodi raspodjele elektronske gustoće u različitim smjerovima, sličan je 1 s-EO. Energija podnivoa čiji elektroni formiraju takav oblak ispada da je manja nego u slučaju manje simetričnog oblaka. U ovom slučaju, orbitalna energija je 3 d-podnivo je jednak energiji 4 s-orbitale. Kada je simetrija narušena, na primjer, kada se pojavi šesti elektron, energija orbitala je 3 d-podnivo ponovo postaje veći od energije 4 s-orbitale. Stoga, atom mangana opet ima drugi elektron na 4 s-AO.
Opšti oblak bilo kojeg podnivoa, ispunjen elektronima do pola ili u potpunosti, ima sfernu simetriju. Smanjenje energije u ovim slučajevima je opšte prirode i ne zavisi od toga da li je bilo koji podnivo do pola ili potpuno ispunjen elektronima. A ako je tako, onda moramo tražiti sljedeće kršenje u atomu u čijoj elektronskoj ljusci deveti "dolazi" posljednji d-elektron. Zaista, atom bakra ima 3 d-podnivo ima 10 elektrona i 4 s- samo jedan podnivo (sl. 6.16 b).
Smanjenje energije orbitala potpuno ili napola popunjenog podnivoa uzrokuje niz važnih kemijskih fenomena, od kojih ćete neke upoznati.

U hemiji se svojstva izoliranih atoma u pravilu ne proučavaju, jer gotovo svi atomi, kada su dio različitih tvari, formiraju kemijske veze. Hemijske veze nastaju interakcijom elektronskih omotača atoma. Za sve atome (osim vodika), ne učestvuju svi elektroni u formiranju hemijskih veza: bor ima tri od pet elektrona, ugljenik ima četiri od šest, a, na primer, barijum ima dva od pedeset i šest. Ovi "aktivni" elektroni se nazivaju valentnih elektrona.

Valentni elektroni se ponekad brkaju sa vanjski elektrona, ali to nije ista stvar.

Elektronski oblaci vanjskih elektrona imaju maksimalni radijus (i maksimalnu vrijednost glavnog kvantnog broja).

Vanjski elektroni su ti koji prije svega sudjeluju u formiranju veza, makar samo zato što kada se atomi približavaju jedan drugome, u kontakt prije svega dolaze elektronski oblaci formirani od ovih elektrona. Ali zajedno s njima, neki elektroni također mogu sudjelovati u formiranju veze. pre-external(predzadnji) sloj, ali samo ako imaju energiju koja se ne razlikuje mnogo od energije vanjskih elektrona. Oba elektrona atoma su valentni elektroni. (U lantanidima i aktinidima, čak su i neki "spoljašnji" elektroni valentni)
Energija valentnih elektrona je mnogo veća od energije drugih elektrona atoma, a valentni elektroni se međusobno znatno manje razlikuju po energiji.
Vanjski elektroni su uvijek valentni elektroni samo ako atom uopće može formirati kemijske veze. Dakle, oba elektrona atoma helija su vanjska, ali se ne mogu nazvati valentnim, jer atom helija uopće ne stvara nikakve kemijske veze.
Valentni elektroni zauzimaju valentne orbitale, koji zauzvrat formiraju valentni podnivoi.

Kao primjer, razmotrite atom željeza, čija je elektronska konfiguracija prikazana na Sl. 6.17. Od elektrona atoma željeza, maksimalni glavni kvantni broj ( n= 4) imaju samo dva 4 s-elektron. Posljedično, oni su vanjski elektroni ovog atoma. Sve vanjske orbitale atoma željeza su orbitale sa n= 4, a vanjski podnivoi su svi podnivoi formirani ovim orbitalama, odnosno 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU.
Vanjski elektroni su uvijek valentni elektroni, dakle 4 s-elektroni atoma gvožđa su valentni elektroni. I ako jeste, onda 3 d-elektroni sa nešto većom energijom će takođe biti valentni elektroni. Na vanjskom nivou atoma željeza, pored ispunjenog 4 s-AO ima još 4 slobodna str-, 4d- i 4 f-AO. Svi su eksterni, ali samo 4 su valentne R-AO, budući da je energija preostalih orbitala mnogo veća, a pojava elektrona u ovim orbitalama nije korisna za atom željeza.

Dakle, atom gvožđa
eksterni elektronski nivo – četvrti,
eksterni podnivoi – 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU,
spoljne orbitale – 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-AO,
spoljašnjih elektrona – dva 4 s-elektron (4 s 2),
vanjski elektronski sloj – četvrti,
spoljni elektronski oblak – 4 s-EO
valentni podnivoi – 4 s-, 4str-, i 3 d-EPU,
valentne orbitale – 4 s-, 4str-, i 3 d-AO,
valentni elektroni – dva 4 s-elektron (4 s 2) i šest 3 d-elektroni (3 d 6).

