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 violée. 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 une telle violation est le chrome. Considérons plus en détail sa structure électronique (Fig. 6.16 UN). L'atome de chrome en possède 4 s-le sous-niveau n'est pas deux, comme on pourrait s'y attendre, mais un seul électron. Mais pour 3 d-sous-niveau 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 commun de ces cinq électrons est sphérique ou, comme on dit, à symétrie sphérique. De par 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 plus faible que dans le cas d'un nuage moins symétrique. Dans ce cas, l'énergie des orbitales 3 d-le sous-niveau est égal à l'énergie 4 s-orbitales. Lorsque la symétrie est brisée, par exemple lorsque le sixième électron apparaît, l'énergie des orbitales est de 3 d-le sous-niveau redevient plus que l'énergie 4 s-orbitales. Par conséquent, l’atome de manganèse possède à nouveau un deuxième électron pendant 4 s-AO.
La symétrie sphérique a un nuage commun de tout sous-niveau rempli d'électrons à moitié et complètement. 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 tel est le cas, alors nous devons rechercher la prochaine violation dans l'atome, dans la couche électronique dont la neuvième « vient » en dernier. d-électron. En effet, l'atome de cuivre possède 3 d-sous-niveau 10 électrons, et 4 s- il n'y a qu'un seul sous-niveau (Fig. 6.16 b).
La diminution de l'énergie des orbitales d'un sous-niveau entièrement ou à moitié rempli est à l'origine d'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, faisant partie de diverses substances, forment des liaisons chimiques. Des liaisons chimiques se forment lors de l’interaction des couches électroniques des atomes. Pour tous les atomes (sauf l'hydrogène), tous les électrons ne participent pas à la formation de liaisons chimiques : pour le bore, trois électrons sur cinq, pour le carbone, quatre sur six et, par exemple, pour le baryum, deux sur cinquante. six. Ces électrons « actifs » sont appelés électrons de valence.

Parfois, les électrons de valence sont confondus avec externe des électrons, mais ce n’est pas la même chose.

Les nuages ​​​​d'électrons externes ont le rayon maximum (et la 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 avec eux, une partie des électrons peut 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. Ces électrons et d’autres de l’atome sont tous deux de valence. (Dans les lanthanides et les actinides, même certains des 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 n'ont toujours 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 figure. 6.17. Parmi les électrons de l'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 de valence, donc 4 s-les électrons d'un atome de fer sont des électrons de valence. Et si oui, alors 3 d-les électrons avec une énergie légèrement plus élevée seront également de valence. Au niveau externe de l'atome de fer, en plus des 4 remplis s-AO il y en a encore 4 libres p-, 4d- et 4 F-AO. Tous sont externes, mais seulement 4 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 - le quatrième,
sous-niveaux extérieurs - 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),
la couche électronique externe est la 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 partiellement ou totalement remplis d'électrons, ou ils peuvent rester libres du tout. Avec une augmentation de la charge du noyau, 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 avec différentes "vitesses". L'énergie du plein 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 de 4 s-EPU, et 3 d-les électrons sont de valence. À l'atome d'arsenic 3 d-EPU est complètement rempli d'électrons et son énergie est bien inférieure à l'énergie 4 s-EPU, et donc 3 d-les électrons ne sont pas de valence.
Dans ces exemples, 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 électronique 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 DE L'ATOME, FORMULE DES ÉLECTRONS DE VALENCE, DIAGRAMME DE SOUS-NIVEAU 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'est-ce qui est commun entre 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 chacun des éléments : a) hydrogène, hélium et lithium, b) azote, sodium et soufre, c) potassium, cobalt et germanium
4. Combien d'orbitales de valence sont complètement remplies au niveau de l'atome de a) bore, b) fluor, c) sodium ?
5. Combien d'orbitales avec un électron non apparié un atome possède-t-il a) du bore, b) du fluor, c) du fer
6. Combien d’orbitales externes libres possède un 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 alvéoles (20 × 20 mm) et appliquez sur cette bande une série naturelle d'éléments (de l'hydrogène au meitnerium).
8. Dans chaque cellule, placez le symbole de l'élément, son numéro de série et la formule électronique 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 gamme naturelle des éléments chimiques. Faisons maintenant connaissance avec le principe de similitude des couches électroniques.
Compte tenu des formules électroniques de valence des atomes dans le NRE, il est facile de constater 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 extérieures 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 leurs 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 communes: ns 1 dans le premier cas et ns 2 np 5 dans la seconde. En parcourant la série naturelle des éléments, on peut trouver d’autres groupes d’atomes avec des configurations de valence similaires.
Ainsi, dans la série naturelle des éléments, des atomes ayant des configurations électroniques de valence similaires apparaissent régulièrement. C'est le principe de similarité des couches électroniques.
Essayons de révéler la forme de cette régularité. Pour ce faire, nous utiliserons la série naturelle d’éléments que vous avez réalisée.

