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 narušen redoslijed punjenja orbitala elektronima. Ponekad se ova kršenja nazivaju „izuzecima“, ali to nije tako – nema izuzetaka od zakona prirode!

Prvi element s takvim kršenjem je krom. Razmotrimo detaljnije njegovu elektronsku strukturu (slika 6.16.). a). Atom hroma ima 4 s-podnivo nisu dva, kako bi se očekivalo, već samo jedan elektron. Ali za 3 d-podnivo 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 elektronski oblaci 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, zajednički elektronski oblak ovih pet elektrona je sferičan, ili, kako kažu, sferno simetričan. Po prirodi raspodjele elektronske gustine 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 energija orbitala 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 više od energije 4 s-orbitale. Dakle, atom mangana opet ima drugi elektron za 4 s-AO.
Sferna simetrija ima zajednički oblak bilo kojeg podnivoa ispunjenog elektronima do pola ili u potpunosti. Smanjenje energije u ovim slučajevima je opšte prirode i ne zavisi od toga da li je neki podnivo do pola ili potpuno ispunjen elektronima. A ako je tako, onda moramo tražiti sljedeće kršenje u atomu, u elektronskoj ljusci od koje deveti "dolazi" posljednji d-elektron. Zaista, atom bakra ima 3 d-podnivo 10 elektrona i 4 s- postoji samo jedan podnivo (slika 6.16 b).
Smanjenje energije orbitala potpuno ili napola popunjenog podnivoa uzrok je niza važnih kemijskih fenomena, od kojih ćete neke upoznati.

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

Ponekad se brkaju valentni elektroni vanjski elektrona, ali oni nisu 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 približe jedan drugome, prije svega dolaze u kontakt elektronski oblaci koje formiraju ti elektroni. Ali zajedno s njima, dio elektrona također može sudjelovati u formiranju veze. pre-external(predzadnji) sloj, ali samo ako imaju energiju koja se ne razlikuje mnogo od energije vanjskih elektrona. I ti i drugi elektroni atoma su valentni. (U lantanidima i aktinidima, čak su i neki "pre-spoljni" elektroni valentni)
Energija valentnih elektrona je mnogo veća od energije drugih elektrona atoma, a valentni elektroni se međusobno mnogo manje razlikuju po energiji.
Vanjski elektroni su uvijek valentni 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. Stoga su oni 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, dakle, 4 s-elektroni atoma gvožđa su valentni elektroni. A ako jeste, onda 3 d-elektroni sa nešto većom energijom će takođe biti valentni. Na vanjskom nivou atoma željeza, pored ispunjenog 4 s-AO ima još slobodnih 4 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 tim orbitalama nije korisna za atom željeza.

Dakle, atom gvožđa
eksterni elektronski nivo - četvrti,
spoljni podnivoi - 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU,
vanjske orbitale - 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-AO,
spoljni elektroni - dva 4 s-elektron (4 s 2),
vanjski elektronski sloj je četvrti,
eksterni 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 djelomično ili potpuno ispunjeni elektronima, ili mogu ostati slobodni. S povećanjem naboja jezgre, energetske vrijednosti svih podnivoa se smanjuju, ali zbog interakcije elektrona jedni s drugima, energija različitih podnivoa opada različitom "brzinom". Energija potpuno ispunjena 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. Kod atoma arsena 3 d-EPU je potpuno ispunjen elektronima, a njegova energija je mnogo manja od energije 4 s-EPU, a samim tim i 3 d-elektroni nisu valentni.
U ovim primjerima smo analizirali valentna elektronska konfiguracija atoma titana i arsena.

