Element arsena. Svojstva arsena

6.6. Značajke elektronske strukture atoma kroma, bakra i nekih drugih elemenata

Ako ste pažljivo pogledali Dodatak 4, vjerojatno ste primijetili da je za atome nekih elemenata narušen slijed punjenja orbitala elektronima. Ponekad se ova kršenja nazivaju "iznimkama", ali to nije tako - nema izuzetaka od zakona prirode!

Prvi element s takvim kršenjem je krom. Razmotrimo detaljnije njegovu elektroničku strukturu (slika 6.16 a). Atom kroma ima 4 s-podrazina nije dva, kako bi se očekivalo, već samo jedan elektron. Ali za 3 d-podrazina pet elektrona, ali ova podrazina je popunjena nakon 4 s-podrazina (vidi sliku 6.4). Da bismo razumjeli zašto se to događa, pogledajmo što su oblaci elektrona 3 d podrazina ovog atoma.

Svaki od pet 3 d-oblake u ovom slučaju tvori 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 gustoće elektrona u različitim smjerovima, sličan je 1 s-EO. Energija podrazine čiji elektroni tvore takav oblak pokazuje se manjom nego u slučaju manje simetričnog oblaka. U ovom slučaju energija orbitala 3 d-podrazina je jednaka energiji 4 s-orbitale. Kada je simetrija narušena, na primjer, kada se pojavi šesti elektron, energija orbitala je 3 d-podrazina ponovno postaje više od energije 4 s-orbitale. Stoga, atom mangana opet ima drugi elektron za 4 s-AO.
Sferna simetrija ima zajednički oblak bilo koje podrazine ispunjen elektronima i do pola i u potpunosti. Smanjenje energije u tim slučajevima je opće prirode i ne ovisi o tome je li neka podrazina dopola ili potpuno ispunjena elektronima. A ako je tako, onda moramo tražiti sljedeće kršenje u atomu, u elektronskoj ljusci od koje deveti "dolazi" zadnji d-elektron. Doista, atom bakra ima 3 d-podrazina 10 elektrona i 4 s- postoji samo jedna podrazina (slika 6.16 b).
Smanjenje energije orbitala potpuno ili napola ispunjene podrazine uzrok je niza važnih kemijskih pojava, od kojih ćete neke upoznati.

U kemiji se svojstva izoliranih atoma u pravilu ne proučavaju, jer gotovo svi atomi, kao dio različitih tvari, tvore kemijske veze. Kemijske veze nastaju tijekom međudjelovanja elektronskih ljuski atoma. Za sve atome (osim vodika) ne sudjeluju svi elektroni u stvaranju kemijskih veza: za bor tri od pet elektrona, za ugljik četiri od šest i, na primjer, za barij dva od pedeset elektrona. šest. Ti se "aktivni" elektroni nazivaju valentni elektroni.

Ponekad se brkaju valentni elektroni s vanjski elektrona, ali oni nisu ista stvar.

Elektronski oblaci vanjskih elektrona imaju najveći polumjer (i maksimalnu vrijednost glavnog kvantnog broja).

Vanjski elektroni su ti koji sudjeluju u stvaranju veza u prvom redu, makar samo zato što kada se atomi međusobno približavaju, u kontakt prije svega dolaze elektronski oblaci koje tvore ti elektroni. Ali zajedno s njima, dio elektrona također može sudjelovati u stvaranju veze. predvanjska(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-vanjski" elektroni valentni)
Energija valentnih elektrona mnogo je veća od energije ostalih 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, budući da atom helija uopće ne stvara nikakve kemijske veze.
Valentni elektroni zauzimaju valentne orbitale, koji pak tvore valentne podrazine.

