Élément arsenic. Propriétés de l'arsenic

6.6. Caractéristiques de la structure électronique des atomes de chrome, de cuivre et de certains autres éléments

Si vous avez regardé attentivement l'annexe 4, vous avez probablement remarqué que pour les atomes de certains éléments, la séquence de remplissage des orbitales avec des électrons est perturbée. Parfois, ces violations sont appelées « exceptions », mais ce n'est pas le cas : il n'y a pas d'exceptions aux lois de la nature !

Le premier élément présentant ce trouble est le chrome. Regardons de plus près sa structure électronique (Fig. 6.16 UN). L'atome de chrome en possède 4 s-il n'y a pas deux sous-niveaux, comme on pourrait s'y attendre, mais un seul électron. Mais à 3 heures d-le sous-niveau a cinq électrons, mais ce sous-niveau est rempli après 4 s-sous-niveau (voir Fig. 6.4). Pour comprendre pourquoi cela se produit, regardons ce que sont les nuages ​​d'électrons 3 d-sous-niveau de cet atome.

Chacun des cinq 3 d-les nuages ​​​​dans ce cas sont formés par un électron. Comme vous le savez déjà grâce au § 4 de ce chapitre, le nuage électronique total de ces cinq électrons a une forme sphérique ou, comme on dit, à symétrie sphérique. Selon la nature de la distribution de la densité électronique dans différentes directions, elle est similaire à 1 s-EO. L'énergie du sous-niveau dont les électrons forment un tel nuage s'avère moindre que dans le cas d'un nuage moins symétrique. Dans ce cas, l'énergie orbitale est de 3 d-le sous-niveau est égal à l'énergie 4 s-orbitales. Lorsque la symétrie est brisée, par exemple lorsqu'un sixième électron apparaît, l'énergie des orbitales est de 3 d-le sous-niveau redevient supérieur à l'énergie 4 s-orbitales. Par conséquent, l’atome de manganèse possède à nouveau un deuxième électron à 4 s-AO.
Le nuage général de tout sous-niveau, rempli d'électrons à moitié ou complètement, a une symétrie sphérique. La diminution de l'énergie dans ces cas est de nature générale et ne dépend pas du fait qu'un sous-niveau soit à moitié ou complètement rempli d'électrons. Et si c’est le cas, alors nous devons rechercher la prochaine violation dans l’atome dans la couche électronique duquel le neuvième « arrive » en dernier. d-électron. En effet, l'atome de cuivre possède 3 d-le sous-niveau a 10 électrons et 4 s- un seul sous-niveau (Fig. 6.16 b).
La diminution de l'énergie des orbitales d'un sous-niveau entièrement ou à moitié rempli provoque un certain nombre de phénomènes chimiques importants, dont certains vous seront familiers.

En chimie, les propriétés des atomes isolés ne sont généralement pas étudiées, car presque tous les atomes, lorsqu'ils font partie de diverses substances, forment des liaisons chimiques. Les liaisons chimiques sont formées par l’interaction des couches électroniques des atomes. Pour tous les atomes (sauf l'hydrogène), tous les électrons ne participent pas à la formation des liaisons chimiques : le bore possède trois électrons sur cinq, le carbone en possède quatre sur six et, par exemple, le baryum en possède deux sur cinquante-six. Ces électrons « actifs » sont appelés électrons de valence.

Les électrons de Valence sont parfois confondus avec externe des électrons, mais ce n’est pas la même chose.

Les nuages ​​électroniques d'électrons externes ont un rayon maximum (et une valeur maximale du nombre quantique principal).

Ce sont les électrons externes qui participent en premier lieu à la formation des liaisons, ne serait-ce que parce que lorsque les atomes se rapprochent, les nuages ​​​​d'électrons formés par ces électrons entrent en premier lieu en contact. Mais à leurs côtés, certains électrons peuvent également participer à la formation d'une liaison. pré-externe(avant-dernière) couche, mais seulement s'ils ont une énergie peu différente de l'énergie des électrons externes. Les deux électrons d’un atome sont des électrons de valence. (Dans les lanthanides et les actinides, même certains électrons « externes » sont de valence)
L'énergie des électrons de valence est bien supérieure à l'énergie des autres électrons de l'atome, et les électrons de valence diffèrent beaucoup moins en énergie les uns des autres.
Les électrons externes ne sont toujours des électrons de valence que si l’atome peut former des liaisons chimiques. Ainsi, les deux électrons de l'atome d'hélium sont externes, mais ils ne peuvent pas être appelés valence, car l'atome d'hélium ne forme aucune liaison chimique.
Les électrons de Valence occupent orbitales de valence, qui forment à leur tour sous-niveaux de valence.