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

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

1. Na energetskim dijagramima koje ste sastavili iu potpunim elektronskim formulama atoma Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar navedite eksterne i valentne elektrone. Napišite valentne elektronske formule ovih atoma. Na energetskim dijagramima označite dijelove koji odgovaraju energetskim dijagramima valentnih podnivoa.
2. Šta je zajedničko između elektronskih konfiguracija 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 od elemenata: a) vodonika, helijuma i litijuma, b) azota, natrijuma i sumpora, c) kalijuma, kobalta i germanijuma
4. Koliko je valentnih orbitala potpuno popunjeno kod atoma a) bora, b) fluora, c) natrijuma?
5. Koliko orbitala sa nesparenim elektronom ima atom a) bora, b) fluora, c) gvožđa
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 tu traku nanesite prirodni niz elemenata (od vodonika do meitnerijuma).
8. U svaku ćeliju stavite simbol elementa, njegov serijski broj i valentnu elektronsku formulu, 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 spektrom hemijskih elemenata. Sada se upoznajmo s principom sličnosti elektronskih ljuski.
Uzimajući u obzir valentne elektronske formule atoma u NRE, 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 njihove odgovarajuće valentne konfiguracije slično. Za atome različitih elemenata sa sličnim elektronskim konfiguracijama možemo pisati uobičajene valentne elektronske formule: ns 1 u prvom slučaju i ns 2 np 5 u drugom. Krećući se prirodnim nizom elemenata, mogu se pronaći druge grupe atoma sa sličnim valentnim konfiguracijama.
dakle, u prirodnom nizu elemenata redovno se javljaju atomi sa sličnim valentnim elektronskim konfiguracijama. Ovo je princip sličnosti elektronskih ljuski.
Pokušajmo otkriti oblik ove pravilnosti. Da bismo to učinili, koristit ćemo prirodne serije elemenata koje ste napravili.

NRE počinje sa vodonikom, čija je valentna elektronska formula 1 s jedan . U potrazi za sličnim valentnim konfiguracijama, izrezali smo prirodni niz elemenata ispred elemenata sa zajedničkom valentnom elektronskom formulom ns 1 (to jest, 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 iz prva dva stupca tabele će imati takve elektronske konfiguracije.

Pokušajmo postići sličnost valentnih elektronskih konfiguracija u drugim kolonama tabele. Da bismo to učinili, izrezali smo elemente s brojevima 58 - 71 i 90 -103 iz 6. i 7. perioda (imaju 4 f- i 5 f-podnivoi) i stavite ih ispod stola. Simboli preostalih elemenata bit će pomaknuti horizontalno kao što je prikazano na slici. Nakon toga, atomi elemenata 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 sve do ns 2 np 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 NRE i primenom principa sličnosti elektronskih ljuski uspeli smo da sistematizujemo hemijske elemente. Takav sistem hemijskih elemenata naziva se prirodno, jer se zasniva isključivo na zakonima prirode. Tabela koju smo dobili (slika 6.21) jedan je od načina da se grafički prikaže prirodni sistem elemenata i zove se dugoročna tabela hemijskih elemenata.