Kao primjer, razmotrimo atom željeza čija je elektronska konfiguracija prikazana na Sl. 6.17. Od elektrona atoma željeza, najveći glavni kvantni broj ( n= 4) imaju samo dva 4 s-elektron. Stoga su oni vanjski elektroni ovog atoma. Vanjske orbitale atoma željeza su sve orbitale s n= 4, a vanjske podrazine su sve podrazine koje čine ove orbitale, odnosno 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU.
Vanjski elektroni su uvijek valentni, dakle, 4 s-elektroni atoma željeza su valentni elektroni. A ako je tako, onda 3 d-elektroni s nešto većom energijom također će biti valentni. Na vanjskoj razini atoma željeza, pored ispunjenog 4 s-AO još uvijek ima slobodnih 4 str-, 4d- i 4 f-AO. Svi su vanjski, 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 željeza
vanjska elektronička razina - četvrta,
vanjske podrazine - 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU,
vanjske orbitale - 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-AO,
vanjski elektroni - dva 4 s-elektron (4 s 2),
vanjski elektronski sloj je četvrti,
vanjski oblak elektrona - 4 s-EO
valentne podrazine - 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).

Valentne podrazine mogu biti djelomično ili potpuno ispunjene elektronima, a mogu i ostati slobodne. S povećanjem naboja jezgre, energetske vrijednosti svih podrazina se smanjuju, ali zbog interakcije elektrona jedni s drugima, energija različitih podrazina se smanjuje različitom "brzinom". Energija potpuno ispunjena d- i f-podrazine se toliko smanjuju da prestaju biti valentne.

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

U slučaju atoma titana 3 d-EPU je samo djelomično 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 time i 3 d-elektroni nisu valentni.
U ovim primjerima analizirali smo valentna elektronska konfiguracija atoma titana i arsena.

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

VALENTNI ELEKTRONI, VANJSKI ELEKTRONI, VALENTNI EPU, VALENCIJSKI AO, VALENTNA ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA ATOMA, FORMULA VALENTNE ELEKTRONE, DIJAGRAM VALENTNE PODNIVOE.

1. Na energetskim dijagramima koje ste sastavili i u punim elektronskim formulama atoma Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar navedite vanjske i valentne elektrone. Napišite valentne elektronske formule tih atoma. Na energetskim dijagramima označite dijelove koji odgovaraju energetskim dijagramima valentnih podrazina.
2. Što 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 je valentnih podrazina u elektronskoj ljusci atoma svakog od elemenata: a) vodika, helija i litija, b) dušika, natrija i sumpora, c) kalija, kobalta i germanija
4. Koliko je valentnih orbitala potpuno popunjeno kod atoma a) bora, b) fluora, c) natrija?
5. Koliko orbitala s nesparenim elektronom atom ima a) bor, b) fluor, c) željezo
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 vodika do meitnerija).
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 kemijskih elemenata temelji se na prirodnim nizovima elemenata i princip sličnosti elektronskih ljuski njihovi atomi.
Već ste upoznati s prirodnim rasponom kemijskih 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 vodik, 2 s 1 za litij, 3 s 1 za natrij, itd. Ili 2 s 2 2str 5 za fluor, 3 s 2 3str 5 za klor, 4 s 2 4str 5 za brom itd. To znači da su vanjska područja oblaka valentnih elektrona takvih atoma vrlo sličnih oblika 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 sličan. Za atome različitih elemenata sa sličnim elektroničkim 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 skupine atoma sa sličnim valentnim konfiguracijama.
Tako, u prirodnom nizu elemenata redovito se javljaju atomi slične valentne elektronske konfiguracije. Ovo je princip sličnosti elektronskih ljuski.
Pokušajmo otkriti oblik ove pravilnosti. Da bismo to učinili, koristit ćemo prirodni niz elemenata koje ste napravili.

NRE počinje s vodikom, čija je valentna elektronska formula 1 s jedan . U potrazi za sličnim valentnim konfiguracijama, izrezali smo prirodni niz elemenata ispred elemenata zajedničkom valentnom elektroničkom formulom ns 1 (to jest, prije litija, prije natrija, itd.). Dobili smo takozvana "razdoblja" elemenata. Dodajmo rezultirajuće "razdoblje" tako da postanu redovi tablice (vidi sliku 6.20). Kao rezultat toga, samo atomi prva dva stupca tablice će imati takve elektronske konfiguracije.