Valentni podnivoi mogu biti popunjeni djelomično ili potpuno elektronima, ili mogu ostati potpuno slobodni. Kako se nuklearni naboj povećava, energetske vrijednosti svih podnivoa se smanjuju, ali zbog međusobne interakcije elektrona, energija različitih podnivoa se smanjuje različitim "brzinama". Energija potpuno napunjena d- I f-podnivoi se toliko smanjuju da prestaju biti valentni.

Kao primjer, razmotrite atome titanijuma i arsena (slika 6.18).

U slučaju atoma titana 3 d-EPU je samo djelimično ispunjen elektronima, a njegova energija je veća od energije 4 s-EPU i 3 d-elektroni su valentni. Atom arsena ima 3 d-EPU je potpuno ispunjen elektronima, a njegova energija je znatno manja od energije 4 s-EPU, a samim tim i 3 d-elektroni nisu valentni.
U navedenim primjerima smo analizirali konfiguracija valentnih elektrona atoma titana i arsena.

Valentna elektronska konfiguracija atoma je prikazana kao formula valentnog elektrona, ili u formi energetski dijagram valentnih podnivoa.

VALENTNI ELEKTRONI, EKSTERNI ELEKTRONI, VALENTNA EPU, VALENTNA AO, VALENTNA ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA ATOMA, VALENTNA ELEKTRONSKA FORMULA, DIJAGRAM VALENTNIH PODNIVOA.

1. Na energetskim dijagramima koje ste sastavili iu potpunim elektronskim formulama atoma Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, označite spoljašnje i valentne elektrone. Napišite valentne elektronske formule ovih atoma. Na energetskim dijagramima označite dijelove koji odgovaraju energetskim dijagramima valentnih podnivoa.
2. Šta je zajedničko elektronskim konfiguracijama atoma: a) Li i Na, B i Al, O i S, Ne i Ar; b) Zn i Mg, Sc i Al, Cr i S, Ti i Si; c) H i He, Li i O, K i Kr, Sc i Ga. Koje su njihove razlike
3. Koliko valentnih podnivoa ima u elektronskoj ljusci atoma svakog elementa: a) vodonik, helijum i litijum, b) azot, natrijum i sumpor, c) kalijum, kobalt i germanijum
4. Koliko je valentnih orbitala potpuno popunjeno u a) atomu bora, b) fluora, c) atomu natrijuma?
5. Koliko orbitala sa nesparenim elektronom ima atom: a) bor, b) fluor, c) gvožđe
6. Koliko slobodnih vanjskih orbitala ima atom mangana? Koliko slobodnih valencija?
7. Za sljedeću lekciju pripremite traku papira širine 20 mm, podijelite je na ćelije (20 × 20 mm) i na ovu traku nanesite prirodni niz elemenata (od vodonika do meitnerijuma).
8. U svaku ćeliju stavite simbol elementa, njegov atomski broj i formulu valentnog elektrona, kao što je prikazano na sl. 6.19 (koristiti Dodatak 4).

Sistematizacija hemijskih elemenata zasniva se na prirodnim nizovima elemenata I princip sličnosti elektronskih ljuski njihovih atoma.
Već ste upoznati sa prirodnim nizom hemijskih elemenata. Sada se upoznajmo s principom sličnosti elektronskih školjki.
Uzimajući u obzir valentne elektronske formule atoma u ERE, lako je otkriti da se za neke atome razlikuju samo u vrijednostima glavnog kvantnog broja. Na primjer, 1 s 1 za vodonik, 2 s 1 za litijum, 3 s 1 za natrijum, itd. Ili 2 s 2 2str 5 za fluor, 3 s 2 3str 5 za hlor, 4 s 2 4str 5 za brom, itd. To znači da su vanjski dijelovi oblaka valentnih elektrona takvih atoma vrlo slični po obliku i razlikuju se samo po veličini (i, naravno, po gustoći elektrona). A ako je tako, onda se mogu nazvati elektronski oblaci takvih atoma i odgovarajuće valentne konfiguracije slično. Za atome različitih elemenata sa sličnim elektronskim konfiguracijama možemo pisati opće valentne elektronske formule: ns 1 u prvom slučaju i ns 2 n.p. 5 u drugom. Dok se krećete kroz prirodni niz elemenata, možete pronaći druge grupe atoma sa sličnim valentnim konfiguracijama.
dakle, atomi sa sličnim konfiguracijama valentnih elektrona redovno se nalaze u prirodnim nizovima elemenata. Ovo je princip sličnosti elektronskih školjki.
Pokušajmo identificirati vrstu ove pravilnosti. Da bismo to učinili, koristit ćemo prirodne serije elemenata koje ste napravili.