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

Hajde da se detaljnije upoznamo sa strukturom dugoperiodične tablice hemijskih elemenata.
Redovi ove tabele, kao što već znate, nazivaju se "periodima" elemenata. Periodi su numerisani arapskim brojevima od 1 do 7. U prvom periodu postoje 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. Grupni brojevi su označeni rimskim brojevima sa latiničnim slovima A ili B.
Elementi nekih grupa imaju svoja zajednička (grupna) imena: elementi IA grupe (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 tvari formirane od odgovarajućih elemenata i ne bi se trebali koristiti kao nazivi grupa elemenata); elementi grupe VIA (O, S, Se, Te, Po) - halkogeni, elementi grupe VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogeni, elementi grupe VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementi plemenitih gasova.(Tradicionalni naziv "plemeniti plinovi" također se odnosi na jednostavne tvari)
Elementi koji se obično postavljaju u donji deo tabele sa serijskim brojevima 58 - 71 (Ce - Lu) nazivaju se lantanidi("slijedeći lantan"), i elementi sa serijskim brojevima 90 - 103 (Th - Lr) - aktinidi(„slijedeći aktinijum“). Postoji varijanta dugoperiodične tablice, u kojoj se lantanidi i aktinidi ne izdvajaju iz NRE, već ostaju na svojim mjestima u ekstra dugim periodima. Ova tabela se ponekad naziva ekstra dug period.
Tabela dugog perioda je podijeljena na četiri blok(ili sekcije).
s-blok uključuje elemente IA i IIA grupa sa zajedničkim valentnim elektronskim formulama ns 1 i ns 2 (s-elementi).
p-blok uključuje elemente iz grupe IIIA do VIIA sa uobičajenim valentnim elektronskim formulama iz ns 2 np 1 to ns 2 np 6 (p-elementi).
d-blok uključuje elemente od IIIB do IIB grupe sa zajedničkim valentnim elektronskim formulama iz ns 2 (n–1)d 1 to ns 2 (n–1)d 10 (d-elementi).
f-blok 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 staviti u IA i IIA grupe. 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 drugi 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 np 6 (osim prve trećine). Ovo olakšava identifikaciju grupa podnivoa u energetskom dijagramu koji su ispunjeni elektronima kod atoma svakog od perioda (slika 6.22). Uradite ovaj rad 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 su u potpunosti usklađeni sa redoslijedom punjenja s-, str-, d- ili f- podnivoi elektrona. Ova karakteristika sistema elemenata omogućava, znajući period i grupu, koja uključuje dati element, da se odmah zapiše njegova valenca elektronska formula.

DUGOPERIODNA TABELA HEMIJSKIH ELEMENTA, BLOKOVA, PERIODA, GRUPA, ALKALNIH ELEMENTA, ZEMALJNOALKALNIH ELEMENTA, HALKOGENA, HALOGENA, ELEMENTA PLEMENIH GASOVA, LANTANOIDA, AKTINOIDA.
Zapišite opšte valentne elektronske formule atoma elemenata a) IVA i IVB grupe, b) IIIA i VIIB grupe?
2. Šta je zajedničko između elektronskih konfiguracija atoma elemenata A i B grupa? Po čemu se razlikuju?
3. Koliko grupa elemenata je uključeno u a) s-blok, b) R-blok, c) d-blok?
4. Nastaviti sliku 30 u pravcu povećanja energije podnivoa i odabrati grupe podnivoa koji su ispunjeni elektronima u 4., 5. i 6. periodu.
5. Navedite valentne podnivoe atoma a) kalcijuma, b) fosfora, c) titana, d) hlora, e) natrijuma. 6. Formulirajte kako se s-, p- i d-elementi razlikuju jedni od drugih.
7. Objasni zašto atom pripada nekom elementu određuje se brojem protona u jezgru, a ne masom ovog atoma.
8. Za atome litijuma, aluminijuma, stroncijuma, selena, gvožđa i olova napraviti valentne, potpune i skraćene elektronske formule i nacrtati energetske dijagrame valentnih podnivoa. 9. Atomi čiji elementi 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 punu ili valentnu konfiguraciju atoma. Svaka od ovih elektronskih konfiguracija može biti predstavljena i formulom i energetskim dijagramom. tj. kompletna elektronska konfiguracija atoma izraženo punu elektronsku formulu atoma, ili puni energetski dijagram atoma. sa svoje strane, valentna elektronska konfiguracija atoma izraženo valencija(ili, kako se to često naziva, " kratko ") elektronska formula atoma, ili dijagram valentnih podnivoa atoma(Sl. 6.23).

Prethodno smo pravili elektronske formule atoma koristeći redne 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 itd. I samo zapisujući punu elektronsku formulu, mogli bismo zapisati i formulu valencije.
Pogodnije je napisati valentnu elektronsku formulu atoma, koja se najčešće koristi, na osnovu položaja elementa u sistemu hemijskih elemenata, prema koordinatama period-grupe.
Razmotrimo detaljno kako se to radi za elemente s-, str- i d-blokovi.
Za elemente s-blok valentna elektronska formula atoma sastoji se od tri znaka. Generalno, može se napisati ovako:

Na prvom mjestu (na mjestu velike ćelije) je broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s-elektroni), a na trećem (u superskriptu) - broj grupe (jednak broju valentnih elektrona). Uzimajući kao primjer atom magnezija (3. period, grupa IIA), dobijamo:

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

Ovdje se umjesto velikih ćelija stavlja i broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s- i str-elektroni), i broj grupe ( jednak je 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). Ispada 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 je valentna elektronska formula titanijuma (4. period, IVB grupa): 4 s 2 3d 2 .

