Arzén elem. Az arzén tulajdonságai

6.6. A króm, réz és néhány más elem atomjainak elektronikus szerkezetének jellemzői

Ha figyelmesen megnézte a 4. függeléket, valószínűleg észrevette, hogy egyes elemek atomjainál megsérül a pályák elektronokkal való feltöltésének sorrendje. Néha ezeket a jogsértéseket "kivételnek" nevezik, de ez nem így van - a természet törvényei alól nincs kivétel!

Az első ilyen megsértéssel rendelkező elem a króm. Tekintsük részletesebben az elektronikus szerkezetét (6.16. ábra). A). A króm atom 4 s-alszint nem kettő, ahogy az várható, hanem csak egy elektron. De 3-ért d-alszint öt elektron, de ez az alszint 4 után töltődik be s-alszint (lásd 6.4. ábra). Hogy megértsük, miért történik ez, nézzük meg, mik az elektronfelhők 3 d ennek az atomnak a szintje.

Mind az öt 3 d-felhőket ebben az esetben egy elektron alkotja. Amint azt e fejezet 4. §-ából már tudja, ennek az öt elektronnak a közös elektronfelhője gömb alakú, vagy ahogy mondani szokás, gömbszimmetrikus. A különböző irányú elektronsűrűség-eloszlás természeténél fogva hasonló az 1-hez s-EO. Annak az alszintnek az energiája, amelynek elektronjai ilyen felhőt alkotnak, alacsonyabbnak bizonyul, mint egy kevésbé szimmetrikus felhő esetében. Ebben az esetben a 3-as pályák energiája d-alszint egyenlő a 4-es energiával s-pályák. Ha a szimmetria megtörik, például amikor megjelenik a hatodik elektron, a pályák energiája 3 d Az alszint ismét több lesz, mint az energia 4 s-pályák. Ezért a mangán atomnak ismét van egy második elektronja 4-hez s-AO.
A gömbszimmetriának van egy közös felhője bármely alszintről, amely félig és teljesen elektronokkal van tele. Az energiacsökkenés ezekben az esetekben általános jellegű, és nem függ attól, hogy valamelyik részszint félig vagy teljesen tele van-e elektronokkal. És ha igen, akkor az atomban kell keresnünk a következő sértést, amelynek elektronhéjában a kilencedik „jön” utoljára d-elektron. Valójában a rézatomnak 3 van d-alszint 10 elektron, és 4 s- csak egy alszint van (6.16. ábra b).
A teljesen vagy félig kitöltött alszint pályáinak energiájának csökkenése számos fontos kémiai jelenség oka, amelyek közül néhányat megismerhetsz.

A kémiában az izolált atomok tulajdonságait általában nem tanulmányozzák, mivel szinte minden atom, amely különféle anyagok része, kémiai kötéseket képez. Az atomok elektronhéjának kölcsönhatása során kémiai kötések jönnek létre. Az összes atom esetében (a hidrogén kivételével) nem minden elektron vesz részt a kémiai kötések kialakításában: a bór esetében öt elektronból három, a szén esetében hatból négy, és például a báriumnál kettő az ötvenből. hat. Ezeket az „aktív” elektronokat nevezzük vegyérték elektronok.

Néha a vegyértékelektronokat összetévesztik külső elektronok, de ezek nem ugyanazok.

A külső elektronok elektronfelhőinek a legnagyobb sugara (és a főkvantumszám maximális értéke).

A kötések kialakításában elsősorban a külső elektronok vesznek részt, már csak azért is, mert az atomok egymáshoz közeledésekor elsősorban az ezekből az elektronokból képzett elektronfelhők érintkeznek. De velük együtt az elektronok egy része is részt vehet a kötés kialakításában. pre-külső(utolsó előtti) réteg, de csak akkor, ha energiájuk nem sokban különbözik a külső elektronok energiájától. Mind ezek, mind az atom többi elektronja vegyérték. (A lantanidokban és aktinidákban még a "külső" elektronok egy része is vegyérték)
A vegyértékelektronok energiája sokkal nagyobb, mint az atom többi elektronjának energiája, és a vegyértékelektronok energiájában sokkal kevésbé különböznek egymástól.
A külső elektronok mindig csak akkor vegyértékek, ha az atom egyáltalán képes kémiai kötéseket kialakítani. Tehát a hélium atom mindkét elektronja külső, de nem nevezhető vegyértéknek, mivel a hélium atom egyáltalán nem képez kémiai kötéseket.
A vegyértékelektronok elfoglalják vegyértékpályák, ami viszont formál vegyérték-alszintek.

Példaként vegyünk egy vasatomot, amelynek elektronikus konfigurációja az 1. ábrán látható. 6.17. A vasatom elektronjai közül a legnagyobb főkvantumszám ( n= 4) csak kettő 4 van s-elektron. Ezért ezek ennek az atomnak a külső elektronjai. A vasatom külső pályái mind olyan pályák, amelyekkel n= 4, és a külső alszintek mindazok az alszintek, amelyeket ezek a pályák alkotnak, azaz 4 s-, 4p-, 4d- és 4 f-EPU.
A külső elektronok mindig vegyértékek, ezért 4 s-a vasatom elektronjai vegyértékelektronok. És ha igen, akkor 3 d-a valamivel nagyobb energiájú elektronok is vegyértékek lesznek. A vasatom külső szintjén a kitöltött 4 mellett s-AO még mindig van ingyenes 4 p-, 4d- és 4 f-AO. Mindegyik külső, de csak 4 vegyérték R-AO, mivel a fennmaradó pályák energiája sokkal nagyobb, és az elektronok megjelenése ezeken a pályákon nem előnyös a vasatom számára.