A titre d’exemple, considérons un atome de fer dont la configuration électronique est représentée sur la Fig. 6.17. Parmi les électrons d'un atome de fer, le nombre quantique principal maximum ( n= 4) n'en avoir que deux 4 s-électron. Ce sont donc les électrons externes de cet atome. Les orbitales externes de l’atome de fer sont toutes des orbitales avec n= 4, et les sous-niveaux externes sont tous les sous-niveaux formés par ces orbitales, soit 4 s-, 4p-, 4d- et 4 F-EPU.
Les électrons externes sont toujours des électrons de valence, donc 4 s-les électrons de l'atome de fer sont des électrons de valence. Et si oui, alors 3 d-les électrons avec une énergie légèrement plus élevée seront également des électrons de valence. Au niveau externe de l'atome de fer, en plus des 4 remplis s-AO il en reste 4 de libres p-, 4d- et 4 F-AO. Tous sont externes, mais seulement 4 d'entre eux sont de valence R.-AO, puisque l'énergie des orbitales restantes est beaucoup plus élevée, et l'apparition d'électrons dans ces orbitales n'est pas bénéfique pour l'atome de fer.

Donc l'atome de fer
niveau électronique externe – quatrième,
sous-niveaux externes – 4 s-, 4p-, 4d- et 4 F-EPU,
orbitales externes – 4 s-, 4p-, 4d- et 4 F-AO,
électrons externes – deux 4 s-électron (4 s 2),
couche électronique externe – quatrième,
nuage d'électrons externe – 4 s-EO
sous-niveaux de valence – 4 s-, 4p-, et 3 d-EPU,
orbitales de valence – 4 s-, 4p-, et 3 d-AO,
électrons de valence – deux 4 s-électron (4 s 2) et six 3 d-électrons (3 d 6).

Les sous-niveaux de Valence peuvent être remplis partiellement ou totalement d’électrons, ou ils peuvent rester complètement libres. À mesure que la charge nucléaire augmente, les valeurs énergétiques de tous les sous-niveaux diminuent, mais en raison de l'interaction des électrons les uns avec les autres, l'énergie des différents sous-niveaux diminue à différentes « vitesses ». Énergie pleinement remplie d- Et F-les sous-niveaux diminuent tellement qu'ils cessent d'être valence.

A titre d'exemple, considérons les atomes de titane et d'arsenic (Fig. 6.18).

Dans le cas de l'atome 3 de titane d-EPU n'est que partiellement rempli d'électrons et son énergie est supérieure à l'énergie 4 s-EPU, et 3 d-les électrons sont de valence. L'atome d'arsenic a 3 d-EPU est complètement rempli d'électrons et son énergie est nettement inférieure à l'énergie de 4 s-EPU, et donc 3 d-les électrons ne sont pas de valence.
Dans les exemples donnés, nous avons analysé configuration électronique de valence atomes de titane et d'arsenic.

La configuration électronique de valence d'un atome est représentée par formule des électrons de valence, ou sous la forme diagramme énergétique des sous-niveaux de valence.

ÉLECTRONS DE VALENCE, ÉLECTRONS EXTERNES, VALENCE EPU, VALENCE AO, CONFIGURATION DES ÉLECTRONS DE VALENCE D'UN ATOMIQUE, FORMULE DES ÉLECTRONS DE VALENCE, DIAGRAMME DES SOUS-NIVEAUX DE VALENCE.

1. Sur les diagrammes d'énergie que vous avez établis et dans les formules électroniques complètes des atomes Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, indiquez les électrons externes et de valence. Écrivez les formules électroniques de valence de ces atomes. Sur les diagrammes énergétiques, mettre en évidence les parties correspondant aux diagrammes énergétiques des sous-niveaux de valence.
2. Qu'ont en commun les configurations électroniques des atomes : a) Li et Na, B et Al, O et S, Ne et Ar ; b) Zn et Mg, Sc et Al, Cr et S, Ti et Si ; c) H et He, Li et O, K et Kr, Sc et Ga. Quelles sont leurs différences
3. Combien de sous-niveaux de valence y a-t-il dans la couche électronique d'un atome de chaque élément : a) hydrogène, hélium et lithium, b) azote, sodium et soufre, c) potassium, cobalt et germanium
4. Combien d'orbitales de valence sont complètement remplies dans l'atome a) de bore, b) de fluor, c) de sodium ?
5. Combien d'orbitales avec un électron non apparié un atome possède-t-il : a) le bore, b) le fluor, c) le fer
6. Combien d’orbitales externes libres possède l’atome de manganèse ? Combien de valences gratuites ?
7.Pour la leçon suivante, préparez une bande de papier de 20 mm de large, divisez-la en cellules (20 × 20 mm) et appliquez une série naturelle d'éléments (de l'hydrogène au meitnerium) sur cette bande.
8. Dans chaque cellule, placez le symbole de l'élément, son numéro atomique et sa formule d'électrons de valence, comme indiqué sur la Fig. 6.19 (utiliser l’Annexe 4).