Broj grupe jednak je zbroju indeksa i za elemente VIB grupe, ali oni, kao što se sjećate, na valentnosti s-podnivo ima samo jedan elektron i opću valentnu elektronsku formulu ns 1 (n–1)d 5 . Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, molibdena (5. period) 5 s 1 4d 5 .
Također je lako napraviti 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 formiranju kemijskih veza.
Opća valentna elektronska formula atoma elemenata grupe IIB je - ns 2 (n – 1)d deset . Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, atoma cinka 4 s 2 3d 10 .
Opća pravila valentne elektronske formule elemenata prve trijade (Fe, Co i Ni) također se povinuju. 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), dok atom nikla ima dva (4 s 2 3d 8).
Koristeći samo ova pravila za pisanje valentnih elektronskih formula, nemoguće je sastaviti elektronske formule atoma nekih d-elementi (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), budući da kod njih, zbog sklonosti ka visokosimetričnim elektronskim ljuskama, punjenje valentnih podnivoa elektronima ima neke dodatne karakteristike.
Poznavajući valentnu elektronsku formulu, može se zapisati i kompletna elektronska formula atoma (vidi dolje).
Često, umjesto glomaznih potpunih elektronskih formula, oni zapisuju skraćene elektronske formule atomi. Za njihovo sastavljanje u elektronsku formulu odabiru se svi elektroni atoma osim valentnih, njihovi simboli se stavljaju u uglaste zagrade i dio elektronske formule koji odgovara elektronskoj formuli atoma posljednjeg elementa prethodnog elementa. period (element koji formira plemeniti gas) je zamenjen simbolom ovog atoma.

Primjeri elektronskih formula različitih tipova prikazani 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 IB grupe.

KOMPLETNA ELEKTRONSKA FORMULA, VALENTNA ELEKTRONSKA FORMULA, skraćeno ELEKTRONSKA FORMULA, ALGORITAM ZA SASTAVLJANJE ELEKTRONSKE FORMULE ATOMA.
1. Sastavite 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 od atoma magnezijuma, fosfora, kalijuma, gvožđa, broma i argona.

Tokom više od 100 godina koliko je prošlo od otkrića prirodnog sistema elemenata, predloženo je nekoliko stotina najraznovrsnijih tabela koje grafički odražavaju ovaj sistem. Od njih, pored dugoperiodne tablice, najčešće se koristi takozvana kratkoperiodična tablica elemenata D. I. Mendeljejeva. Kratkoperiodna tabela se dobija iz dugoperiodne, ako se 4., 5., 6. i 7. periodi iseku pre elemenata IB grupe, razdvoje i dobijeni redovi dodaju na isti način kao što smo dodali perioda ranije. Rezultat je prikazan na slici 6.24.

Pod glavnim stolom se ovdje nalaze i lantanidi i aktinidi.

AT grupe ova tabela sadrži elemente čiji atomi imaju 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), ne posjedujući sličnost elektronskih ljuski, spadaju ovdje u istu sedmu grupu. Potreba za razlikovanjem takvih elemenata čini neophodnim izdvajanje u grupe podgrupe: main- analozi A-grupa dugoperiodnog stola i nuspojave su analozi B-grupa. Na slici 34. simboli elemenata glavnih podgrupa su pomaknuti ulijevo, a simboli elemenata sekundarnih podgrupa udesno.
Istina, takav raspored elemenata u tabeli ima i svojih prednosti, jer broj valentnih elektrona prvenstveno određuje valentne mogućnosti atom.
Tabela dugog perioda odražava zakone elektronske strukture atoma, sličnost i obrasce promjena svojstava jednostavnih supstanci i spojeva po grupama elemenata, pravilnu promjenu niza fizičkih veličina koje karakteriziraju atome, jednostavne tvari i spojeve. kroz sistem elemenata i još mnogo toga. Tabela kratkog perioda je manje zgodna u ovom pogledu.