NRE 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 des éléments dits « périodes ». Ajoutons les « périodes » résultantes afin qu'elles deviennent des lignes de tableau (voir Figure 6.20). De ce fait, seuls les atomes des deux premières colonnes du tableau auront de telles configurations électroniques.

Essayons d'obtenir une similitude des configurations électroniques de valence dans d'autres colonnes du tableau. Pour ce faire, nous découpons les éléments portant les numéros 58 - 71 et 90 -103 des 6ème et 7ème périodes (ils ont 4 F- et 5 F-sous-niveaux) et placez-les sous la table. Les symboles des éléments restants seront décalés horizontalement comme indiqué sur la figure. Après cela, les atomes des éléments de la même colonne du tableau auront des configurations de valence similaires, qui peuvent être exprimées dans des formules électroniques de valence générales : ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 et ainsi de suite jusqu'à ns 2 np 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 le NRE et en appliquant le principe de similarité des couches électroniques, nous avons réussi à systématiser les éléments chimiques. Un tel système d'éléments chimiques est appelé naturel, car il est basé uniquement 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.

Faisons connaissance plus en détail avec la structure du tableau des éléments chimiques à longue période.
Les lignes de ce tableau, comme vous le savez déjà, sont appelées « périodes » des éléments. Les périodes sont numérotées avec des chiffres arabes de 1 à 7. Il n'y a que deux éléments dans la première période. 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)(les noms "métaux alcalins" et métaux alcalino-terreux" désignent les substances simples formées par les éléments correspondants et ne doivent pas être utilisés 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 VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – éléments de gaz rares.(Le nom traditionnel « gaz rares » s'applique également aux substances simples)
Les éléments habituellement placés dans la partie inférieure du tableau avec les numéros d'ordre 58 - 71 (Ce - Lu) sont appelés lanthanides("suivant le lanthane"), et les éléments portant les numéros de série 90 - 103 (Th - Lr) - actinides("suivant l'actinium"). Il existe une variante du tableau des périodes longues, dans laquelle les lanthanides et les actinides ne sont pas coupés du NRE, mais restent à leur place pendant des périodes extra-longues. Ce tableau est parfois appelé période très longue.
Le tableau des périodes longues est divisé en quatre bloc(ou sections).
bloc s comprend des éléments des groupes IA et IIA avec des formules électroniques de valence communes ns 1 et ns 2 (s-éléments).
bloc p comprend des éléments du groupe IIIA à VIIIA avec des formules électroniques de valence communes de ns 2 np 1 à ns 2 np 6 (éléments p).
bloc d comprend des éléments du groupe IIIB au groupe IIB avec des formules électroniques de valence communes de ns 2 (n–1)d 1 à ns 2 (n–1)d 10 (éléments d).
bloc f 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 d'un 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 les 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 qui a 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 la configuration de valence des atomes ns 2 np 6 (sauf pour la première période). Cela facilite l'identification des groupes de sous-niveaux sur le diagramme énergétique qui sont remplis d'électrons au niveau des atomes de chacune des périodes (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 entièrement 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 sont parfaitement cohérents avec la séquence de remplissage s-, p-, d- ou F- les sous-niveaux d'électrons. Cette caractéristique du système d'éléments permet, connaissant la période et le groupe qui comprend un élément donné, d'écrire immédiatement sa valence formule électronique.