Pokušajmo postići sličnost valentnih elektroničkih konfiguracija u drugim stupcima tablice. Da bismo to učinili, izrezali smo elemente s brojevima 58 - 71 i 90 -103 iz 6. i 7. razdoblja (imaju 4 f- i 5 f-podrazine) i stavite ih ispod stola. Simboli preostalih elemenata bit će pomaknuti vodoravno kao što je prikazano na slici. Nakon toga, atomi elemenata u istom stupcu tablice imat će slične valentne konfiguracije, koje se mogu izraziti općim valentnim elektroničkim formulama: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 i tako sve dok ns 2 np 6. Sva odstupanja od općih valentnih formula objašnjena su istim razlozima kao u slučaju kroma i bakra (vidi odlomak 6.6).

Kao što vidite, korištenjem NRE i primjenom principa sličnosti elektronskih ljuski uspjeli smo sistematizirati kemijske elemente. Takav sustav kemijskih elemenata naziva se prirodnim, jer se temelji isključivo na zakonima prirode. Tablica koju smo dobili (slika 6.21) jedan je od načina grafičkog prikaza prirodnog sustava elemenata i naziva se dugoročna tablica kemijskih elemenata.

NAČELO SLIČNOSTI ELEKTRONSKE LJUSKE, PRIRODNI SUSTAV KEMIJSKIH ELEMENTA ("PERIODIČKI" SUSTAV), TABLICA KEMIJSKIH ELEMENTA.

Upoznajmo se detaljnije sa strukturom dugoperiodične tablice kemijskih elemenata.
Redovi ove tablice, kao što već znate, nazivaju se "razdoblji" elemenata. Razdoblja su numerirana arapskim brojevima od 1 do 7. U prvom razdoblju postoje samo dva elementa. Drugo i treće razdoblje, koje sadrže po osam elemenata, nazivaju se kratak razdoblja. Zovu se četvrto i peto razdoblje koje sadrže po 18 elemenata dugo razdoblja. Šesto i sedmo razdoblje, koje sadrže po 32 elementa, nazivaju se ekstra dugo razdoblja.
Stupci ove tablice nazivaju se grupe elementi. Grupni brojevi su označeni rimskim brojevima s latiničnim slovima A ili B.
Elementi nekih grupa imaju svoje zajedničke (skupne) nazive: elementi IA grupe (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkalni elementi(ili elementi alkalnih metala); elementi skupine IIA (Ca, Sr, Ba i Ra) - zemnoalkalijskih elemenata(ili elementi zemnoalkalijskih metala)(naziv "alkalijski metali" i zemnoalkalijski metali" odnosi se na jednostavne tvari koje formiraju odgovarajući elementi i ne smiju se koristiti kao nazivi skupina elemenata); elementi skupine 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 plinova.(Tradicionalni naziv "plemeniti plinovi" također se odnosi na jednostavne tvari)
Elementi koji se obično nalaze u donjem dijelu tablice sa serijskim brojevima 58 - 71 (Ce - Lu) nazivaju se lantanidi("slijedeći lantan"), te elementi sa serijskim brojevima 90 - 103 (Th - Lr) - aktinidi("slijedeći aktinij"). Postoji varijanta dugoperiodične tablice, u kojoj se lantanidi i aktinidi ne izdvajaju iz NRE, već ostaju na svojim mjestima u ekstra dugim razdobljima. Ova tablica se ponekad naziva ekstra dugo razdoblje.
Tablica dugog razdoblja podijeljena je na četiri blok(ili sekcije).
s-blok uključuje elemente IA i IIA skupina sa zajedničkim valentnim elektroničkim formulama ns 1 i ns 2 (s-elementi).
p-blok uključuje elemente iz skupine IIIA do VIIA sa zajedničkim valentnim elektroničkim formulama iz ns 2 np 1 do ns 2 np 6 (p-elementi).
d-blok uključuje elemente od IIIB do IIB skupine sa zajedničkim valentnim elektroničkim formulama iz ns 2 (n–1)d 1 do ns 2 (n–1)d 10 (d-elementi).
f-blok uključuje lantanoide i aktinide ( f-elementi).