Tehát a vasatom
külső elektronikus szint - a negyedik,
külső alszintek - 4 s-, 4p-, 4d- és 4 f-EPU,
külső pályák - 4 s-, 4p-, 4d- és 4 f-AO,
külső elektronok - két 4 s-elektron (4 s 2),
a külső elektronréteg a negyedik,
külső elektronfelhő - 4 s-EO
vegyérték-alszintek – 4 s-, 4p- és 3 d-EPU,
vegyértékpályák - 4 s-, 4p- és 3 d-AO,
vegyértékelektronok - két 4 s-elektron (4 s 2) és hat 3 d- elektronok (3 d 6).

A vegyérték-alszintek részben vagy teljesen kitölthetők elektronokkal, vagy egyáltalán szabadok maradhatnak. Az atommag töltésének növekedésével az összes részszint energiaértéke csökken, de az elektronok egymás közötti kölcsönhatása miatt a különböző részszintek energiája különböző "sebességgel" csökken. A teljesen feltöltött energia d- És f-alszintek annyira lecsökkennek, hogy megszűnnek vegyértéknek lenni.

Példaként vegyük a titán és az arzén atomját (6.18. ábra).

A titán atom esetében 3 d-Az EPU csak részben van tele elektronokkal, és energiája nagyobb, mint a 4 energiája s-EPU és 3 d- az elektronok vegyértékek. Az arzén atomnál 3 d-Az EPU teljesen tele van elektronokkal, és energiája sokkal kisebb, mint a 4 s-EPU, és ezért 3 d-Az elektronok nem vegyértékek.
Ezekben a példákban elemeztük vegyérték elektronikus konfiguráció titán és arzén atomok.

Egy atom vegyértékelektronikus konfigurációját a következőképpen ábrázoljuk vegyérték elektronikus képlet, vagy formában vegyérték-alszintek energiadiagramja.

VALENCE ELEKTRONOK, KÜLSŐ ELEKTRONOK, VALENCE EPU, VALENCE AO, VALENCE ELECTRON AZ ATOM KONFIGURÁLÁSA, VALENCE ELEKTRON FORMULA, VALENCE ALSZINT DIAGRAM.

1. Az Ön által összeállított energiadiagramokon és a Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar atomok teljes elektronképleteiben jelölje meg a külső és vegyértékelektronokat. Írd fel ezen atomok vegyértékelektronikai képleteit! Az energiadiagramokon jelölje ki a vegyérték-alszintek energiadiagramjainak megfelelő részeket!
2. Mi a közös az atomok elektronkonfigurációi között a) Li és Na, B és Al, O és S, Ne és Ar; b) Zn és Mg, Sc és Al, Cr és S, Ti és Si; c) H és He, Li és O, K és Kr, Sc és Ga. Mi a különbség köztük
3. Hány vegyérték részszint van az egyes elemek atomjának elektronhéjában: a) hidrogén, hélium és lítium, b) nitrogén, nátrium és kén, c) kálium, kobalt és germánium
4. Hány vegyértékpálya van teljesen kitöltve a) bór, b) fluor, c) nátrium atomján?
5. Hány párosítatlan elektronnal rendelkező pályája van egy atomnak a) bórja, b) fluorja, c) vasa
6. Hány szabad külső pályája van egy mangánatomnak? Hány szabad vegyérték?
7. A következő leckéhez készítsen elő egy 20 mm széles papírcsíkot, ossza fel cellákra (20 × 20 mm), és vigyen fel erre a csíkra egy természetes elemsort (hidrogéntől a meitneriumig).
8. Minden cellába helyezze el az elem szimbólumát, sorozatszámát és a vegyérték-elektronikus képletet, ahogy az a 1. ábrán látható. 6.19 (használja a 4. mellékletet).

A kémiai elemek rendszerezése az elemek természetes sorozatán alapul És az elektronhéjak hasonlóságának elve az atomjaikat.
Már ismeri a kémiai elemek természetes körét. Most ismerkedjünk meg az elektronhéjak hasonlóságának elvével.
Figyelembe véve az atomok vegyértékelektronikus képleteit az NRE-ben, könnyen megállapítható, hogy egyes atomok esetében csak a fő kvantumszám értékében különböznek. Például 1 s 1 a hidrogénhez, 2 s 1 a lítiumhoz, 3 s 1 a nátriumhoz stb. Vagy 2 s 2 2p 5 a fluor esetében, 3 s 2 3p 5 a klórra, 4 s 2 4p Ez azt jelenti, hogy az ilyen atomok vegyértékelektronjainak felhőinek külső tartományai alakjukban nagyon hasonlóak, és csak méretükben (és természetesen az elektronsűrűségben) különböznek egymástól. És ha igen, akkor az ilyen atomok elektronfelhőit és a hozzájuk tartozó vegyértékkonfigurációkat nevezhetjük hasonló. Különböző elemek hasonló elektronikus konfigurációjú atomjaira írhatunk közös vegyértékelektronikus képletek: ns 1 az első esetben és ns 2 np 5 a másodikban. A természetes elemsorok mentén haladva más, hasonló vegyértékkonfigurációjú atomcsoportokat találhatunk.
És így, az elemek természetes sorozatában rendszeresen előfordulnak hasonló vegyértékelektronikus konfigurációjú atomok. Ez az elektronhéjak hasonlóságának elve.
Próbáljuk meg feltárni ennek a szabályszerűségnek a formáját. Ehhez az Ön által készített természetes elemsorokat fogjuk használni.