ERE počinje sa vodonikom, čija je valentna elektronska formula 1 s 1 . U potrazi za sličnim valentnim konfiguracijama, izrezali smo prirodni niz elemenata ispred elemenata sa zajedničkom valentnom elektronskom formulom ns 1 (tj. prije litijuma, prije natrijuma, itd.). Dobili smo takozvane "periode" elemenata. Dodajmo rezultirajuće “periode” tako da postanu redovi tabele (vidi sliku 6.20). Kao rezultat, samo atomi u prva dva stupca tabele će imati slične elektronske konfiguracije.

Pokušajmo postići sličnost valentnih elektronskih konfiguracija u drugim kolonama tabele. Da bismo to učinili, iz 6. i 7. perioda izrezujemo elemente s brojevima 58 – 71 i 90 – 103 (oni ispunjavaju 4 f- i 5 f-podnivoi) i stavite ih ispod stola. Simbole preostalih elemenata ćemo pomjeriti horizontalno kao što je prikazano na slici. Nakon toga, atomi elemenata koji se nalaze u istoj koloni tablice imat će slične valentne konfiguracije, koje se mogu izraziti općim valentnim elektronskim formulama: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 i tako redom do ns 2 n.p. 6. Sva odstupanja od općih valentnih formula objašnjena su istim razlozima kao u slučaju hroma i bakra (vidi paragraf 6.6).

Kao što vidite, korišćenjem ERE i primenom principa sličnosti elektronskih ljuski, uspeli smo da sistematizujemo hemijske elemente. Takav sistem hemijskih elemenata naziva se prirodno, budući da se zasniva isključivo na zakonima prirode. Tabela koju smo dobili (slika 6.21) je jedan od načina da se grafički prikaže prirodni sistem elemenata i zove se dugoperiodična tabela hemijskih elemenata.

PRINCIP SLIČNOSTI ELEKTRONSKIH LJUSKI, PRIRODNI SISTEM HEMIJSKIH ELEMENTA ("PERIODIČKI" SISTEM), TABELA HEMIJSKIH ELEMENTA.

Pogledajmo pobliže strukturu dugoperiodične tablice hemijskih elemenata.
Redovi ove tabele, kao što već znate, nazivaju se "periodi" elemenata. Periodi su numerisani arapskim brojevima od 1 do 7. Prvi period ima samo dva elementa. Drugi i treći period, koji sadrže po osam elemenata, nazivaju se kratko periodi. Zovu se četvrti i peti period, koji sadrže po 18 elemenata dugo periodi. Zovu se šesti i sedmi period, koji sadrže po 32 elementa ekstra dugo periodi.
Kolone ove tabele se pozivaju grupe elementi. Brojevi grupa su označeni rimskim brojevima sa latiničnim slovima A ili B.
Elementi nekih grupa imaju svoja zajednička (grupna) imena: elementi grupe IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – alkalni elementi(ili elementi alkalnih metala); Elementi grupe IIA (Ca, Sr, Ba i Ra) – zemnoalkalnih elemenata(ili elementi zemnoalkalnih metala)(naziv "alkalni metali" i zemnoalkalni metali" odnosi se na jednostavne supstance formirane od odgovarajućih elemenata i ne treba ih koristiti kao nazive grupa elemenata); elementi VIA grupa (O, S, Se, Te, Po) – halkogeni, elementi VIIA grupe (F, Cl, Br, I, At) – halogeni, elementi VIII grupe (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementi plemenitih gasova.(Tradicionalni naziv "plemeniti plinovi" također se odnosi na jednostavne tvari)
Elementi sa serijskim brojevima 58 – 71 (Ce – Lu) koji se obično nalaze na dnu tabele nazivaju se lantanidi(“slijedeći lantan”), i elementi sa serijskim brojevima 90 – 103 (Th – Lr) – aktinidi(„slijedeći morsku anemonu“). Postoji verzija dugoperiodične tablice, u kojoj lantanidi i aktinidi nisu izrezani iz ERE, već ostaju na svojim mjestima u ultra dugim periodima. Ova tabela se ponekad naziva ultradugi period.
Tabela dugog perioda je podijeljena na četiri blok(ili sekcije).
s-Block uključuje elemente IA i IIA grupa sa zajedničkim valentnim elektronskim formulama ns 1 i ns 2 (s-elementi).
r-Block uključuje elemente iz grupe IIIA do VIIA sa uobičajenim valentnim elektronskim formulama iz ns 2 n.p. 1 to ns 2 n.p. 6 (p-elementi).
d-Block uključuje elemente iz grupe IIIB do IIB sa zajedničkim valentnim elektronskim formulama iz ns 2 (n–1)d 1 to ns 2 (n–1)d 10 (d-elementi).
f-Block uključuje lantanide i aktinide ( f-elementi).