Elementi s- i str-blokovi formiraju A-skupine, i elemente d-blok - B-skupina sustava kemijskih elemenata. svi f-elementi su formalno uključeni u grupu IIIB.
Elementi prvog razdoblja – vodik i helij – jesu s-elementi i mogu se smjestiti u IA i IIA grupe. No, helij se češće stavlja u skupinu VIIIA kao element s kojim završava razdoblje, što je u potpunosti u skladu s njegovim svojstvima (helij, kao i svi ostali jednostavne tvari formiran od elemenata ove skupine je plemeniti plin). Vodik se često svrstava u VIIA skupinu, jer su mu svojstva mnogo bliža halogenima nego alkalnim elementima.
Svako od razdoblja sustava počinje s elementom koji ima valentnu konfiguraciju atoma ns 1 , budući da upravo od tih atoma počinje formiranje sljedećeg elektronskog sloja, a završava elementom s valentnom konfiguracijom atoma ns 2 np 6 (osim prve trećine). To olakšava identificiranje skupina podrazina u energetskom dijagramu koje su ispunjene elektronima na atomima svakog od razdoblja (slika 6.22). Učinite ovaj posao sa svim podrazinama prikazanim u kopiji koju ste napravili na slici 6.4. Podrazine istaknute na slici 6.22 (osim potpuno popunjenih d- i f-podrazine) su valencija za atome svih elemenata danog razdoblja.
Izgled u razdobljima s-, str-, d- ili f-elementi su u potpunosti u skladu sa redoslijedom punjenja s-, str-, d- ili f- podrazine elektrona. Ova značajka sustava elemenata omogućuje, znajući period i grupu, koja uključuje dati element, da se odmah zapiše njegova valenca elektronička formula.

DUGOPERIODNA TABLICA KEMIJSKIH ELEMENTA, BLOKOVA, RAZDOBLJA, SKUPINA, ALKALNIH ELEMENTA, ZEMNOALKALNIH ELEMENTA, HALKOGENA, HALOGENA, ELEMENTA PLEMENIH PLINOVA, LANTANOIDA, AKTINOIDA.
Zapišite opće valentne elektronske formule atoma elemenata a) skupine IVA i IVB, b) grupe IIIA i VIIB?
2. Što je zajedničko između elektronskih konfiguracija atoma elemenata A i B skupine? Po čemu se razlikuju?
3. Koliko je skupina elemenata uključeno u a) s-blok, b) R-blok, c) d-blok?
4. Nastavite sliku 30 u smjeru povećanja energije podrazina i odaberite skupine podrazina koje su ispunjene elektronima u 4., 5. i 6. razdoblju.
5. Navedite valentne podrazine atoma a) kalcija, b) fosfora, c) titana, d) klora, e) natrija. 6. Formulirajte kako se s-, p- i d-elementi međusobno razlikuju.
7. Objasni zašto atom pripada nekom elementu određuje se brojem protona u jezgri, a ne masom tog atoma.
8. Za atome litija, aluminija, stroncija, selena, željeza i olova izraditi valentne, potpune i skraćene elektronske formule i nacrtati energetske dijagrame valentnih podrazina. 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 elektroničkih konfiguracija može se prikazati i formulom i energetskim dijagramom. tj. potpuna elektronska konfiguracija atoma izrazio punu elektronsku formulu atoma, ili puni energetski dijagram atoma. zauzvrat, valentna elektronska konfiguracija atoma izrazio valencija(ili, kako se to često naziva, " kratko") elektronska formula atoma, ili dijagram valentnih podrazina atoma(slika 6.23).