La systématisation des éléments chimiques est basée sur la série naturelle des éléments Et principe de similarité des couches électroniques leurs atomes.
Vous connaissez déjà la série naturelle des éléments chimiques. Faisons maintenant connaissance avec le principe de similitude des coques électroniques.
En considérant les formules électroniques de valence des atomes de l'ERE, il est facile de découvrir que pour certains atomes, elles ne diffèrent que par les valeurs du nombre quantique principal. Par exemple, 1 s 1 pour l'hydrogène, 2 s 1 pour le lithium, 3 s 1 pour le sodium, etc. Ou 2 s 2 2p 5 pour le fluor, 3 s 2 3p 5 pour le chlore, 4 s 2 4p 5 pour le brome, etc. Cela signifie que les régions externes des nuages ​​d'électrons de valence de ces atomes ont une forme très similaire et ne diffèrent que par leur taille (et, bien sûr, par leur densité électronique). Et si tel est le cas, alors les nuages ​​​​d'électrons de ces atomes et les configurations de valence correspondantes peuvent être appelés similaire. Pour des atomes d’éléments différents avec des configurations électroniques similaires on peut écrire formules électroniques de valence générale: ns 1 dans le premier cas et ns 2 n.p. 5 dans la seconde. Au fur et à mesure que vous vous déplacez dans la série naturelle d’éléments, vous pouvez trouver d’autres groupes d’atomes avec des configurations de valence similaires.
Ainsi, des atomes avec des configurations électroniques de valence similaires se trouvent régulièrement dans la série naturelle des éléments. C'est le principe de similarité des coques électroniques.
Essayons d'identifier le type de cette régularité. Pour ce faire, nous utiliserons la série naturelle d’éléments que vous avez réalisée.

L'ERE commence par l'hydrogène dont la formule électronique de valence est 1 s 1 . À la recherche de configurations de valence similaires, nous avons coupé la série naturelle d'éléments devant les éléments ayant une formule électronique de valence commune ns 1 (c'est-à-dire avant le lithium, avant le sodium, etc.). Nous avons reçu ce qu'on appelle les « périodes » des éléments. Ajoutons les « périodes » résultantes afin qu'elles deviennent des lignes de tableau (voir Fig. 6.20). En conséquence, seuls les atomes des deux premières colonnes du tableau auront des configurations électroniques similaires.

Essayons d'obtenir une similitude des configurations électroniques de valence dans d'autres colonnes du tableau. Pour ce faire, nous découpons dans les 6ème et 7ème périodes des éléments portant les numéros 58 – 71 et 90 –103 (ils remplissent 4 F- et 5 F-sous-niveaux) et placez-les sous la table. Nous déplacerons les symboles des éléments restants horizontalement comme indiqué sur la figure. Après cela, les atomes d'éléments situés dans la même colonne du tableau auront des configurations de valence similaires, qui peuvent être exprimées par des formules électroniques générales de valence : ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 et ainsi de suite jusqu'à ns 2 n.p. 6. Tous les écarts par rapport aux formules générales de valence s'expliquent par les mêmes raisons que dans le cas du chrome et du cuivre (voir paragraphe 6.6).

Comme vous pouvez le constater, en utilisant l'ERE et en appliquant le principe de similarité des couches électroniques, nous avons pu systématiser les éléments chimiques. Un tel système d'éléments chimiques est appelé naturel, puisqu'il repose exclusivement sur les lois de la Nature. Le tableau que nous avons reçu (Fig. 6.21) est l'un des moyens de représenter graphiquement un système naturel d'éléments et s'appelle tableau à longue période des éléments chimiques.

PRINCIPE DE SIMILARITÉ DES COQUILLES ÉLECTRONIQUES, SYSTÈME NATUREL D'ÉLÉMENTS CHIMIQUES (SYSTÈME "PÉRIODIQUE"), TABLEAU DES ÉLÉMENTS CHIMIQUES.

Examinons de plus près la structure du tableau des éléments chimiques sur une longue période.
Les lignes de ce tableau, comme vous le savez déjà, sont appelées « périodes » d'éléments. Les périodes sont numérotées avec des chiffres arabes de 1 à 7. La première période ne comporte que deux éléments. Les deuxième et troisième périodes, contenant chacune huit éléments, sont appelées court périodes. Les quatrième et cinquième périodes, contenant chacune 18 éléments, sont appelées long périodes. Les sixième et septième périodes, contenant chacune 32 éléments, sont appelées extra long périodes.
Les colonnes de ce tableau s'appellent groupeséléments. Les numéros de groupe sont indiqués par des chiffres romains avec les lettres latines A ou B.
Les éléments de certains groupes ont leurs propres noms (de groupe) communs : éléments du groupe IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - éléments alcalins(ou éléments métalliques alcalins); Éléments du groupe IIA (Ca, Sr, Ba et Ra) – éléments alcalino-terreux(ou éléments métalliques alcalino-terreux)(le nom « métaux alcalins » et métaux alcalino-terreux » fait référence à des substances simples formées par les éléments correspondants et ne doit pas être utilisé comme noms de groupes d'éléments); éléments du groupe VIA (O, S, Se, Te, Po) – chalcogènes, éléments du groupe VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogènes, éléments du groupe VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – éléments de gaz rares.(L'appellation traditionnelle « gaz nobles » fait également référence à des substances simples)
Les éléments portant les numéros de série 58 – 71 (Ce – Lu) habituellement placés en bas du tableau sont appelés lanthanides(« suivant le lanthane »), et les éléments portant les numéros de série 90 – 103 (Th – Lr) – actinides("à la suite de l'anémone de mer"). Il existe une version du tableau des périodes longues, dans laquelle les lanthanides et les actinides ne sont pas coupés de l'ERE, mais restent à leur place pendant des périodes ultra-longues. Ce tableau est parfois appelé période ultra longue.
Le tableau des périodes longues est divisé en quatre bloc(ou sections).
s-Bloc comprend des éléments des groupes IA et IIA avec des formules électroniques de valence communes ns 1 et ns 2 (s-éléments).
r-Bloc comprend des éléments du groupe IIIA à VIIIA avec des formules électroniques de valence communes de ns 2 n.p. 1 à ns 2 n.p. 6 (éléments p).
bloc d comprend des éléments du groupe IIIB à IIB avec des formules électroniques de valence communes de ns 2 (n–1)d 1 à ns 2 (n–1)d 10 (éléments d).
f-Bloc comprend les lanthanides et les actinides ( éléments F).