TABLEAU LONGUE PÉRIODE DES ÉLÉMENTS CHIMIQUES, BLOCS, PÉRIODES, GROUPES, ÉLÉMENTS ALCALINS, ÉLÉMENTS ALCALINO-TERREUX, CHALCOGÈNES, HALOGÈNES, ÉLÉMENTS GAZ NOBLE, LANTHANOIDES, ACTINIDES.
Notez les formules électroniques générales de valence des atomes des éléments a) groupes IVA et IVB, b) groupes IIIA et VIIB ?
2. Qu'est-ce qui est commun entre les configurations électroniques des atomes des éléments des groupes A et B ? En quoi diffèrent-ils ?
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 sélectionnez des groupes de sous-niveaux remplis d'électrons dans les 4ème, 5ème et 6ème périodes.
5. Énumérez les sous-niveaux de valence des atomes a) calcium, b) phosphore, c) titane, d) chlore, e) sodium. 6. Formulez 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, créez des formules électroniques de valence, complètes et abrégées et dessinez des diagrammes énergétiques des sous-niveaux de valence. 9. Les atomes dont les 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 complète ou de valence d'un atome. Chacune de ces configurations électroniques peut être représentée aussi bien par une formule que par un diagramme énergétique. C'est, configuration électronique complète d'un atome exprimé la formule électronique complète de l'atome, ou diagramme énergétique complet d'un atome. À son tour, configuration électronique de valence d'un atome exprimé valence(ou, comme on l'appelle souvent, " court ") la formule électronique de l'atome, ou diagramme des sous-niveaux de valence d'un atome(Fig. 6.23).

Auparavant, nous faisions des formules électroniques d’atomes en utilisant les nombres ordinaux 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 seulement en écrivant la formule électronique complète, nous pourrions également écrire la formule de valence.
Il est plus pratique d'écrire la formule électronique de valence de l'atome, qui est le plus souvent utilisée, basée sur la position de l'élément dans le système d'éléments chimiques, selon les coordonnées du groupe de période.
Examinons en détail comment cela se fait pour les éléments s-, p- Et d-blocs.
Pour les éléments s-la formule électronique de valence d'un atome se compose de trois caractères. En général, cela peut s'écrire ainsi :

En premier lieu (à la place d'une grande cellule) se trouve le numéro de période (égal au nombre quantique principal de ces s-électrons), et sur le troisième (en exposant) - le numéro du groupe (égal au nombre d'électrons de valence). En prenant comme exemple un 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, le numéro de période est également mis (égal au nombre quantique principal de ces s- Et p-électrons), et le numéro de groupe ( est 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 le bloc peut s'écrire ainsi :

Comme dans les cas précédents, ici à la place de la première cellule, on met 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. Un exemple est la 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 et pour les éléments du groupe VIB, mais ils, comme vous vous en souvenez, sont sur la valence s-le sous-niveau n'a qu'un seul électron, et la formule électronique générale de valence 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 aux 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), alors que l’atome de nickel en possède deux (4 s 2 3d 8).
En utilisant uniquement ces règles d'écriture des formules électroniques de valence, il est impossible de composer les formules électroniques des atomes de certains d-éléments (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), car en eux, en raison de la tendance aux couches électroniques hautement symétriques, le remplissage des sous-niveaux de valence avec des électrons présente des caractéristiques supplémentaires.
Connaissant la formule électronique de valence, on peut également écrire la formule électronique complète de l'atome (voir ci-dessous).
Souvent, au lieu de formules entièrement électroniques 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 sélectionnés, 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 précédent la période (l’élément formant le gaz rare) est remplacée par le symbole de cet atome.

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

Tableau 14 Exemples de formules électroniques d'atomes

Algorithme de compilation de formules électroniques d'atomes (sur l'exemple d'un atome d'iode)

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

FORMULE ÉLECTRONIQUE COMPLÈTE, FORMULE ÉLECTRONIQUE DE VALENCE, abrégée FORMULE ÉLECTRONIQUE, ALGORITHME DE COMPOSATION DE FORMULE ÉLECTRONIQUE D'ATOMES.
1. Composez la formule électronique de valence de l'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 d’atomes de magnésium, de phosphore, de potassium, de fer, de brome et d’argon.