Az NRE a hidrogénnel kezdődik, amelynek vegyérték-elektronikus képlete 1 s 1 . Hasonló vegyérték-konfigurációkat keresve közös vegyérték-elektronikus képlettel vágjuk az elemek elé az elemek természetes sorozatát ns 1 (vagyis a lítium előtt, a nátrium előtt stb.). Az elemek úgynevezett "periódusait" kaptuk. Adjuk össze a kapott „pontokat”, hogy táblázatsorokká váljanak (lásd 6.20. ábra). Ennek eredményeként csak a táblázat első két oszlopának atomjai lesznek ilyen elektronikus konfigurációk.

Próbáljuk meg elérni a vegyértékelektronikai konfigurációk hasonlóságát a táblázat többi oszlopában. Ehhez a 6. és 7. periódusból 58 - 71 és 90 -103 számú elemeket vágunk ki (4 f- és 5 f-alszintek), és helyezze őket az asztal alá. A fennmaradó elemek szimbólumai vízszintesen eltolódnak az ábrán látható módon. Ezt követően a táblázat ugyanazon oszlopában lévő elemek atomjai hasonló vegyértékkonfigurációval rendelkeznek, amelyet általános vegyértékelektronikai képletekkel fejezhetünk ki: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 és így tovább, amíg ns 2 np 6. Az általános vegyértékképletektől való minden eltérést ugyanazok az okok magyarázzák, mint a króm és a réz esetében (lásd a 6.6. bekezdést).

Mint látható, az NRE segítségével és az elektronhéjak hasonlóságának elvét alkalmazva sikerült rendszerezni a kémiai elemeket. A kémiai elemek ilyen rendszerét ún természetes, mivel kizárólag a természet törvényein alapul. A kapott táblázat (6.21. ábra) a természetes elemrendszer grafikus ábrázolásának egyik módja, és az ún. kémiai elemek hosszú periódustáblázata.

AZ ELEKTRONIKUS HÉJOK HASONLÓSÁGÁNAK ELVE, A VEGYI ELEMEK TERMÉSZETES RENDSZERE ("PERIODIKUS" RENDSZER), KÉMIAI ELEMEK TÁBLÁZATA.

Ismerkedjünk meg részletesebben a kémiai elemek hosszú periódusú táblázatának felépítésével.
A táblázat sorait, amint azt már tudja, az elemek "periódusainak" nevezik. A pontokat arab számokkal 1-től 7-ig számozzuk. Az első pontban csak két elem található. A második és harmadik periódus, amelyek mindegyike nyolc elemet tartalmaz, ún rövid időszakokban. A negyedik és ötödik periódus, amelyek mindegyike 18 elemet tartalmaz, ún hosszú időszakokban. Az egyenként 32 elemet tartalmazó hatodik és hetedik periódusokat hívjuk extra hosszú időszakokban.
Ennek a táblázatnak az oszlopait ún csoportok elemeket. A csoportszámokat római számok és latin A vagy B betűk jelzik.
Egyes csoportok elemeinek saját közös (csoport)nevük van: az IA csoport elemei (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - lúgos elemek(vagy alkálifém elemek); IIA csoport elemei (Ca, Sr, Ba és Ra) - alkáliföldfém elemek(vagy alkáliföldfém elemek)(az "alkálifémek" és az alkáliföldfémek" elnevezések a megfelelő elemek által alkotott egyszerű anyagokra utalnak, és nem használhatók elemcsoportok megnevezéseként); VIA csoport elemei (O, S, Se, Te, Po ) - kalkogéneket, a VIIA csoport elemei (F, Cl, Br, I, At) – halogének, a VIIIA csoport elemei (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – nemesgáz elemek.(A hagyományos "nemesgázok" elnevezés az egyszerű anyagokra is vonatkozik)
Az általában az 58 - 71 (Ce - Lu) sorszámú táblázat alsó részében elhelyezett elemeket ún. lantanidok("lantán után"), és a 90-103 sorozatszámú elemek (Th - Lr) - aktinidák(„aktinium nyomán”). A hosszú periódusú táblázatnak létezik egy olyan változata, amelyben a lantanidok és aktinidák nem vágódnak ki az NRE-ből, hanem extra hosszú periódusokban a helyükön maradnak. Ezt a táblázatot néha úgy hívják extra hosszú időszak.
A hosszú periódusos táblázat négy részre oszlik Blokk(vagy szakaszok).
s-blokk tartalmazza az IA és IIA csoportok elemeit közös vegyértékelektronikai képletekkel ns 1 és ns 2 (s-elemek).
p-blokk magában foglalja a IIIA–VIIIA csoportba tartozó elemeket, amelyek általános vegyértékelektronikai képletei a következőktől származnak ns 2 np 1-től ns 2 np 6 (p-elemek).
d-blokk magában foglalja a IIIB-től a IIB-ig terjedő elemeket, általános vegyérték-elektronikus képletekkel ns 2 (n–1)d 1-től ns 2 (n–1)d 10 (d-elemek).
f-blokk magában foglalja a lantanidokat és az aktinidákat ( f-elemek).