Éléments s- Et p-les blocs forment des groupes A et des éléments d-bloc – groupe B du système d’éléments chimiques. Tous F-les éléments sont formellement inclus dans le groupe IIIB.
Les éléments de la première période - l'hydrogène et l'hélium - sont s-éléments et peuvent être placés dans les groupes IA et IIA. Mais l'hélium est le plus souvent placé dans le groupe VIIIA comme élément avec lequel se termine la période, ce qui est tout à fait cohérent avec ses propriétés (l'hélium, comme tous les autres substances simples formé par des éléments de ce groupe est un gaz noble). L'hydrogène est souvent placé dans le groupe VIIA, car ses propriétés sont beaucoup plus proches des halogènes que des éléments alcalins.
Chacune des périodes du système commence par un élément ayant une configuration de valence d'atomes ns 1, puisque c'est à partir de ces atomes que commence la formation de la couche électronique suivante, et se termine par un élément avec une configuration de valence d'atomes ns 2 n.p. 6 (sauf pour la première période). Cela permet d'identifier facilement sur le diagramme énergétique des groupes de sous-niveaux remplis d'électrons dans les atomes de chaque période (Fig. 6.22). Faites ce travail avec tous les sous-niveaux montrés dans la copie que vous avez faite de la figure 6.4. Les sous-niveaux mis en évidence dans la figure 6.22 (à l'exception des sous-niveaux complètement remplis) d- Et F-sous-niveaux) sont la valence des atomes de tous les éléments d'une période donnée.
Apparition dans les périodes s-, p-, d- ou F-les éléments correspondent entièrement à la séquence de remplissage s-, p-, d- ou F-sous-niveaux avec des électrons. Cette caractéristique du système d'éléments permet, connaissant la période et le groupe auquel appartient un élément donné, d'écrire immédiatement sa valeur de valence formule électronique.

TABLEAU LONGUE PÉRIODE DES ÉLÉMENTS CHIMIQUES, BLOCS, PÉRIODES, GROUPES, ÉLÉMENTS ALCALINS, ÉLÉMENTS ALCALINO-TERREUX, CHALCOGÈNES, HALOGÈNES, ÉLÉMENTS DE GAZ NOBLE, LANTANOIDES, ACTINOIDES.
Écrivez les formules électroniques générales de valence des atomes des éléments des groupes a) IVA et IVB, b) des groupes IIIA et VIIB ?
2. Qu'ont en commun les configurations électroniques des atomes des éléments des groupes A et B ? Comment sont-ils différents?
3. Combien de groupes d'éléments sont inclus dans a) s-bloc B) R.-bloc, c) d-bloc?
4.Continuez la figure 30 dans le sens de l'augmentation de l'énergie des sous-niveaux et mettez en surbrillance les groupes de sous-niveaux remplis d'électrons dans les 4ème, 5ème et 6ème périodes.
5. Énumérez les sous-niveaux de valence des atomes a) de calcium, b) de phosphore, c) de titane, d) de chlore, e) de sodium. 6. Indiquez en quoi les éléments s, p et d diffèrent les uns des autres.
7.Expliquez pourquoi l'appartenance d'un atome à un élément est déterminée par le nombre de protons dans le noyau, et non par la masse de cet atome.
8.Pour les atomes de lithium, d'aluminium, de strontium, de sélénium, de fer et de plomb, composez des formules électroniques de valence, complètes et abrégées et dessinez des diagrammes énergétiques des sous-niveaux de valence. 9.Quels atomes d'éléments correspondent aux formules électroniques de valence suivantes : 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

À différentes fins, nous avons besoin de connaître la configuration totale ou de valence d'un atome. Chacune de ces configurations électroniques peut être représentée soit par une formule, soit par un diagramme d'énergie. C'est, configuration électronique complète d'un atome s'exprime formule électronique complète d'un atome, ou diagramme énergétique complet d'un atome. À son tour, configuration électronique de valence d'un atome s'exprime valence(ou comme on l'appelle souvent, " court") formule électronique de l'atome, ou diagramme des sous-niveaux de valence d'un atome(Fig. 6.23).