Prethodno smo napravili elektronske formule atoma koristeći redne brojeve elemenata. Istovremeno smo odredili slijed punjenja podrazina 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 elektroničku formulu, mogli bismo zapisati i formulu valencije.
Valencijsku elektronsku formulu atoma, koja se najčešće koristi, prikladnije je napisati na temelju položaja elementa u sustavu kemijskih 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. Općenito, 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), dobivamo:

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

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

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 zbroju indeksa. Primjer je valentna elektronska formula titana (4. razdoblje, 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-podrazina 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 sastaviti valentnu elektroničku formulu bilo kojeg elementa IB grupe, na primjer zlata (6. razdoblje)>–>6 s 1 5d 10 , ali u ovom slučaju to morate zapamtiti d- elektroni atoma elemenata ove skupine i dalje ostaju valentni, a neki od njih mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza.
Opća valentna elektronska formula atoma elemenata grupe IIB je - ns 2 (n – 1)d 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 pokoravaju. Željezo, 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 elektroničkih formula, nemoguće je sastaviti elektronske formule atoma nekih d-elementi (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), budući da u njima, zbog sklonosti visokosimetričnim elektronskim ljuskama, punjenje valentnih podrazina elektronima ima neke dodatne značajke.
Poznavajući valentnu elektronsku formulu, može se zapisati i kompletna elektronička formula atoma (vidi dolje).
Često, umjesto glomaznih potpunih elektroničkih formula, zapisuju skraćene elektronske formule atoma. Za njihovo sastavljanje u elektroničku formulu odabiru se svi elektroni atoma osim valentnih, njihovi se simboli stavljaju u uglaste zagrade, a dio elektronske formule koji odgovara elektronskoj formuli atoma posljednjeg elementa prethodnog period (element koji tvori plemeniti plin) zamijenjen je simbolom ovog atoma.

Primjeri elektroničkih formula različitih tipova prikazani su u tablici 14.

Tablica 14 Primjeri elektronskih formula atoma

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

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

POTPUNA ELEKTRONSKA FORMULA, VALENTNA ELEKTRONSKA FORMULA, skraćeno ELEKTRONSKA FORMULA, ALGORITAM ZA SASTAVLJANJE ELEKTRONIČKE FORMULE ATOMA.
1. Sastavite valentnu elektronsku formulu atoma elementa a) drugi period treće A skupine, b) treći period druge A skupine, c) četvrti period četvrte A skupine.
2. Napravite skraćene elektronske formule od atoma magnezija, fosfora, kalija, željeza, broma i argona.

Tijekom više od 100 godina koliko je prošlo od otkrića prirodnog sustava elemenata, predloženo je nekoliko stotina najrazličitijih tablica koje grafički odražavaju ovaj sustav. Od njih se, uz dugoperiodsku tablicu, najviše koristi takozvana kratkoperiodska tablica elemenata D. I. Mendeljejeva. Kratkoperiodična tablica se dobiva iz dugoperiodne, ako se 4., 5., 6. i 7. razdoblja izrežu ispred elemenata IB grupe, razmaknu i dobiveni redovi se dodaju na isti način kao što smo mi dodao razdoblja prije. Rezultat je prikazan na slici 6.24.

Pod glavnim stolom ovdje su također smješteni lantanidi i aktinidi.

NA grupe ova tablica sadrži elemente čiji atomi imaju isti broj valentnih elektrona bez obzira na kojim se orbitalama nalaze ti elektroni. Dakle, elementi klor (tipični element koji tvori nemetal; 3 s 2 3str 5) i mangan (element koji tvori metal; 4 s 2 3d 5), ne posjedujući sličnost elektronskih ljuski, ovdje spadaju u istu sedmu skupinu. Potreba za razlikovanjem takvih elemenata čini nužnim izdvajanje u skupine podskupine: glavni- analozi A-skupina dugoročne tablice i nuspojave su analozi B-skupina. Na slici 34. simboli elemenata glavnih podskupina pomaknuti su ulijevo, a simboli elemenata sekundarnih podskupina pomaknuti su udesno.
Istina, takav raspored elemenata u tablici ima i svojih prednosti, jer broj valentnih elektrona prvenstveno određuje valentne mogućnosti atom.
Tablica dugog razdoblja odražava zakone elektroničke strukture atoma, sličnost i obrasce promjena svojstava jednostavnih tvari i spojeva po skupinama elemenata, redovitu promjenu niza fizičkih veličina koje karakteriziraju atome, jednostavne tvari i spojeve. kroz cijeli sustav elemenata i još mnogo toga. Tablica kratkih razdoblja je manje prikladna u tom pogledu.