Elementi s- I str-blokovi formiraju A-grupe i elemente d-blok – B-grupa sistema hemijskih elemenata. Sve f-elementi su formalno uključeni u grupu IIIB.
Elementi prvog perioda - vodonik i helijum - su s-elementi i mogu se svrstati u grupe IA i IIA. Ali helijum se češće stavlja u VIIIA grupu kao element sa kojim završava period, što je u potpunosti u skladu sa njegovim svojstvima (helijum, kao i svi ostali jednostavne supstance formiran od elemenata ove grupe je plemeniti gas). Vodik se često svrstava u VIIA grupu, jer su njegova svojstva mnogo bliža halogenima nego alkalnim elementima.
Svaki od perioda sistema počinje elementom koji ima valentnu konfiguraciju atoma ns 1, budući da upravo od ovih atoma počinje formiranje sljedećeg elektronskog sloja, a završava se elementom s valentnom konfiguracijom atoma ns 2 n.p. 6 (osim prve trećine). Ovo olakšava identifikaciju na energetskom dijagramu grupa podnivoa ispunjenih elektronima u atomima svakog perioda (slika 6.22). Uradite ovaj posao sa svim podnivoima prikazanim u kopiji koju ste napravili na slici 6.4. Podnivoi istaknuti na slici 6.22 (osim potpuno popunjenih d- I f-podnivoi) su valencija za atome svih elemenata datog perioda.
Izgled u periodima s-, str-, d- ili f-elementi u potpunosti odgovaraju redosledu punjenja s-, str-, d- ili f-podnivoi sa elektronima. Ova karakteristika sistema elemenata omogućava da se, znajući period i grupu kojoj određeni element pripada, odmah zapiše njegovu valentnu vrijednost elektronska formula.

DUGOPERIODNA TABELA HEMIJSKIH ELEMENTA, BLOKOVA, PERIODA, GRUPA, ALKALNIH ELEMENTA, ZEMALJNOALKALNIH ELEMENTA, HALKOGENA, HALOGENA, PLEMENIH GASOVIH ELEMENTA, LANTANOIDA, AKTINOIDA.
Zapišite opšte valentne elektronske formule atoma elemenata a) IVA i IVB grupa, b) IIIA i VIIB grupa?
2. Šta je zajedničko elektronskim konfiguracijama atoma elemenata grupa A i B? Po čemu se razlikuju?
3. Koliko grupa elemenata je uključeno u a) s-blok, b) R-blok, c) d-blok?
4. Nastavite sliku 30 u pravcu povećanja energije podnivoa i istaknite grupe podnivoa ispunjenih elektronima u 4., 5. i 6. periodu.
5. Navedite valentne podnivoe a) kalcijuma, b) fosfora, c) titana, d) hlora, e) atoma natrijuma. 6. Navedite po čemu se s-, p- i d-elementi razlikuju jedni od drugih.
7.Objasni zašto je pripadnost atoma bilo kojem elementu određena brojem protona u jezgru, a ne masom ovog atoma.
8. Za atome litijuma, aluminijuma, stroncijuma, selena, gvožđa i olova sastaviti valentne, pune i skraćene elektronske formule i nacrtati energetske dijagrame valentnih podnivoa. 9. Koji atomi elementa odgovaraju sljedećim valentnim elektronskim formulama: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2 s 2 2 str 6 , 5s 2 5str 2 , 5s 2 4d 2 ?

Za različite svrhe, moramo znati ili ukupnu ili valentnu konfiguraciju atoma. Svaka od ovih elektronskih konfiguracija može biti predstavljena ili formulom ili energetskim dijagramom. To je, puna elektronska konfiguracija atoma je izraženo puna elektronska formula atoma, ili kompletan energetski dijagram atoma. sa svoje strane, valentna elektronska konfiguracija atoma je izraženo valence(ili kako se to često naziva, " kratko") elektronska formula atoma, ili dijagram valentnih podnivoa atoma(Sl. 6.23).

Ranije smo pravili elektronske formule za atome koristeći atomske brojeve elemenata. Istovremeno smo odredili redoslijed punjenja podnivoa elektronima prema energetskom dijagramu: 1 s, 2s, 2str, 3s, 3str, 4s, 3d, 4str, 5s, 4d, 5str, 6s, 4f, 5d, 6str, 7s i tako dalje. I samo zapisivanjem kompletne elektronske formule mogli bismo zapisati formulu valencije.
Pogodnije je pisati valentnu elektronsku formulu atoma, koja se najčešće koristi, na osnovu položaja elementa u sistemu hemijskih elemenata, koristeći koordinate period-grupe.
Pogledajmo bliže kako se to radi za elemente s-, str- I d-blokovi
Za elemente s-blok valentna elektronska formula atoma sastoji se od tri simbola. Općenito, može se napisati na sljedeći način:

Na prvo mjesto (mjesto velike ćelije) stavlja se broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s-elektroni), a na trećem (u superscriptu) - broj grupe (jednak broju valentnih elektrona). Uzimajući atom magnezija (3. period, grupa IIA) kao primjer, dobijamo:

Za elemente str-blok valentna elektronska formula atoma sastoji se od šest simbola:

Ovdje se, umjesto velikih ćelija, također stavlja broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s- I str-elektroni), i broj grupe ( jednak broju valentni elektroni) ispada da je jednak zbiru superskriptova. Za atom kiseonika (2. period, VIA grupa) dobijamo:

2s 2 2str 4 .

Valentna elektronska formula većine elemenata d-blok se može napisati ovako:

Kao iu prethodnim slučajevima, ovdje se umjesto prve ćelije stavlja broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s-elektroni). Ispostavilo se da je broj u drugoj ćeliji jedan manji, budući da je njihov glavni kvantni broj d-elektroni. Broj grupe ovdje je također jednak zbiru indeksa. Primjer – valentna elektronska formula titanijuma (4. period, IVB grupa): 4 s 2 3d 2 .

Broj grupe jednak je zbroju indeksa za elemente VIB grupe, ali, kao što se sjećate, u njihovoj valenciji s-podnivo ima samo jedan elektron, a opća valentna elektronska formula je ns 1 (n–1)d 5 . Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, molibdena (5. period) 5 s 1 4d 5 .
Također je lako sastaviti valentnu elektronsku formulu bilo kojeg elementa IB grupe, na primjer zlata (6. period)>–>6 s 1 5d 10, ali u ovom slučaju morate to zapamtiti d- elektroni atoma elemenata ove grupe i dalje ostaju valentni, a neki od njih mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza.
Opća valentna elektronska formula atoma elemenata grupe IIB je ns 2 (n – 1)d 10 . Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, atoma cinka 4 s 2 3d 10 .
Valentne elektronske formule elemenata prve trijade (Fe, Co i Ni) također se pridržavaju općih pravila. Gvožđe, element grupe VIIIB, ima valentnu elektronsku formulu 4 s 2 3d 6. Atom kobalta ima jedan d-više elektrona (4 s 2 3d 7), a za atom nikla - dva (4 s 2 3d 8).
Koristeći samo ova pravila za pisanje valentnih elektronskih formula, nemoguće je sastaviti elektronske formule za atome nekog d-elementi (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), budući da u njima, zbog želje za visokosimetričnim elektronskim omotačima, punjenje valentnih podnivoa elektronima ima neke dodatne karakteristike.
Poznavajući valentnu elektronsku formulu, možete zapisati punu elektronsku formulu atoma (vidi dolje).
Često, umjesto glomaznih kompletnih elektronskih formula, pišu skraćene elektronske formule atomi. Da bi se sastavili u elektronsku formulu, izoluju se svi elektroni atoma osim valentnih, njihovi simboli se stavljaju u uglaste zagrade, a deo elektronske formule koji odgovara elektronskoj formuli atoma poslednjeg elementa prethodni period (element koji formira plemeniti gas) zamenjen je simbolom ovog atoma.

Primjeri elektronskih formula različitih tipova dati su u tabeli 14.

Tabela 14. Primjeri elektronskih formula atoma

Algoritam za sastavljanje elektronskih formula atoma (na primjeru atoma joda)

Bilješke
1. Za elemente 2. i 3. perioda, treća operacija (bez četvrte) odmah vodi do kompletne elektronske formule.
2. (n – 1)d 10 -Elektroni ostaju valentni na atomima elemenata grupe IB.

KOMPLETNA ELEKTRONSKA FORMULA, VALENTNA ELEKTRONSKA FORMULA, SKRAĆENA ELEKTRONSKA FORMULA, ALGORITAM ZA SASTAVLJANJE ELEKTRONSKIH FORMULA ATOMA.
1. Napravite valentnu elektronsku formulu atoma elementa a) drugi period treće A grupe, b) treći period druge A grupe, c) četvrti period četvrte A grupe.
2.Napravite skraćene elektronske formule za atome magnezijuma, fosfora, kalijuma, gvožđa, broma i argona.

Tokom više od 100 godina koliko je prošlo od otkrića prirodnog sistema elemenata, predloženo je nekoliko stotina različitih tabela koje grafički odražavaju ovaj sistem. Od njih, pored dugoperiodne tabele, najraširenija je takozvana kratkoperiodna tabela elemenata D. I. Mendeljejeva. Kratkoperiodna tabela se dobija iz tabele sa dugim periodom ako se 4., 5., 6. i 7. periodi iseku ispred elemenata IB grupe, razdvoje i dobijeni redovi se savijaju na isti način kao što smo prethodno presavio tačke. Rezultat je prikazan na slici 6.24.