Auparavant, nous créions des formules électroniques pour les atomes en utilisant les numéros atomiques des éléments. Parallèlement, nous avons déterminé la séquence de remplissage des sous-niveaux en électrons selon le diagramme énergétique : 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4F, 5d, 6p, 7s et ainsi de suite. Et ce n’est qu’en écrivant la formule électronique complète que nous pourrions écrire la formule de valence.
Il est plus pratique d'écrire la formule électronique de valence d'un atome, qui est le plus souvent utilisée, en fonction de la position de l'élément dans le système d'éléments chimiques, en utilisant les coordonnées de groupe de périodes.
Regardons de plus près comment cela se fait pour les éléments s-, p- Et d-blocs
Pour les éléments s-la formule électronique de valence en bloc d'un atome se compose de trois symboles. De manière générale, cela peut s'écrire ainsi :

En premier lieu (à la place de la grande cellule) est placé le numéro de période (égal au nombre quantique principal de ces s-électrons), et sur le troisième (en exposant) - le numéro de groupe (égal au nombre d'électrons de valence). En prenant comme exemple l'atome de magnésium (3ème période, groupe IIA), on obtient :

Pour les éléments p-la formule électronique de valence en bloc d'un atome se compose de six symboles :

Ici, à la place des grandes cellules, est également placé le numéro de période (égal au nombre quantique principal de ces s- Et p-électrons), et le numéro de groupe ( égal au nombreélectrons de valence) s'avère être égal à la somme des exposants. Pour l'atome d'oxygène (2ème période, groupe VIA) on obtient :

2s 2 2p 4 .

Formule électronique de Valence de la plupart des éléments d-block peut s'écrire ainsi :

Comme dans les cas précédents, ici à la place de la première cellule est mis le numéro de période (égal au nombre quantique principal de ces s-électrons). Le nombre dans la deuxième cellule s'avère être un de moins, puisque le nombre quantique principal de ceux-ci d-des électrons. Le numéro de groupe ici est également égal à la somme des indices. Exemple – formule électronique de valence du titane (4ème période, groupe IVB) : 4 s 2 3d 2 .

Le numéro de groupe est égal à la somme des indices des éléments du groupe VIB, mais, comme vous vous en souvenez, dans leur valence s-le sous-niveau n'a qu'un seul électron, et la formule électronique générale de valence est ns 1 (n–1)d 5 . Par conséquent, la formule électronique de valence, par exemple, du molybdène (5ème période) est 5 s 1 4d 5 .
Il est également facile de composer la formule électronique de valence de n'importe quel élément du groupe IB, par exemple, or (6ème période)>–>6 s 1 5d 10, mais dans ce cas, vous devez vous rappeler que d- les électrons des atomes des éléments de ce groupe restent encore de valence, et certains d'entre eux peuvent participer à la formation de liaisons chimiques.
La formule électronique générale de valence des atomes des éléments du groupe IIB est ns 2 (n – 1)d dix . Par conséquent, la formule électronique de valence, par exemple, d'un atome de zinc est 4 s 2 3d 10 .
Les formules électroniques de valence des éléments de la première triade (Fe, Co et Ni) obéissent également à des règles générales. Le fer, élément du groupe VIIIB, a une formule électronique de valence de 4 s 2 3d 6. L'atome de cobalt en possède un d-électron plus (4 s 2 3d 7), et pour l'atome de nickel - par deux (4 s 2 3d 8).
En utilisant uniquement ces règles d'écriture de formules électroniques de valence, il est impossible de composer des formules électroniques pour les atomes de certains d-éléments (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), car en eux, en raison du désir de couches électroniques hautement symétriques, le remplissage des sous-niveaux de valence avec des électrons présente des caractéristiques supplémentaires.
Connaissant la formule électronique de valence, vous pouvez écrire la formule électronique complète de l'atome (voir ci-dessous).
Souvent, au lieu de formules électroniques complètes et encombrantes, ils écrivent formules électroniques abrégées atomes. Pour les compiler dans la formule électronique, tous les électrons de l'atome sauf ceux de valence sont isolés, leurs symboles sont placés entre crochets, et la partie de la formule électronique correspondant à la formule électronique de l'atome du dernier élément du la période précédente (l'élément formant un gaz rare) est remplacée par le symbole de cet atome.

Des exemples de formules électroniques de différents types sont donnés dans le tableau 14.

Tableau 14. Exemples de formules électroniques d'atomes

Algorithme de compilation de formules électroniques d'atomes (en utilisant l'exemple de l'atome d'iode)

Remarques
1. Pour les éléments des 2ème et 3ème périodes, la troisième opération (sans la quatrième) conduit immédiatement à la formule électronique complète.
2. (n – 1)d 10 -Les électrons restent de valence sur les atomes des éléments du groupe IB.

FORMULE ÉLECTRONIQUE COMPLÈTE, FORMULE ÉLECTRONIQUE DE VALENCE, FORMULE ÉLECTRONIQUE COURT, ALGORITHME DE COMPILATION DE FORMULES ÉLECTRONIQUES D'ATOMES.
1. Composez la formule électronique de valence d'un atome de l'élément a) la deuxième période du troisième groupe A, b) la troisième période du deuxième groupe A, c) la quatrième période du quatrième groupe A.
2. Créez des formules électroniques abrégées pour les atomes de magnésium, de phosphore, de potassium, de fer, de brome et d'argon.