Elemek s- És p-blokkok alkotnak A-csoportokat, és elemeket d-blokk - kémiai elemrendszer B-csoportja. Minden f-elemek formálisan a IIIB csoportba tartoznak.
Az első periódus elemei - hidrogén és hélium - az s-elemek, és IA és IIA csoportokba helyezhetők. De a hélium gyakrabban kerül a VIIIA csoportba, mint elem, amellyel a periódus véget ér, ami teljes mértékben összhangban van tulajdonságaival (hélium, mint minden más egyszerű anyagok e csoport elemei alkotta nemesgáz). A hidrogént gyakran a VIIA csoportba sorolják, mivel tulajdonságai sokkal közelebb állnak a halogénekhez, mint a lúgos elemekhez.
A rendszer minden periódusa olyan elemmel kezdődik, amely atomokból álló vegyértékkonfigurációval rendelkezik ns 1 , mivel ezektől az atomoktól kezdődik a következő elektronréteg kialakulása, és az atomok vegyértékkonfigurációjú elemével ér véget. ns 2 np 6 (az első időszak kivételével). Ez megkönnyíti az energiadiagramon az egyes periódusok atomjainál elektronokkal feltöltött részszintcsoportok azonosítását (6.22. ábra). Végezze el ezt a munkát a 6.4. ábra másolatában látható összes alszinttel. A 6.22 ábrán kiemelt alszintek (kivéve a teljesen kitöltött d- És f-alszintek) egy adott periódus összes elemének atomjainak vegyértékei.
Megjelenés időszakokban s-, p-, d- vagy f-az elemek teljes mértékben összhangban vannak a kitöltés sorrendjével s-, p-, d- vagy f- az elektronok alszintjei. Az elemrendszer ezen tulajdonsága lehetővé teszi, hogy az adott elemet tartalmazó időszak és csoport ismeretében azonnal leírjuk annak vegyértékét. elektronikus képlet.

KÉMIAI ELEMEK, BLOKKOK, IDŐSZAKOK, CSOPORTOK, ALUKÁLIS ELEMEK, ALUKÁLIS FÖLDELEMEK, KALKOGÉNEK, HALOGÉNEK, NEMESGÁZELEMEK, LANTANOIDOK, AKTINIDEK HOSSZÚ PERIDÓRUMÚ TÁBLÁZATA.
Írja fel az a) IVA és IVB csoportok, b) IIIA és VIIB csoportok atomjainak általános vegyértékelektronikai képleteit?
2. Mi a közös az A és B csoport atomjainak elektronkonfigurációi között? Miben különböznek egymástól?
3. Hány elemcsoportot tartalmaz a) s-blokk, b) R-blokk, c) d-Blokk?
4. Folytassa a 30. ábrát az alszintek energiájának növelése irányába, és válassza ki azokat a részszintek csoportjait, amelyek a 4., 5. és 6. periódusban tele vannak elektronokkal.
5. Sorolja fel az a) kalcium, b) foszfor, c) titán, d) klór, e) nátrium atomok vegyértékrészeit! 6. Fogalmazza meg, hogyan különböznek egymástól az s-, p- és d-elemek!
7. Magyarázza meg, miért tartozik egy atom bármely elemhez, azt az atommagban lévő protonok száma határozza meg, nem pedig az atom tömege.
8. Lítium-, alumínium-, stroncium-, szelén-, vas- és ólomatomokhoz készítsen vegyértéket, töltse ki és rövidítse meg az elektronikus képleteket, és rajzolja meg a vegyérték-alszintek energiadiagramjait. 9. Az atomok, amelyek elemei megfelelnek a következő vegyértékelektronikai képleteknek: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

Különböző célokra tudnunk kell egy atom teljes vagy vegyértékkonfigurációját. Ezen elektronikus konfigurációk mindegyike egy képlettel és egy energiadiagrammal is ábrázolható. vagyis egy atom teljes elektronikus konfigurációja kifejezve az atom teljes elektronikus képlete, vagy egy atom teljes energiadiagramja. viszont egy atom vegyértékelektron konfigurációja kifejezve vegyérték(vagy ahogy gyakran nevezik, rövid") az atom elektronikus képlete, vagy egy atom vegyérték-alszintjeinek diagramja(6.23. ábra).