Lantanidi i aktinidi su takođe smešteni ispod glavne tabele.

IN grupe Ova tabela sadrži elemente čiji atomi isti broj valentnih elektrona bez obzira na kojim orbitalama se nalaze ti elektroni. Dakle, elementi hlor (tipični element koji formira nemetal; 3 s 2 3str 5) i mangan (element koji formira metal; 4 s 2 3d 5), koji nemaju slične elektronske ljuske, spadaju ovdje u istu sedmu grupu. Potreba za razlikovanjem takvih elemenata tjera nas da ih razlikujemo u grupama podgrupe: main– analozi A-grupe dugoperiodnog stola i strana– analozi B-grupa. Na slici 34 simboli elemenata glavnih podgrupa su pomaknuti ulijevo, a simboli elemenata sekundarnih podgrupa udesno.
Istina, ovakav raspored elemenata u tabeli ima i svojih prednosti, jer je prvenstveno određen broj valentnih elektrona valentne mogućnosti atom.
Tabela dugog perioda odražava zakone elektronske strukture atoma, sličnosti i obrasce promjena svojstava jednostavnih supstanci i spojeva po grupama elemenata, redovite promjene brojnih fizičkih veličina koje karakteriziraju atome, jednostavne tvari i spojeve. kroz čitav sistem elemenata, i još mnogo toga. Tabela sa kratkim periodima je manje pogodna u ovom pogledu.

TABELA KRATKOPERIODA, GLAVNE PODGRUPE, BOČNE PODGRUPE.
1. Pretvorite dugoperiodnu tabelu koju ste konstruisali iz prirodnog niza elemenata u kratkoperiodnu. Uradite obrnutu konverziju.
2. Da li je moguće sastaviti opštu valentnu elektronsku formulu za atome elemenata jedne grupe kratkoperiodične tablice? Zašto?

Atom nema jasne granice. Šta se smatra veličinom izolovanog atoma? Jezgro atoma je okruženo elektronskom ljuskom, a ljuska se sastoji od elektronskih oblaka. Veličina EO karakterizira radijus r eo. Svi oblaci u vanjskom sloju imaju približno isti radijus. Stoga se veličina atoma može okarakterizirati ovim radijusom. To se zove orbitalni radijus atoma(r 0).

Vrijednosti orbitalnih radijusa atoma date su u Dodatku 5.
Radijus EO zavisi od naboja jezgra i od orbite u kojoj se nalazi elektron koji formira ovaj oblak. Posljedično, orbitalni radijus atoma ovisi o istim karakteristikama.
Razmotrimo elektronske ljuske atoma vodika i helijuma. I u atomu vodika i u atomu helija, elektroni se nalaze na 1 s-AO, a njihovi oblaci bi imali istu veličinu da su naboji jezgara ovih atoma isti. Ali naboj na jezgri atoma helija je dvostruko veći od naboja na jezgri atoma vodika. Prema Coulombovom zakonu, sila privlačenja koja djeluje na svaki elektron atoma helija je dvostruko veća od sile privlačenja elektrona na jezgro atoma vodika. Prema tome, radijus atoma helija mora biti mnogo manji od polumjera atoma vodika. Istina je: r 0 (On) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litija ima vanjski elektron na 2 s-AO, odnosno formira oblak drugog sloja. Naravno, njegov radijus bi trebao biti veći. stvarno: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomi preostalih elemenata drugog perioda imaju vanjske elektrone (i 2 s, i 2 str) nalaze se u istom drugom sloju elektrona, a nuklearni naboj ovih atoma raste sa povećanjem atomskog broja. Elektroni se jače privlače jezgrom i, prirodno, radijusi atoma se smanjuju. Mogli bismo ponoviti ove argumente za atome elemenata drugih perioda, ali uz jedno pojašnjenje: orbitalni radijus se monotono smanjuje samo kada je svaki od podnivoa popunjen.
Ali ako zanemarimo detalje, opća priroda promjene veličine atoma u sistemu elemenata je sljedeća: s povećanjem rednog broja u periodu, orbitalni radijusi atoma se smanjuju, a u grupi oni povećati. Najveći atom je atom cezija, a najmanji atom helija, ali od atoma elemenata koji formiraju hemijska jedinjenja (helijum i neon ih ne formiraju), najmanji je atom fluora.
Većina atoma elemenata u prirodnom nizu nakon lantanida ima orbitalne radijuse koji su nešto manji nego što bi se očekivalo na osnovu općih zakona. To je zbog činjenice da između lantana i hafnija u sistemu elemenata postoji 14 lantanida, pa je, prema tome, naboj jezgra atoma hafnija 14 e više od lantana. Stoga su vanjski elektroni ovih atoma privučeni jezgrom jače nego što bi bili u odsustvu lantanida (ovaj efekat se često naziva „kontrakcija lantanida“).
Imajte na umu da pri prelasku sa atoma elemenata grupe VIIA na atome elemenata grupe IA orbitalni radijus se naglo povećava. Shodno tome, naš izbor prvih elemenata svakog perioda (vidi § 7) se pokazao ispravnim.