TABELA ZA KRATKI PERIOD, GLAVNE PODGRUPE, SEKUNDARNE PODGRUPE.
1. Pretvorite dugoperiodnu tabelu koju ste sagradili iz prirodnog niza elemenata u tablicu kratkog perioda. Izvršite obrnutu transformaciju.
2. Da li je moguće napraviti opštu valentnu elektronsku formulu atoma elemenata jedne grupe tablice kratkog perioda? 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 oo. 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 orbitale elektrona koji formira ovaj oblak. Posljedično, orbitalni radijus atoma također ovisi o istim karakteristikama.
Razmotrimo elektronske ljuske atoma vodika i helijuma. I u atomu vodika i u atomu helijuma, elektroni su na 1 s-AO, a njihovi oblaci bi imali istu veličinu da su naboji jezgara ovih atoma isti. Ali naboj jezgra atoma helija je dvostruko veći od naboja jezgra atoma vodika. Prema Coulombovom zakonu, sila privlačenja koja djeluje na svaki od elektrona atoma helijuma je dvostruko veća od sile privlačenja elektrona na jezgro atoma vodika. Prema tome, radijus atoma helija mora biti mnogo manji od polumjera atoma vodika. i tu je: r 0 (On) / r 0 (H) \u003d 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) smješteni su u isti drugi elektronski sloj, a naboj jezgra ovih atoma raste sa povećanjem serijskog broja. Elektroni su jače privučeni jezgrom i, prirodno, radijusi atoma se smanjuju. Mogli bismo ponoviti ove argumente za atome elemenata drugih perioda, ali uz jedno pojašnjenje: orbitalni radijus monotono opada samo kada je svaki od podnivoa popunjen.
Ali ako zanemarimo pojedinosti, onda je opća priroda promjene veličine atoma u sistemu elemenata sljedeća: s povećanjem serijskog broja u periodu, orbitalni radijusi atoma se smanjuju, a u grupi oni se povećavaju. 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, koji stoje u prirodnom nizu nakon lantanida, imaju orbitalne radijuse nešto manje nego što bi se očekivalo, na osnovu općih zakona. To je zbog činjenice da se 14 lantanida nalazi između lantana i hafnijuma u sistemu elemenata, pa je, shodno tome, nuklearni naboj atoma hafnija 14 e više od lantana. Stoga su vanjski elektroni ovih atoma privučeni jezgrom jače nego što bi bili privučeni u odsustvu lantanida (ovaj efekat se često naziva "kontrakcija lantanida").
Imajte na umu da pri prelasku sa atoma elemenata grupe VIIIA na atome elemenata grupe IA, radijus orbite naglo raste. 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, na milimetarskom papiru iscrtati zavisnost orbitalnog radijusa atoma od serijskog 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 ćete to naučiti iz kursa fizike), onda elektron može otići 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 ovo se zove energija jonizacije atoma(E i).

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

Molarna energija jonizacije pokazuje koja je najmanja energija potrebna da se 1 mol elektrona odvoji od 1 mola atoma (jedan elektron od 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?
U fizičkom smislu, energija ionizacije jednaka je radu koji se mora potrošiti da se savlada sila privlačenja elektrona prema atomu kada se elektron pomjera od atoma na beskonačnu udaljenost od njega.