Korábban az elemek sorszámainak felhasználásával készítettünk atomok elektronikus képleteit. Ezzel egyidejűleg az energiadiagram alapján meghatároztuk a részszintek elektronokkal való kitöltésének sorrendjét: 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s stb. És csak a teljes elektronikus képlet felírásával tudtuk felírni a vegyértékképletet is.
Kényelmesebb az atom leggyakrabban használt vegyértékelektronikus képletét az elemnek a kémiai elemek rendszerében elfoglalt helyzete alapján a perióduscsoport-koordináták szerint felírni.
Nézzük meg részletesen, hogyan történik ez az elemek esetében s-, p- És d-blokkok.
Elemekhez s-blokk vegyérték elektronikus képlete egy atom három karakterből áll. Általában így írható:

Az első helyen (egy nagy cella helyén) a periódusszám áll (egyenlő ezek fő kvantumszámával s-elektronok), a harmadikon (a felső indexben) - a csoport száma (egyenlő a vegyértékelektronok számával). Példaként egy magnéziumatomot (3. periódus, IIA csoport) kapunk:

Elemekhez p-egy atom blokk vegyérték-elektronikus képlete hat karakterből áll:

Itt a nagy cellák helyére a periódusszám is kerül (ezek fő kvantumszámával egyenlő s- És p-elektronok), és a csoportszám ( egyenlő a számmal vegyértékelektronok) egyenlőnek bizonyul a felső indexek összegével. Az oxigénatomra (2. periódus, VIA csoport) kapjuk:

2s 2 2p 4 .

A legtöbb elem vegyérték-elektronikus képlete d blokkot így írhatjuk fel:

A korábbi esetekhez hasonlóan itt is az első cella helyett a periódusszám kerül (amely megegyezik ezek fő kvantumszámával s-elektronok). A második cellában lévő szám eggyel kisebbnek bizonyul, mivel ezek fő kvantumszáma d-elektronok. A csoportszám itt is egyenlő az indexek összegével. Példa erre a titán vegyértékelektronikus képlete (4. periódus, IVB csoport): 4 s 2 3d 2 .

A csoportszám megegyezik az indexek összegével és a VIB csoport elemeinek összegével, de ezek, mint emlékszel, a vegyértéken s-alszintnek csak egy elektronja van, és az általános vegyértékelektronikus képlet ns 1 (n–1)d 5. Ezért például a molibdén vegyértékelektronikus képlete (5. periódus) 5 s 1 4d 5 .
Az IB csoport bármely eleméről, például aranyról is könnyű vegyértékelektronikus képletet készíteni (6. periódus)>–>6 s 1 5d 10 , de ebben az esetben emlékeznie kell erre d- e csoport elemeinek atomjainak elektronjai továbbra is vegyértékek maradnak, és egy részük részt vehet a kémiai kötések kialakításában.
A IIB csoportba tartozó elemek atomjainak általános vegyértékelektronikai képlete: ns 2 (n – 1)d 10 . Ezért például egy cinkatom vegyértékelektronikus képlete 4 s 2 3d 10 .
Az első triád elemeinek (Fe, Co és Ni) vegyértékelektronikai képletei is betartják az általános szabályokat. A vas, a VIIIB csoport egyik eleme, vegyértékelektronikus képlete 4 s 2 3d 6. A kobalt atomnak van egy d-elektron több (4 s 2 3d 7), míg a nikkel atomnak kettő (4 s 2 3d 8).
Csak ezeket a szabályokat használva a vegyértékelektronikus képletek írásához, lehetetlen egyesek atomjainak elektronképleteit összeállítani d-elemek (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), hiszen bennük az erősen szimmetrikus elektronhéjakra való hajlam miatt a vegyérték-alszintek elektronokkal való kitöltése további jellemzőkkel bír.
A vegyértékelektronikus képlet ismeretében az atom teljes elektronképletét is fel lehet írni (lásd alább).
Gyakran a nehézkes teljes elektronikus képletek helyett leírnak rövidített elektronikus képletek atomok. Az elektronikus képletbe való összeállításukhoz az atom összes elektronját a vegyértékek kivételével kiválasztjuk, jeleiket szögletes zárójelbe helyezzük, és az elektronképletnek azt a részét, amely megfelel az előző utolsó eleme atomjának elektronképletének. periódus (a nemesgázt alkotó elem) helyébe ennek az atomnak a szimbóluma lép.

Különböző típusú elektronikus képletek példái a 14. táblázatban láthatók.

14. táblázat Példák az atomok elektronképleteire

Algoritmus az atomok elektronikus képleteinek összeállítására (jódatom példáján)

Megjegyzések
1. A 2. és 3. periódus elemeinél a harmadik művelet (a negyedik nélkül) azonnal egy teljes elektronikus képlethez vezet.
2. (n – 1)d 10 - Az elektronok vegyértékben maradnak az IB csoport elemeinek atomjainál.

TELJES ELEKTRONIKUS KÉPLET, VALENCE ELEKTRONIKUS FORMULA, rövidítve ELEKTRONIKUS FORMULA, ALGORITMUS AZ ATOMOK ELEKTRONIKUS KÉPLETÉNEK ÖSSZEÁLLÍTÁSÁRA.
1. Állítsa össze az elem atomjának vegyértékelektronikus képletét a) a harmadik A csoport második periódusa, b) a második A csoport harmadik periódusa, c) a negyedik A csoport negyedik periódusa!
2. Készítsen rövidített elektronikus képleteket magnézium-, foszfor-, kálium-, vas-, bróm- és argonatomokból.