ORBITALNI RADIJUS ATOMA, NJEGOVA PROMJENA U SISTEMU ELEMENATA.
1.Prema podacima datim u Dodatku 5, nacrtati na milimetarskom papiru grafik zavisnosti orbitalnog radijusa atoma od atomskog broja elementa za elemente sa Z od 1 do 40. Dužina horizontalne ose je 200 mm, dužina vertikalne ose je 100 mm.
2. Kako možete okarakterizirati izgled rezultirajuće isprekidane linije?

Ako elektronu u atomu date dodatnu energiju (kako se to može učiniti na kursu fizike), tada se elektron može premjestiti u drugi AO, odnosno atom će završiti u uzbuđeno stanje. Ovo stanje je nestabilno i elektron će se skoro odmah vratiti u prvobitno stanje, a višak energije će se osloboditi. Ali ako je energija data elektronu dovoljno velika, elektron se može potpuno odvojiti od atoma, dok atom jonizovan, odnosno pretvara se u pozitivno nabijeni ion ( kation). Energija potrebna za to se zove atomska energija jonizacije(E i).

Prilično je teško ukloniti elektron iz jednog atoma i izmjeriti energiju potrebnu za to, pa se praktično određuje i koristi molarna energija jonizacije(E i m).

Molarna energija ionizacije pokazuje koja je minimalna energija potrebna za uklanjanje 1 mola elektrona iz 1 mola atoma (jedan elektron iz svakog atoma). Ova vrijednost se obično mjeri u kilodžulima po molu. Vrijednosti molarne energije ionizacije prvog elektrona za većinu elemenata date su u Dodatku 6.
Kako energija jonizacije atoma zavisi od položaja elementa u sistemu elemenata, odnosno kako se menja u grupi i periodu?
Po svom fizičkom značenju, energija ionizacije jednaka je radu koji se mora utrošiti da bi se savladala sila privlačenja između elektrona i atoma pri pomicanju elektrona od atoma na beskonačnu udaljenost od njega.

Gdje q– naelektrisanje elektrona, Q je naboj kationa koji ostaje nakon uklanjanja elektrona, i r o je orbitalni radijus atoma.

I q, And Q– veličine su konstantne i možemo zaključiti da je rad uklanjanja elektrona A, a sa njim i energija jonizacije E i, obrnuto su proporcionalne orbitalnom radijusu atoma.
Analizom vrijednosti orbitalnih radijusa atoma različitih elemenata i odgovarajućih vrijednosti energije ionizacije date u dodacima 5 i 6, možete se uvjeriti da je odnos između ovih veličina blizak proporcionalnom, ali se donekle razlikuje od njega. . Razlog zašto se naš zaključak ne slaže baš dobro s eksperimentalnim podacima je taj što smo koristili vrlo grub model koji nije uzeo u obzir mnoge važne faktore. Ali čak nam je i ovaj grubi model omogućio da izvučemo ispravan zaključak da s povećanjem orbitalnog radijusa energija ionizacije atoma opada i, obrnuto, sa smanjenjem radijusa raste.
Kako se u periodu sa povećanjem atomskog broja orbitalni radijus atoma smanjuje, energija ionizacije raste. U grupi, kako se atomski broj povećava, orbitalni radijus atoma, u pravilu, raste, a energija ionizacije opada. Najveća molarna energija jonizacije nalazi se u najmanjim atomima, atomima helijuma (2372 kJ/mol), i od atoma sposobnih za formiranje hemijskih veza, atoma fluora (1681 kJ/mol). Najmanji je za najveće atome, atome cezija (376 kJ/mol). U sistemu elemenata, smjer povećanja energije jonizacije može se shematski prikazati na sljedeći način:

U hemiji je važno da energija ionizacije karakterizira tendenciju atoma da odustane od “svojih” elektrona: što je energija ionizacije veća, atom je manje sklon da odustane od elektrona, i obrnuto.