Au cours des plus de 100 années qui se sont écoulées depuis la découverte du système naturel des éléments, plusieurs centaines de tableaux différents ont été proposés qui reflètent graphiquement ce système. Parmi ceux-ci, en plus du tableau à longue période, le plus répandu est le tableau d'éléments dit à courte période de D. I. Mendeleev. Un tableau de périodes courtes est obtenu à partir d'un tableau de périodes longues si les 4ème, 5ème, 6ème et 7ème périodes sont coupées devant les éléments du groupe IB, écartées et les rangées résultantes sont pliées de la même manière que nous précédemment plié les périodes. Le résultat est présenté dans la figure 6.24.

Les lanthanides et les actinides sont également placés ici sous le tableau principal.

DANS groupes Ce tableau contient des éléments dont les atomes même nombre d'électrons de valence quelles que soient les orbitales dans lesquelles se trouvent ces électrons. Ainsi, les éléments chlore (un élément typique formant un non-métal ; 3 s 2 3p 5) et du manganèse (un élément formant du métal ; 4 s 2 3d 5), n’ayant pas de couches électroniques similaires, entrent ici dans le même septième groupe. La nécessité de distinguer de tels éléments nous oblige à les distinguer en groupes sous-groupes: principal– analogues des groupes A du tableau des longues périodes et côté– analogues des groupes B. Sur la figure 34, les symboles des éléments des sous-groupes principaux sont décalés vers la gauche, et les symboles des éléments des sous-groupes secondaires sont décalés vers la droite.
Certes, cette disposition des éléments dans le tableau a aussi ses avantages, car c'est le nombre d'électrons de valence qui est principalement déterminé possibilités de valence atome.
Le tableau à longue période reflète les lois de la structure électronique des atomes, les similitudes et les modèles de changements dans les propriétés des substances simples et des composés à travers les groupes d'éléments, les changements réguliers d'un certain nombre de grandeurs physiques caractérisant les atomes, les substances simples et les composés. dans tout le système d'éléments, et bien plus encore. Le tableau des courtes périodes est moins pratique à cet égard.

TABLEAU COURTE PÉRIODE, SOUS-GROUPES PRINCIPAUX, SOUS-GROUPES SECONDAIRES.
1. Convertissez le tableau à longue période que vous avez construit à partir d’une série naturelle d’éléments en un tableau à courte période. Faites la conversion inverse.
2. Est-il possible d'établir une formule électronique générale de valence pour les atomes des éléments d'un groupe du tableau des périodes courtes ? Pourquoi?

L'atome n'a pas de frontières claires. Quelle est la taille d’un atome isolé ? Le noyau d’un atome est entouré d’une couche électronique et cette couche est constituée de nuages ​​​​d’électrons. La taille de l'EO est caractérisée par un rayon r eo. Tous les nuages ​​​​de la couche externe ont à peu près le même rayon. La taille d’un atome peut donc être caractérisée par ce rayon. On l'appelle rayon orbital de l'atome(r 0).

Les valeurs des rayons orbitaux des atomes sont données en annexe 5.
Le rayon de l'EO dépend de la charge du noyau et de l'orbitale dans laquelle se trouve l'électron formant ce nuage. Par conséquent, le rayon orbital d’un atome dépend de ces mêmes caractéristiques.
Considérons les coques électroniques des atomes d'hydrogène et d'hélium. Dans l’atome d’hydrogène comme dans l’atome d’hélium, les électrons sont situés à 1 s-AO, et leurs nuages ​​auraient la même taille si les charges des noyaux de ces atomes étaient les mêmes. Mais la charge sur le noyau d’un atome d’hélium est deux fois plus grande que la charge sur le noyau d’un atome d’hydrogène. Selon la loi de Coulomb, la force d'attraction agissant sur chaque électron d'un atome d'hélium est deux fois la force d'attraction d'un électron vers le noyau d'un atome d'hydrogène. Par conséquent, le rayon de l’atome d’hélium doit être bien plus petit que le rayon de l’atome d’hydrogène. C'est vrai: r 0 (Il) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
L'atome de lithium possède un électron externe à 2 s-AO, c'est-à-dire forme un nuage de la deuxième couche. Naturellement, son rayon devrait être plus grand. Vraiment: r 0 (Li) = 1,586 E.
Les atomes des éléments restants de la deuxième période ont des électrons externes (et 2 s, et 2 p) sont situés dans la même deuxième couche électronique, et la charge nucléaire de ces atomes augmente avec l'augmentation du numéro atomique. Les électrons sont plus fortement attirés vers le noyau et, naturellement, les rayons des atomes diminuent. On pourrait répéter ces arguments pour des atomes d'éléments d'autres périodes, mais avec une précision : le rayon orbital ne diminue de façon monotone que lorsque chacun des sous-niveaux est rempli.
Mais si l'on ignore les détails, la nature générale du changement de taille des atomes dans un système d'éléments est la suivante : avec une augmentation du nombre ordinal au cours d'une période, les rayons orbitaux des atomes diminuent, et dans un groupe ils augmenter. Le plus gros atome est un atome de césium et le plus petit est un atome d'hélium, mais parmi les atomes d'éléments qui forment des composés chimiques (l'hélium et le néon ne les forment pas), le plus petit est un atome de fluor.
La plupart des atomes d'éléments de la série naturelle après les lanthanides ont des rayons orbitaux légèrement plus petits que ce à quoi on pourrait s'attendre sur la base des lois générales. Cela est dû au fait qu'entre le lanthane et le hafnium dans le système d'éléments, il y a 14 lanthanides et, par conséquent, la charge du noyau de l'atome de hafnium est de 14. e plus que le lanthane. Par conséquent, les électrons externes de ces atomes sont attirés vers le noyau plus fortement qu’ils ne le seraient en l’absence de lanthanides (cet effet est souvent appelé « contraction des lanthanides »).
Veuillez noter que lorsque vous passez des atomes des éléments du groupe VIIIA aux atomes des éléments du groupe IA, le rayon orbital augmente brusquement. Par conséquent, notre choix des premiers éléments de chaque période (voir § 7) s'est avéré correct.