Az elemek természetes rendszerének felfedezése óta eltelt több mint 100 év során több száz legkülönfélébb táblázatot javasoltak, amelyek grafikusan tükrözik ezt a rendszert. Ezek közül a hosszú periódusú táblázat mellett a legelterjedtebben D. I. Mengyelejev elemeinek úgynevezett rövid periódusú táblázatát használják. Rövid periódusú táblázatot kapunk egy hosszú periódusú táblázatból, ha a 4., 5., 6. és 7. periódusokat az IB csoport elemei előtt kivágjuk, széthúzzuk, és az így kapott sorokat ugyanúgy hozzáadjuk. hozzáadta az előző időszakokat. Az eredmény a 6.24. ábrán látható.

A lantanidok és aktinidák itt is a főasztal alá kerülnek.

BAN BEN csoportok ez a táblázat olyan elemeket tartalmaz, amelyek atomjai rendelkeznek ugyanannyi vegyértékelektron nem számít, milyen pályán vannak ezek az elektronok. Tehát a klór elemek (egy tipikus elem, amely nemfémet képez; 3 s 2 3p 5) és mangán (fémképző elem; 4 s 2 3d 5), amelyek nem rendelkeznek az elektronhéjak hasonlóságával, ugyanabba a hetedik csoportba tartoznak. Az ilyen elemek megkülönböztetésének szükségessége szükségessé teszi a csoportok elkülönítését alcsoportok: fő-- a hosszú periódusú táblázat A-csoportjainak analógjai és mellékhatások a B-csoport analógjai. A 34. ábrán a fő alcsoportok elemeinek szimbólumai balra, a másodlagos alcsoportok elemeinek szimbólumai pedig jobbra tolódnak el.
Igaz, az elemek ilyen elrendezésének a táblázatban megvannak a maga előnyei is, mert elsősorban a vegyértékelektronok száma határozza meg vegyértéklehetőségek atom.
A hosszú periódusú táblázat tükrözi az atomok elektronszerkezetének törvényszerűségeit, az egyszerű anyagok és vegyületek tulajdonságainak elemcsoportonkénti hasonlóságát és változási mintázatait, az atomokat, egyszerű anyagokat és vegyületeket jellemző fizikai mennyiségek szabályos változását. az egész elemrendszerben, és még sok más. A rövid periódusos táblázat kevésbé kényelmes ebből a szempontból.

RÖVID IDŐSZAKOS TÁBLÁZAT, FŐ ALCSOPORTOK, MÁSODLAGOS ALCSOPORTOK.
1. Alakítsa át az elemek természetes sorozatából felépített hosszú periódusú táblázatot rövid periódusú táblázattá. Hajtsa végre a fordított átalakítást.
2. Készíthető-e általános vegyértékelektronikus képlet egy rövid periódusos rendszer elemeinek atomjairól? Miért?

Az atomnak nincsenek egyértelmű határai. Mekkora méretet tekintünk egy izolált atom méretének? Az atommagot elektronhéj veszi körül, a héj elektronfelhőkből áll. Az EO méretét egy sugár jellemzi r oo. A külső rétegben lévő összes felhő megközelítőleg azonos sugarú. Ezért egy atom mérete ezzel a sugárral jellemezhető. Ez az úgynevezett egy atom pálya sugara(r 0).

Az atomok pályasugarának értékeit az 5. függelék tartalmazza.
Az EO sugara függ az atommag töltésétől és attól, hogy a felhőt alkotó elektron melyik pályán található. Következésképpen egy atom pályasugara is ezektől a jellemzőktől függ.
Tekintsük a hidrogén- és héliumatomok elektronhéját. Mind a hidrogénatomban, mind a héliumatomban az elektronok az 1-en helyezkednek el s-AO, és a felhőik akkora méretűek lennének, ha ezeknek az atomoknak a töltései azonosak lennének. De a hélium atom magjának töltése kétszerese a hidrogénatom atommagjának töltésének. A Coulomb-törvény szerint a héliumatom egyes elektronjaira ható vonzási erő kétszerese egy elektronnak a hidrogénatom atommagjához való vonzóerejének. Ezért a hélium atom sugarának sokkal kisebbnek kell lennie, mint a hidrogénatom sugarának. Ez igaz: r 0 (Ő) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
A lítium atomnak van egy külső elektronja 2-nél s-AO, vagyis a második réteg felhőjét képezi. Természetesen a sugarának nagyobbnak kell lennie. Igazán: r 0 (Li) = 1,586 E.
A második periódus többi elemének atomjai külső elektronokkal rendelkeznek (és 2 sés 2 p) ugyanabba a második elektronrétegbe kerülnek, és ezen atomok magjának töltése a sorozatszám növekedésével növekszik. Az elektronok erősebben vonzódnak az atommaghoz, és természetesen az atomok sugara csökken. Megismételhetnénk ezeket az érveket más periódusok elemeinek atomjaira is, de egy pontosítással: a pályasugár csak akkor csökken monoton módon, ha az egyes részszintek kitöltődnek.
De ha figyelmen kívül hagyjuk a részleteket, akkor egy elemrendszerben az atomok méretének változásának általános jellege a következő: a sorozatszám növekedésével egy periódusban az atomok pályasugarai csökkennek, egy csoportban pedig növekednek. A legnagyobb atom a céziumatom, a legkisebb pedig a héliumatom, de a kémiai vegyületeket alkotó elemek atomjai közül (a hélium és a neon nem képezi őket) a legkisebb a fluoratom.
A lantanidok után a természetes sorozatban álló elemek legtöbb atomjának keringési sugara valamivel kisebb, mint az általános törvényszerűségek alapján elvárható. Ez annak köszönhető, hogy az elemek rendszerében a lantán és a hafnium között 14 lantanid található, és ebből következően a hafnium atom magtöltése 14 e több mint lantán. Ezért ezeknek az atomoknak a külső elektronjai erősebben vonzódnak az atommaghoz, mint lantanidok hiányában (ezt a hatást gyakran "lantanid-összehúzódásnak" nevezik).
Felhívjuk figyelmét, hogy amikor a VIIIA csoport elemeinek atomjairól az IA csoport elemeinek atomjaira váltunk, a pálya sugara hirtelen megnő. Ebből következően az egyes időszakok első elemeinek megválasztása (lásd 7. §) helyesnek bizonyult.