POBUDENO STANJE, JONIZACIJA, KATION, ENERGIJA IONIZACIJE, MOLARNA ENERGIJA IONIZACIJE, PROMJENA ENERGIJE JONIZACIJE U SISTEMU ELEMENATA.
1. Koristeći podatke date u Dodatku 6, odredite koliko energije treba utrošiti da se ukloni jedan elektron sa svih atoma natrijuma ukupne mase 1 g.
2. Koristeći podatke date u Dodatku 6, odredite koliko je puta više energije potrebno za uklanjanje jednog elektrona sa svih atoma natrijuma težine 3 g nego sa svih atoma kalija iste mase. Zašto se ovaj omjer razlikuje od omjera molarnih energija jonizacije istih atoma?
3.Prema podacima datim u Dodatku 6, nacrtajte zavisnost molarne energije jonizacije od atomskog broja za elemente sa Z od 1 do 40. Dimenzije grafikona su iste kao u zadatku iz prethodnog stava. Proverite da li ovaj grafikon odgovara izboru „perioda“ sistema elemenata.

Druga najvažnija energetska karakteristika atoma je energija afiniteta elektrona(E Sa).

U praksi, kao iu slučaju energije ionizacije, obično se koristi odgovarajuća molarna količina - molarna energija afiniteta elektrona().

Molarna energija afiniteta elektrona pokazuje energiju koja se oslobađa kada se jedan mol elektrona doda jednom molu neutralnih atoma (jedan elektron za svaki atom). Kao i molarna energija jonizacije, ova količina se također mjeri u kilodžulima po molu.
Na prvi pogled može izgledati da se energija u ovom slučaju ne bi trebala oslobađati, jer je atom neutralna čestica, a između neutralnog atoma i negativno nabijenog elektrona ne postoje elektrostatičke sile privlačenja. Naprotiv, približavajući se atomu, čini se da bi elektron trebao biti odbijen od strane istih negativno nabijenih elektrona koji formiraju elektronsku ljusku. Zapravo to nije istina. Zapamtite da li ste ikada imali posla sa atomskim hlorom. Naravno da ne. Na kraju krajeva, postoji samo na veoma visokim temperaturama. Čak i stabilniji molekularni klor praktički se ne pojavljuje u prirodi, ako je potrebno, mora se dobiti kemijskim reakcijama. A sa natrijum hloridom (kuhinjskom soli) morate stalno da radite. Uostalom, kuhinjsku so ljudi svakodnevno konzumiraju uz hranu. I u prirodi se javlja prilično često. Ali kuhinjska so sadrži hloridne ione, odnosno atome hlora koji su dodali jedan "dodatni" elektron. Jedan od razloga zašto su kloridni ioni tako česti je taj što atomi klora imaju tendenciju da dobiju elektrone, odnosno kada se kloridni ioni formiraju od atoma klora i elektrona, oslobađa se energija.
Jedan od razloga za oslobađanje energije vam je već poznat - povezan je s povećanjem simetrije elektronske ljuske atoma klora tokom prelaska na jednostruki naboj. anion. Istovremeno, kao što se sjećate, energija 3 str-podnivo se smanjuje. Postoje i drugi složeniji razlozi.
Zbog činjenice da na vrijednost energije afiniteta elektrona utiče više faktora, priroda promjene ove količine u sistemu elemenata je mnogo složenija od prirode promjene energije jonizacije. U to se možete uvjeriti analizirajući tabelu datu u Dodatku 7. Ali pošto je vrijednost ove veličine određena, prije svega, istom elektrostatičkom interakcijom kao i vrijednosti jonizacijske energije, onda je njena promjena u sistemu elemenata (barem u A- grupama) u generalni nacrt slično promjeni energije jonizacije, odnosno energija afiniteta elektrona u grupi opada, a u periodu raste. Maksimalna je za atome fluora (328 kJ/mol) i hlora (349 kJ/mol). Priroda promjene energije afiniteta elektrona u sistemu elemenata liči na prirodu promjene energije jonizacije, odnosno smjer povećanja energije afiniteta elektrona može se shematski prikazati na sljedeći način:

2. Na istoj skali duž horizontalne ose kao u prethodnim zadacima, konstruisati graf zavisnosti molarne energije afiniteta elektrona od atomskog broja za atome elemenata sa Z od 1 do 40 koristeći aplikaciju 7.
3.Koji fizičko značenje imaju negativnu energiju afiniteta prema elektronima?
4. Zašto od svih atoma elemenata 2. perioda samo berilij, dušik i neon imaju negativne vrijednosti molarne energije afiniteta elektrona?

Već znate da sklonost atoma da odustane od svojih elektrona i da doda tuđe elektrone zavisi od njegovih energetskih karakteristika (energija jonizacije i energija afiniteta elektrona). Koji atomi su skloniji da se odreknu svojih elektrona, a koji su skloniji da prihvate druge?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, sumiramo u tabeli 15 sve što znamo o promeni ovih sklonosti u sistemu elemenata.

Tabela 15. Promjene u sklonosti atoma da odustanu od vlastitih elektrona i dobiju strane elektrone