RAYON ORBITAL D'UN ATOME, SON CHANGEMENT DANS LE SYSTÈME D'ÉLÉMENTS.
1.D'après les données données en annexe 5, tracez sur du papier millimétré un graphique de la dépendance du rayon orbital d'un atome sur le numéro atomique de l'élément pour les éléments avec Z de 1 à 40. La longueur de l'axe horizontal est de 200 mm, la longueur de l'axe vertical est de 100 mm.
2. Comment pouvez-vous caractériser l’apparence de la ligne brisée résultante ?

Si vous donnez de l'énergie supplémentaire à un électron dans un atome (vous apprendrez comment cela peut être fait dans un cours de physique), alors l'électron peut se déplacer vers une autre AO, c'est-à-dire que l'atome se retrouvera dans état excité. Cet état est instable et l’électron reviendra presque immédiatement à son état d’origine et l’excès d’énergie sera libéré. Mais si l'énergie transmise à l'électron est suffisamment grande, l'électron peut se détacher complètement de l'atome, tandis que l'atome ionisé, c'est-à-dire se transforme en un ion chargé positivement ( cation). L'énergie nécessaire pour cela s'appelle énergie d'ionisation atomique(E Et).

Il est assez difficile de retirer un électron d'un seul atome et de mesurer l'énergie nécessaire pour cela, elle est donc pratiquement déterminée et utilisée énergie d'ionisation molaire(E et m).

L'énergie d'ionisation molaire montre quelle est l'énergie minimale requise pour éliminer 1 mole d'électrons de 1 mole d'atomes (un électron de chaque atome). Cette valeur est généralement mesurée en kilojoules par mole. Les valeurs de l'énergie molaire d'ionisation du premier électron pour la plupart des éléments sont données en annexe 6.
Comment l'énergie d'ionisation d'un atome dépend-elle de la position de l'élément dans le système d'éléments, c'est-à-dire comment change-t-elle dans le groupe et la période ?
Dans sa signification physique, l'énergie d'ionisation est égale au travail qui doit être dépensé pour vaincre la force d'attraction entre un électron et un atome lors du déplacement d'un électron d'un atome à une distance infinie de celui-ci.

Où q– la charge électronique, Q est la charge du cation restant après le retrait d'un électron, et r o est le rayon orbital de l'atome.

ET q, Et Q– les quantités sont constantes, et on peut conclure que le travail d’élimination d’un électron UN, et avec elle l'énergie d'ionisation E et sont inversement proportionnels au rayon orbital de l’atome.
En analysant les valeurs des rayons orbitaux des atomes de divers éléments et les valeurs d'énergie d'ionisation correspondantes données dans les annexes 5 et 6, vous pouvez vous assurer que la relation entre ces quantités est proche de proportionnelle, mais en diffère quelque peu . La raison pour laquelle notre conclusion ne concorde pas très bien avec les données expérimentales est que nous avons utilisé un modèle très rudimentaire qui ne prenait pas en compte de nombreux facteurs importants. Mais même ce modèle approximatif nous a permis de tirer la conclusion correcte selon laquelle avec l'augmentation du rayon orbital, l'énergie d'ionisation de l'atome diminue et, à l'inverse, avec la diminution du rayon, elle augmente.
Puisque dans une période où le numéro atomique augmente, le rayon orbital des atomes diminue, l'énergie d'ionisation augmente. Dans un groupe, à mesure que le numéro atomique augmente, le rayon orbital des atomes augmente généralement et l'énergie d'ionisation diminue. L'énergie d'ionisation molaire la plus élevée se trouve dans les plus petits atomes, les atomes d'hélium (2372 kJ/mol), et parmi les atomes capables de former des liaisons chimiques, les atomes de fluor (1681 kJ/mol). Le plus petit concerne les plus gros atomes, les atomes de césium (376 kJ/mol). Dans un système d'éléments, la direction de l'augmentation de l'énergie d'ionisation peut être représentée schématiquement comme suit :

En chimie, il est important que l’énergie d’ionisation caractérise la tendance d’un atome à abandonner « ses » électrons : plus l’énergie d’ionisation est élevée, moins l’atome est enclin à abandonner des électrons, et vice versa.