AZ ATOM KERESÉSI SUGÁRA, VÁLTOZÁSA AZ ELEMEK RENDSZERÉBEN.
1. Az 5. függelékben megadott adatok szerint ábrázolja milliméterpapíron az atom pályasugarának az elem sorszámától való függését olyan elemek esetén, Z 1-től 40-ig. A vízszintes tengely hossza 200 mm, a függőleges tengely hossza 100 mm.
2. Hogyan jellemezhető a keletkező szaggatott vonal megjelenése?

Ha egy atomban lévő elektronnak plusz energiát adsz (ezt egy fizika tanfolyamon tanulod meg), akkor az elektron egy másik AO-ba kerülhet, vagyis az atom izgatott állapot. Ez az állapot instabil, és az elektron szinte azonnal visszatér eredeti állapotába, és többletenergia szabadul fel. De ha az elektronnak adott energia elég nagy, az elektron teljesen elszakadhat az atomtól, míg az atom ionizált, azaz pozitív töltésű ionná alakul ( kation). Az ehhez szükséges energiát ún egy atom ionizációs energiája(EÉs).

Elég nehéz egyetlen atomról leszakítani egy elektront és megmérni az ehhez szükséges energiát, ezért gyakorlatilag meghatározzák és használják moláris ionizációs energia(E és m).

A moláris ionizációs energia azt mutatja meg, hogy mekkora a legkisebb energia szükséges ahhoz, hogy 1 mól elektront leválasszanak 1 mól atomról (egy elektron minden atomról). Ezt az értéket általában kilojoule per mólban mérik. Az első elektron moláris ionizációs energiájának értékeit a legtöbb elemre a 6. függelék tartalmazza.
Hogyan függ egy atom ionizációs energiája az elemnek az elemrendszerben elfoglalt helyzetétől, azaz hogyan változik a csoportban és periódusban?
Fizikai értelemben az ionizációs energia egyenlő azzal a munkával, amelyet az elektron atomhoz való vonzódásának leküzdéséhez kell fordítani, amikor az elektront az atomtól végtelen távolságra mozgatják.

Ahol q egy elektron töltése, K az elektron eltávolítása után megmaradó kation töltése, és r o az atom pályasugara.

ÉS q, És K konstans értékek, és arra lehet következtetni, hogy az elektron leválásának munkája A, és vele együtt az ionizációs energia Eés fordítottan arányosak az atom keringési sugarával.
A különböző elemek atomjainak pályasugarának értékeinek és az 5. és 6. függelékben megadott ionizációs energia megfelelő értékeinek elemzése után láthatjuk, hogy ezen értékek közötti kapcsolat közel arányos, de némileg különbözik attól. Következtetésünk nem egyezik jól a kísérleti adatokkal az az oka, hogy nagyon durva modellt alkalmaztunk, amely nem vesz figyelembe sok jelentős tényezőt. De még ez a durva modell is lehetővé tette számunkra, hogy levonjuk azt a helyes következtetést, hogy a pályasugár növekedésével az atom ionizációs energiája csökken, és fordítva, a sugár csökkenésével nő.
Mivel az atomok keringési sugara a sorozatszám növekedésével párhuzamosan csökken, az ionizációs energia növekszik. Egy csoportban az atomszám növekedésével az atomok keringési sugara általában növekszik, és az ionizációs energia csökken. A legnagyobb moláris ionizációs energia a legkisebb atomokban, a héliumatomokban (2372 kJ/mol), a kémiai kötések kialakítására képes atomok közül pedig a fluoratomokban (1681 kJ/mol). A legkisebb a legnagyobb atomokhoz, a céziumatomokhoz tartozik (376 kJ/mol). Egy elemrendszerben az ionizációs energia növekedésének iránya sematikusan a következőképpen ábrázolható:

A kémiában fontos, hogy az ionizációs energia jellemezze az atom azon hajlamát, hogy "az elektronjait" adja: minél nagyobb az ionizációs energia, annál kevésbé hajlamos az atom elektronokat adni, és fordítva.