TABLICA KRATKOG RAZDOBLJA, GLAVNE PODSKUPINE, SEKUNDARNE PODSKUPINE.
1. Pretvorite tablicu dugog razdoblja koju ste izgradili iz prirodnog niza elemenata u tablicu s kratkim periodima. Izvršite obrnutu transformaciju.
2. Je li moguće napraviti opću valentnu elektronsku formulu atoma elemenata jedne skupine tablice s kratkim periodima? Zašto?

Atom nema jasne granice. Što se smatra veličinom izoliranog atoma? Jezgra atoma je okružena elektronskom ljuskom, a ljuska se sastoji od elektronskih oblaka. Veličinu EO karakterizira radijus r oo. Svi oblaci u vanjskom sloju imaju približno isti radijus. Stoga se veličina atoma može okarakterizirati ovim polumjerom. To se zove orbitalni radijus atoma(r 0).

Vrijednosti orbitalnih polumjera atoma date su u Dodatku 5.
Radijus EO ovisi o naboju jezgre i o tome na kojoj se orbiti nalazi elektron koji tvori ovaj oblak. Posljedično, orbitalni polumjer atoma također ovisi o tim istim karakteristikama.
Razmotrimo elektronske ljuske atoma vodika i helija. I u atomu vodika i u atomu helija, elektroni se nalaze na 1 s-AO, a njihovi bi oblaci imali istu veličinu da su naboji jezgri tih atoma isti. Ali naboj jezgre atoma helija dvostruko je veći od naboja jezgre atoma vodika. Prema Coulombovom zakonu, sila privlačenja koja djeluje na svaki od elektrona atoma helija dvostruko je veća od sile privlačenja elektrona na jezgru atoma vodika. Stoga polumjer atoma helija mora biti mnogo manji od polumjera atoma vodika. a 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 tvori oblak drugog sloja. Naravno, njegov bi radijus trebao biti veći. Stvarno: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomi preostalih elemenata drugog razdoblja imaju vanjske elektrone (i 2 s, i 2 str) smješteni su u isti drugi elektronski sloj, a naboj jezgre tih atoma raste s povećanjem serijskog broja. Elektroni se jače privlače u jezgru i, naravno, radijusi atoma se smanjuju. Mogli bismo ponoviti ove argumente za atome elemenata drugih razdoblja, ali uz jedno pojašnjenje: orbitalni polumjer monotono se smanjuje samo kada je svaka od podrazina popunjena.
Ali ako zanemarimo pojedinosti, onda je opća priroda promjene veličine atoma u sustavu elemenata sljedeća: s povećanjem serijskog broja u razdoblju, orbitalni radijusi atoma se smanjuju, a u skupini povećavaju se. Najveći atom je atom cezija, a najmanji atom helija, ali od atoma elemenata koji tvore kemijske spojeve (helij i neon ih ne tvore) 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 temelju općih zakona. To je zbog činjenice da se 14 lantanida nalazi između lantana i hafnija u sustavu elemenata, te je, posljedično, nuklearni naboj atoma hafnija 14 e više od lantana. Stoga su vanjski elektroni ovih atoma privučeni jezgrom jače nego što bi bili privučeni u odsutnosti lantanida (ovaj učinak se često naziva "kontrakcija lantanida").
Imajte na umu da pri prijelazu s atoma elemenata skupine VIIA na atome elemenata skupine IA, radijus orbite naglo raste. Prema tome, naš izbor prvih elemenata svakog razdoblja (vidi § 7) pokazao se točnim.