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

I q, i Q su konstantne vrijednosti, pa se može zaključiti da je rad odvajanja elektrona ALI, a sa njim i energija jonizacije E i, obrnuto su proporcionalne orbitalnom radijusu atoma.
Nakon analize vrijednosti orbitalnih radijusa atoma različitih elemenata i odgovarajućih vrijednosti energije ionizacije datih u prilozima 5 i 6, možete vidjeti da je odnos između ovih vrijednosti blizak proporcionalnom, ali donekle drugačije od toga. Razlog zbog kojeg se naš zaključak ne slaže dobro s eksperimentalnim podacima je taj što smo koristili vrlo grub model koji ne uzima u obzir mnoge značajne faktore. Ali čak nam je i ovaj grubi model omogućio da izvučemo ispravan zaključak da se s povećanjem radijusa orbite energija ionizacije atoma smanjuje i, obrnuto, sa smanjenjem radijusa, povećava.
Kako se orbitalni radijus atoma smanjuje u periodu s povećanjem serijskog broja, energija ionizacije raste. U grupi, kako se atomski broj povećava, orbitalni radijus atoma, u pravilu, raste, a energija ionizacije opada. Najveća molarna energija jonizacije je u najmanjim atomima, atomima helijuma (2372 kJ/mol), a od atoma sposobnih za formiranje hemijskih veza, u atomima 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 sklonost atoma da donira "svoje" elektrone: što je energija ionizacije veća, atom je manje sklon doniranju elektrona, i obrnuto.

Pobuđeno stanje, jonizacija, katjon, energija jonizacije, molarna energija jonizacije, promjena energije jonizacije u sistemu elemenata.
1. Koristeći podatke date u Dodatku 6, odredite koliko energije trebate potrošiti da otkinete jedan elektron od svih atoma natrijuma ukupne mase 1 g.
2. Koristeći podatke date u Dodatku 6, odredite koliko puta više energije treba utrošiti da se jedan elektron odvoji od svih atoma natrijuma od 3 g nego od 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 serijskog broja za elemente sa Z od 1 do 40. Dimenzije grafikona su iste kao u zadatku iz prethodnog stava. Pogledajte 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 kolika je energija koja se oslobađa kada se jedan mol elektrona doda jednom molu neutralnih atoma (jedan elektron svakom atomu). 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, elektron bi, čini se, trebao biti odbijen od 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 nalazi u prirodi - ako je potrebno, mora se dobiti kemijskim reakcijama. I morate stalno imati posla sa natrijum hloridom (običnom soli). Na kraju krajeva, kuhinjsku so osoba svakodnevno konzumira uz hranu. I prilično je uobičajen u prirodi. No, na kraju krajeva, sastav kuhinjske soli uključuje kloridne ione, odnosno atome klora koji su vezali po jedan "dodatni" elektron. Jedan od razloga za ovu prevalenciju hloridnih jona je taj što atomi hlora imaju tendenciju vezivanja elektrona, odnosno kada se hloridni ioni formiraju iz atoma hlora 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 više faktora utiče na vrednost energije afiniteta elektrona, priroda promene ove vrednosti u sistemu elemenata je mnogo složenija od prirode promene energije jonizacije. To možete provjeriti analizirajući tabelu datu u Dodatku 7. Ali pošto je vrijednost ove količine određena, prije svega, istom elektrostatičkom interakcijom kao i vrijednosti energije jonizacije, onda je njena promjena u sistemu elemenata (barem u A- grupama) općenito je slična promjeni energije jonizacije, odnosno energija afiniteta elektrona u grupi opada, a u periodu raste. Maksimalna je kod atoma 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 nacrtati zavisnost molarne energije afiniteta elektrona od serijskog broja za atome elemenata sa Z od 1 do 40 koristeći aplikaciju 7.
3.Šta fizičko značenje imaju negativnu energiju afiniteta prema elektronu?
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 donira svoje i prihvati strane elektrone zavisi od njegovih energetskih karakteristika (energija jonizacije i energija afiniteta elektrona). Koji atomi su skloniji da doniraju svoje elektrone, a koji su skloniji da prihvate strance?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, sumiramo u tabeli 15 sve što znamo o promeni ovih sklonosti u sistemu elemenata.

Tabela 15