Gerjesztett állapot, ionizáció, kation, ionizációs energia, moláris ionizációs energia, ionizációs energia változása elemrendszerben.
1. A 6. függelékben megadott adatok alapján határozza meg, hogy mennyi energiát kell költenie egy elektron elszakításához az összes 1 g össztömegű nátriumatomról!
2. Határozza meg a 6. függelékben megadott adatok felhasználásával, hogy hányszor több energiát kell fordítani egy elektron leválasztására az összes 3 g tömegű nátriumatomról, mint az összes azonos tömegű káliumatomról! Miért tér el ez az arány ugyanazon atomok moláris ionizációs energiáinak arányától?
3. A 6. függelékben megadott adatok szerint ábrázolja a moláris ionizációs energia függését a sorozatszámtól olyan elemek esetén, amelyek Z 1-től 40-ig. A grafikon méretei megegyeznek az előző bekezdésben szereplő feladattal. Nézze meg, hogy ez a grafikon megfelel-e az elemrendszer "periódusainak" megválasztásának.

Az atom második legfontosabb energiajellemzője az elektronaffinitási energia(E Val vel).

A gyakorlatban, mint az ionizációs energia esetében, általában a megfelelő moláris mennyiséget használják - moláris elektron affinitási energia().

A moláris elektronaffinitási energia azt mutatja meg, hogy mekkora energia szabadul fel, ha egy mól elektront adunk egy mól semleges atomhoz (egy elektron minden atomhoz). A moláris ionizációs energiához hasonlóan ezt a mennyiséget is kilojoule/mol mértékegységben mérik.
Első pillantásra úgy tűnhet, hogy ebben az esetben nem szabad energiát felszabadítani, mert az atom semleges részecske, és a semleges atom és a negatív töltésű elektron között nincs elektrosztatikus vonzási erő. Éppen ellenkezőleg, az atomhoz közeledve az elektront, úgy tűnik, ugyanazoknak a negatív töltésű elektronoknak kellene taszítaniuk, amelyek az elektronhéjat alkotják. Valójában ez nem igaz. Ne feledje, ha valaha is foglalkozott atomklórral. Természetesen nem. Végül is csak nagyon magas hőmérsékleten létezik. Még stabilabb molekuláris klór gyakorlatilag nem található a természetben - ha szükséges, kémiai reakciókkal kell előállítani. És állandóan a nátrium-kloriddal (konyhasóval) kell foglalkoznia. Hiszen az asztali sót az ember minden nap étellel fogyasztja. És ez meglehetősen gyakori a természetben. De végül is a konyhasó kloridionokat tartalmaz, vagyis olyan klóratomokat, amelyekhez egy-egy "extra" elektron kapcsolódik. A kloridionok ilyen elterjedésének egyik oka, hogy a klóratomok hajlamosak elektronokat kötni, vagyis amikor klóratomokból és elektronokból kloridionok képződnek, energia szabadul fel.
Az energia felszabadulásának egyik oka már ismert Ön előtt - ez a klóratom elektronhéjának szimmetriájának növekedéséhez kapcsolódik az egyszeres töltésűre való áttérés során anion. Ugyanakkor, ahogy emlékszel, az energia 3 p- alszint csökken. Vannak más összetettebb okok is.
Tekintettel arra, hogy az elektronaffinitási energia értékét számos tényező befolyásolja, egy elemrendszerben ezen érték változásának természete sokkal összetettebb, mint az ionizációs energia változásának természete. Erről meggyőződhet a 7. függelékben található táblázat elemzésével. De mivel ennek a mennyiségnek az értékét mindenekelőtt ugyanaz az elektrosztatikus kölcsönhatás határozza meg, mint az ionizációs energia értékei, akkor ennek változása a rendszerben. elemek (legalábbis az A-csoportokban) in általánosságban hasonlóan az ionizációs energia változásához, vagyis az elektronaffinitás energiája a csoportban csökken, a periódusban pedig nő. Maximum a fluor (328 kJ/mol) és a klór (349 kJ/mol) atomjainál van. Az elektronaffinitási energia változásának természete az elemek rendszerében hasonlít az ionizációs energia változásának természetére, vagyis az elektronaffinitási energia növekedésének iránya sematikusan a következőképpen ábrázolható:

2. Az előző feladatokhoz hasonló skálán a vízszintes tengely mentén ábrázolja az elektronaffinitás moláris energiájának a sorszámtól való függését olyan elemek atomjai esetén, amelyek Z 1-től 40-ig a 7-es alkalmazás használatával.
3.Mit fizikai jelentése negatív elektronaffinitási energiájuk van?
4. Miért a 2. periódus elemeinek összes atomja közül csak a berilliumnak, a nitrogénnek és a neonnak van negatív elektronaffinitási moláris energiája?

Ön már tudja, hogy egy atom hajlama saját adományozására és idegen elektronok befogadására energiajellemzőitől (ionizációs energia és elektronaffinitási energia) függ. Mely atomok hajlamosabbak az elektronok adományozására, és melyek hajlamosabbak az idegenek befogadására?
A kérdés megválaszolásához a 15. táblázatban foglaljuk össze mindazt, amit az elemrendszerben ezen hajlamok változásáról tudunk.

15. táblázat