ÉTAT EXCITÉ, IONISATION, CATION, ÉNERGIE D'IONISATION, ÉNERGIE D'IONISATION MOLAIRE, CHANGEMENT D'ÉNERGIE D'IONISATION DANS UN SYSTÈME D'ÉLÉMENTS.
1. À l'aide des données fournies à l'annexe 6, déterminez la quantité d'énergie qui doit être dépensée pour retirer un électron de tous les atomes de sodium d'une masse totale de 1 g.
2. À l'aide des données fournies à l'annexe 6, déterminez combien de fois plus d'énergie est nécessaire pour retirer un électron de tous les atomes de sodium pesant 3 g que de tous les atomes de potassium de même masse. Pourquoi ce rapport diffère-t-il du rapport des énergies d'ionisation molaire des mêmes atomes ?
3.Selon les données fournies à l'annexe 6, tracez la dépendance de l'énergie d'ionisation molaire sur le numéro atomique pour les éléments avec Z de 1 à 40. Les dimensions du graphique sont les mêmes que dans l'affectation au paragraphe précédent. Vérifiez si ce graphique correspond au choix des « périodes » du système d’éléments.

La deuxième caractéristique énergétique la plus importante d’un atome est énergie d'affinité électronique(E Avec).

En pratique, comme dans le cas de l'énergie d'ionisation, la quantité molaire correspondante est généralement utilisée - énergie d'affinité électronique molaire().

L'énergie d'affinité électronique molaire montre l'énergie libérée lorsqu'une mole d'électrons est ajoutée à une mole d'atomes neutres (un électron pour chaque atome). Comme l’énergie d’ionisation molaire, cette quantité se mesure également en kilojoules par mole.
À première vue, il peut sembler que l'énergie ne devrait pas être libérée dans ce cas, car un atome est une particule neutre et il n'y a pas de forces d'attraction électrostatiques entre un atome neutre et un électron chargé négativement. Au contraire, en s'approchant d'un atome, un électron, semble-t-il, devrait être repoussé par les mêmes électrons chargés négativement qui forment la couche électronique. En fait, ce n'est pas vrai. N'oubliez pas si vous avez déjà eu affaire à du chlore atomique. Bien sûr que non. Après tout, cela n’existe qu’à des températures très élevées. Même le chlore moléculaire le plus stable n'existe pratiquement pas dans la nature ; si nécessaire, il doit être obtenu par des réactions chimiques. Et vous devez constamment faire face au chlorure de sodium (sel de table). Après tout, le sel de table est consommé quotidiennement par les humains avec de la nourriture. Et dans la nature, cela se produit assez souvent. Mais le sel de table contient des ions chlorure, c’est-à-dire des atomes de chlore qui ont ajouté un électron « supplémentaire ». L’une des raisons pour lesquelles les ions chlorure sont si courants est que les atomes de chlore ont tendance à gagner des électrons, c’est-à-dire que lorsque les ions chlorure sont formés à partir d’atomes de chlore et d’électrons, de l’énergie est libérée.
L'une des raisons de la libération d'énergie vous est déjà connue - elle est associée à une augmentation de la symétrie de la couche électronique de l'atome de chlore lors de la transition vers une charge unique. anion. En même temps, comme vous vous en souvenez, l'énergie 3 p-le sous-niveau diminue. Il existe d'autres raisons plus complexes.
Du fait que la valeur de l'énergie d'affinité électronique est influencée par plusieurs facteurs, la nature du changement de cette quantité dans un système d'éléments est beaucoup plus complexe que la nature du changement de l'énergie d'ionisation. Vous pouvez vous en convaincre en analysant le tableau donné en annexe 7. Mais comme la valeur de cette grandeur est déterminée d'abord par la même interaction électrostatique que les valeurs de l'énergie d'ionisation, puis son évolution dans le système de éléments (au moins dans les groupes A) dans Plan général similaire à un changement dans l'énergie d'ionisation, c'est-à-dire que l'énergie d'affinité électronique dans un groupe diminue et au cours d'une période, elle augmente. Elle est maximale pour les atomes de fluor (328 kJ/mol) et de chlore (349 kJ/mol). La nature du changement de l'énergie d'affinité électronique dans un système d'éléments ressemble à la nature du changement de l'énergie d'ionisation, c'est-à-dire que la direction de l'augmentation de l'énergie d'affinité électronique peut être représentée schématiquement comme suit :

2.Sur la même échelle le long de l'axe horizontal que dans les tâches précédentes, construisez un graphique de la dépendance de l'énergie molaire d'affinité électronique sur le numéro atomique des atomes d'éléments avec Z de 1 à 40 en utilisant l'application 7.
3.Lequel signification physique ont des énergies d'affinité électronique négatives ?
4. Pourquoi, de tous les atomes des éléments de la 2ème période, seuls le béryllium, l'azote et le néon ont des valeurs négatives de l'énergie molaire d'affinité électronique ?

Vous savez déjà que la tendance d’un atome à abandonner ses propres électrons et à ajouter ceux des autres dépend de ses caractéristiques énergétiques (énergie d’ionisation et énergie d’affinité électronique). Quels atomes sont plus enclins à abandonner leurs électrons, et lesquels sont plus enclins à en accepter d’autres ?
Pour répondre à cette question, résumons dans le tableau 15 tout ce que nous savons sur l'évolution de ces inclinaisons dans le système d'éléments.

Tableau 15. Modifications de la propension des atomes à abandonner leurs propres électrons et à gagner des électrons étrangers