Au cours des plus de 100 ans qui se sont écoulés depuis la découverte du système naturel des éléments, plusieurs centaines de tableaux parmi les plus divers ont été proposés, reflétant graphiquement ce système. Parmi ceux-ci, en plus du tableau à longue période, le tableau d'éléments dit à courte période de D. I. Mendeleïev est le plus largement utilisé. Un tableau à période courte est obtenu à partir d'un tableau à période longue si les 4ème, 5ème, 6ème et 7ème périodes sont coupées devant les éléments du groupe IB, écartées et les lignes résultantes sont ajoutées de la même manière que nous avons ajouté les périodes précédentes. Le résultat est présenté dans la figure 6.24.

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

DANS groupes ce tableau contient des éléments dont les atomes ont le même nombre d'électrons de valence quelles que soient les orbitales dans lesquelles se trouvent ces électrons. Ainsi, les éléments chlore (un élément typique qui forme un non-métal ; 3 s 2 3p 5) et du manganèse (élément métallurgiste ; 4 s 2 3d 5), ne possédant pas la similitude des couches électroniques, appartiennent ici au même septième groupe. La nécessité de distinguer ces éléments nécessite de les distinguer en groupes sous-groupes: principal- analogues des groupes A du tableau des longues périodes et Effets secondaires sont des 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, une telle disposition des éléments dans le tableau a aussi ses avantages, car c'est le nombre d'électrons de valence qui détermine principalement possibilités de valence atome.
Le tableau à longue période reflète les lois de la structure électronique des atomes, la similitude et les modèles de changements dans les propriétés des substances simples et des composés par groupes d'éléments, le changement régulier d'un certain nombre de grandeurs physiques caractérisant les atomes, les substances simples et les composés. tout au long du système d'éléments, et bien plus encore. Le tableau des périodes courtes 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 de la série naturelle d’éléments en un tableau à courte période. Effectuez la transformation inverse.
2. Est-il possible de faire une formule électronique générale de valence des atomes d'éléments d'un groupe d'un tableau de 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 ouh. 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 d'un 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 sur quelle orbitale se trouve l'électron qui forme ce nuage. Par conséquent, le rayon orbital d’un atome dépend également de ces mêmes caractéristiques.
Considérez les couches électroniques des atomes d’hydrogène et d’hélium. Tant dans l’atome d’hydrogène que dans l’atome d’hélium, les électrons sont situés sur 1 s-AO, et leurs nuages ​​auraient la même taille si les charges des noyaux de ces atomes étaient les mêmes. Mais la charge du noyau d’un atome d’hélium est le double de celle du noyau d’un atome d’hydrogène. Selon la loi de Coulomb, la force d'attraction agissant sur chacun des électrons 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 d’un atome d’hélium doit être bien plus petit que le rayon d’un 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 placés dans la même deuxième couche électronique, et la charge du noyau de ces atomes augmente avec l'augmentation du numéro de série. Les électrons sont plus fortement attirés vers le noyau et, naturellement, les rayons des atomes diminuent. On pourrait répéter ces arguments pour les atomes des 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 nous ignorons les détails, alors la nature générale du changement de taille des atomes dans un système d'éléments est la suivante : avec une augmentation du numéro de série au cours d'une période, les rayons orbitaux des atomes diminuent, et dans un groupe ils augmentent. Le plus gros atome est un atome de césium et le plus petit est un atome d'hélium, mais parmi les atomes des 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 des éléments, situés dans la série naturelle après les lanthanides, ont des rayons orbitaux un peu plus petits que ce à quoi on pourrait s'attendre, sur la base des lois générales. Cela est dû au fait que 14 lanthanides sont situés entre le lanthane et le hafnium dans le système d'éléments et, par conséquent, la charge nucléaire 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 qu'en passant des atomes d'éléments du groupe VIIIA aux atomes d'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 DE L'ATOME, SON CHANGEMENT DANS LE SYSTÈME D'ÉLÉMENTS.
1. D'après les données données à l'annexe 5, tracez sur du papier millimétré la dépendance du rayon orbital de l'atome sur le numéro de série 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 le faire dans un cours de physique), alors l'électron peut aller 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 qu'il se transforme en un ion chargé positivement ( cation). L’énergie nécessaire pour cela s’appelle énergie d'ionisation d'un atome(E Et).