ORBITALNI RADIJUS ATOMA, NJEGOVA PROMJENA U SUSTAVU ELEMENATA.
1. Prema podacima navedenim u Dodatku 5, na milimetarski papir ucrtati ovisnost orbitalnog polumjera atoma o serijskom broju elementa za elemente s Z od 1 do 40. Duljina vodoravne osi je 200 mm, duljina okomite osi je 100 mm.
2. Kako možete okarakterizirati izgled rezultirajuće isprekidane linije?

Ako elektronu u atomu date dodatnu energiju (to ćete naučiti iz tečaja fizike), tada elektron može otići u drugi AO, odnosno atom će završiti u uzbuđeno stanje. Ovo stanje je nestabilno, a elektron će se gotovo odmah vratiti u prvobitno stanje, a višak energije će se osloboditi. Ali ako je energija predana elektronu dovoljno velika, elektron se može potpuno odvojiti od atoma, dok se atom ionizirani, odnosno pretvara se u pozitivno nabijeni ion ( kation). Energija potrebna za to se zove energija ionizacije atoma(E i).

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

Molarna energija ionizacije pokazuje koja je najmanja energija potrebna da se 1 mol elektrona odvoji od 1 mola atoma (jedan elektron od svakog atoma). Ova se vrijednost obično mjeri u kilodžulima po molu. Vrijednosti molarne energije ionizacije prvog elektrona za većinu elemenata date su u Dodatku 6.
Kako energija ionizacije atoma ovisi o položaju elementa u sustavu elemenata, odnosno kako se mijenja u skupini i periodu?
U fizikalnom smislu, energija ionizacije jednaka je radu koji se mora utrošiti da se prevlada sila privlačenja elektrona prema atomu pri pomicanju elektrona od atoma na beskonačnu udaljenost od njega.

gdje q je naboj elektrona, P je naboj kationa koji ostaje nakon uklanjanja elektrona, i r o je polumjer orbite atoma.

I q, i P su konstantne vrijednosti, te se može zaključiti da je rad odvajanja elektrona ALI, a s njim i energija ionizacije E i, obrnuto su proporcionalne orbitalnom polumjeru atoma.
Nakon analize vrijednosti orbitalnih radijusa atoma različitih elemenata i odgovarajućih vrijednosti energije ionizacije datih u prilozima 5 i 6, možete vidjeti da je ovisnost između ovih vrijednosti bliska proporcionalnoj, ali donekle drugačiji od njega. Razlog zašto se naš zaključak ne slaže dobro s eksperimentalnim podacima je taj što smo koristili vrlo grub model koji ne uzima u obzir mnoge značajne čimbenike. Ali čak nam je i ovaj grubi model omogućio da izvučemo točan zaključak da se s povećanjem radijusa orbite energija ionizacije atoma smanjuje i, obrnuto, sa smanjenjem radijusa, povećava.
Budući da se orbitalni polumjer atoma smanjuje u razdoblju s povećanjem serijskog broja, energija ionizacije raste. U skupini, kako se atomski broj povećava, orbitalni polumjer atoma u pravilu raste, a energija ionizacije opada. Najveća molarna energija ionizacije je u najmanjim atomima, atomima helija (2372 kJ/mol), a od atoma sposobnih za stvaranje kemijskih veza, u atomima fluora (1681 kJ/mol). Najmanji je za najveće atome, atome cezija (376 kJ/mol). U sustavu elemenata smjer povećanja energije ionizacije može se shematski prikazati na sljedeći način:

U kemiji 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, ionizacija, kation, energija ionizacije, molarna energija ionizacije, promjena energije ionizacije u sustavu elemenata.
1. Koristeći podatke dane u Dodatku 6, odredite koliko energije trebate potrošiti da otkinete jedan elektron od svih atoma natrija ukupne mase 1 g.
2. Koristeći podatke dane u Dodatku 6, odredite koliko je puta više energije potrebno potrošiti da se jedan elektron odvoji od svih atoma natrija mase 3 g nego od svih atoma kalija iste mase. Zašto se ovaj omjer razlikuje od omjera molarne energije ionizacije istih atoma?
3. Prema podacima danim u Dodatku 6, nacrtajte ovisnost molarne energije ionizacije o serijskom broju za elemente s Z od 1 do 40. Dimenzije grafa su iste kao u zadatku za prethodni odlomak. Pogledajte odgovara li ovaj graf odabiru "razdoblja" sustava elemenata.

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

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 ionizacije, ova se količina također mjeri u kilodžulima po molu.
Na prvi pogled može se činiti da se energija u ovom slučaju ne smije oslobađati, jer je atom neutralna čestica, a između neutralnog atoma i negativno nabijenog elektrona ne postoje elektrostatičke sile privlačenja. Naprotiv, približavajući se atomu, čini se da bi elektron trebao biti odbijen od strane istih negativno nabijenih elektrona koji tvore elektronsku ljusku. Zapravo to nije istina. Sjetite se jeste li ikada imali posla s atomskim klorom. Naravno da ne. Uostalom, postoji samo na vrlo visokim temperaturama. Čak i stabilniji molekularni klor praktički se ne nalazi u prirodi - ako je potrebno, mora se dobiti kemijskim reakcijama. I s natrijevim kloridom (običnom soli) morate imati posla cijelo vrijeme. Uostalom, kuhinjsku sol čovjek svakodnevno konzumira hranom. I prilično je uobičajen u prirodi. No, uostalom, sastav kuhinjske soli uključuje kloridne ione, odnosno atome klora koji su vezali po jedan "dodatni" elektron. Jedan od razloga za ovu prevalenciju kloridnih iona je taj što atomi klora imaju tendenciju vezanja elektrona, odnosno kada se kloridni ioni formiraju iz atoma klora i elektrona, oslobađa se energija.
Jedan od razloga oslobađanja energije vam je već poznat - povezan je s povećanjem simetrije elektronske ljuske atoma klora tijekom prijelaza na jednostruki naboj. anion. U isto vrijeme, kao što se sjećate, energija 3 str- podrazina se smanjuje. Postoje i drugi složeniji razlozi.
Zbog činjenice da više čimbenika utječe na vrijednost energije afiniteta elektrona, priroda promjene te vrijednosti u sustavu elemenata mnogo je složenija od prirode promjene energije ionizacije. To možete provjeriti analizirajući tablicu danu u Dodatku 7. No, budući da je vrijednost ove količine određena, prije svega, istom elektrostatičkom interakcijom kao i vrijednosti energije ionizacije, onda je njezina promjena u sustavu elemenata (barem u A- skupinama) općenito je slična promjeni energije ionizacije, odnosno energija afiniteta elektrona u skupini opada, a u razdoblju raste. Najveći je kod atoma fluora (328 kJ/mol) i klora (349 kJ/mol). Priroda promjene energije afiniteta elektrona u sustavu elemenata podsjeća na prirodu promjene energije ionizacije, odnosno smjer povećanja energije afiniteta elektrona može se shematski prikazati na sljedeći način:

2. Na istoj skali duž horizontalne osi kao u prethodnim zadacima nacrtajte ovisnost molarne energije afiniteta elektrona o serijskom broju za atome elemenata s Z od 1 do 40 pomoću aplikacije 7.
3.Što 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 daruje svoje i prihvaća strane elektrone ovisi o njegovim energetskim karakteristikama (energija ionizacije i energija afiniteta elektrona). Koji atomi su skloniji donirati svoje elektrone, a koji su skloniji prihvaćanju stranaca?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, sažmimo u tablici 15 sve što znamo o promjeni ovih sklonosti u sustavu elemenata.

Tablica 15