Il est assez difficile d'arracher un électron à 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 la plus petite énergie nécessaire pour détacher 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 ?
En termes physiques, l'énergie d'ionisation est égale au travail qui doit être dépensé pour vaincre la force d'attraction d'un électron vers un atome lors du déplacement d'un électron d'un atome à une distance infinie de celui-ci.

Où q est la charge d'un électron, 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 sont des valeurs constantes, et on peut conclure que le travail de détachement d'un électron UN, et avec elle l'énergie d'ionisation E et sont inversement proportionnels au rayon orbital de l’atome.
Après avoir analysé les valeurs des rayons orbitaux des atomes de divers éléments et les valeurs correspondantes de l'énergie d'ionisation données dans les annexes 5 et 6, on constate que la relation entre ces valeurs est proche de proportionnelle, mais quelque peu différent de celui-ci. La raison pour laquelle notre conclusion ne concorde pas bien avec les données expérimentales est que nous avons utilisé un modèle très approximatif qui ne prend pas en compte de nombreux facteurs significatifs. Mais même ce modèle approximatif nous a permis de conclure correctement qu'avec une augmentation du rayon orbital, l'énergie d'ionisation d'un atome diminue et, à l'inverse, avec une diminution du rayon, elle augmente.
Étant donné que le rayon orbital des atomes diminue au fur et à mesure que le numéro de série augmente, 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 atomes les plus petits, les atomes d'hélium (2 372 kJ/mol), et parmi les atomes capables de former des liaisons chimiques, dans les atomes de fluor (1 681 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 schématiquement représentée comme suit :

En chimie, il est important que l'énergie d'ionisation caractérise la propension d'un atome à donner « ses » électrons : plus l'énergie d'ionisation est grande, moins l'atome est enclin à donner 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 que vous devez dépenser pour arracher un électron à 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 doit être dépensée pour détacher un électron de tous les atomes de sodium d'une masse de 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 de série pour les éléments avec Z de 1 à 40. Les dimensions du graphique sont les mêmes que dans la tâche du paragraphe précédent. Voyez 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 quelle est 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 de l'atome, l'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. Le chlore moléculaire encore plus stable est pratiquement introuvable dans la nature - si nécessaire, il doit être obtenu par réactions chimiques. Et vous devez constamment composer avec du chlorure de sodium (sel commun). Après tout, le sel de table est consommé quotidiennement par une personne avec de la nourriture. Et c'est assez courant dans la nature. Mais après tout, le sel de table contient des ions chlorure, c'est-à-dire des atomes de chlore auxquels chacun a attaché un électron « supplémentaire ». L’une des raisons de cette prévalence des ions chlorure est que les atomes de chlore ont tendance à attacher 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 plusieurs facteurs influencent la valeur de l'énergie d'affinité électronique, la nature du changement de cette valeur 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 quantité est déterminée d'abord par la même interaction électrostatique que les valeurs de l'énergie d'ionisation, puis son évolution dans le système d'éléments (au moins dans les groupes A) dans de façon générale similaire à un changement dans l'énergie d'ionisation, c'est-à-dire que l'énergie d'affinité électronique dans le groupe diminue et au cours de la période, elle augmente. Elle est maximale au niveau des atomes de fluor (328 kJ/mol) et de chlore (349 kJ/mol). La nature du changement de l'énergie d'affinité électronique dans le 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 schématiquement représentée comme suit :

2. Sur la même échelle le long de l'axe horizontal que dans les tâches précédentes, tracez la dépendance de l'énergie molaire d'affinité électronique sur le numéro de série des atomes d'éléments avec Z de 1 à 40 en utilisant l'application 7.
3.Quoi 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 propension d'un atome à donner les siens et à accepter des électrons étrangers dépend de ses caractéristiques énergétiques (énergie d'ionisation et énergie d'affinité électronique). Quels atomes sont plus enclins à donner leurs électrons, et lesquels sont plus enclins à accepter des étrangers ?
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