Element arzen. Lastnosti arzena

6.6. Značilnosti elektronske strukture atomov kroma, bakra in nekaterih drugih elementov

Če ste natančno pogledali prilogo 4, ste verjetno opazili, da je pri atomih nekaterih elementov zaporedje polnjenja orbital z elektroni moteno. Včasih se te kršitve imenujejo "izjeme", vendar to ni tako - v zakonih narave ni izjem!

Prvi element s to motnjo je krom. Oglejmo si podrobneje njegovo elektronsko strukturo (slika 6.16 A). Atom kroma ima 4 s-ne obstajata dva podnivoja, kot bi pričakovali, ampak samo en elektron. Toda ob 3 d-podnivo ima pet elektronov, vendar se ta podnivo zapolni po 4 s-podravni (glej sliko 6.4). Da bi razumeli, zakaj se to zgodi, poglejmo, kaj so elektronski oblaki 3 d-podravni tega atoma.

Vsak od petih 3 d-oblake v tem primeru tvori en elektron. Kot že veste iz § 4 tega poglavja, ima skupni elektronski oblak takih petih elektronov sferično obliko ali, kot pravijo, sferično simetrično. Glede na naravo porazdelitve elektronske gostote v različnih smereh je podobna 1 s-EO. Energija podravni, katere elektroni tvorijo tak oblak, se izkaže za manjšo kot v primeru manj simetričnega oblaka. V tem primeru je orbitalna energija 3 d- podnivo je enak energiji 4 s-orbitale. Ko je simetrija porušena, na primer, ko se pojavi šesti elektron, je energija orbital 3 d- podnivo spet postane večji od energije 4 s-orbitale. Zato ima atom mangana spet drugi elektron pri 4 s-AO.
Splošni oblak katerega koli podnivoja, napolnjen z elektroni bodisi do polovice ali v celoti, ima sferično simetrijo. Zmanjšanje energije je v teh primerih splošne narave in ni odvisno od tega, ali je katera koli podnivo polovično ali popolnoma zapolnjena z elektroni. In če je tako, potem moramo naslednjo kršitev iskati v atomu, v katerega elektronsko lupino zadnji "prispe" deveti d-elektron. Dejansko ima atom bakra 3 d-podnivo ima 10 elektronov in 4 s- samo en podravni (slika 6.16 b).
Zmanjšanje energije orbital popolnoma ali napol zapolnjenega podravni povzroči številne pomembne kemijske pojave, od katerih se boste nekateri seznanili.

V kemiji se lastnosti izoliranih atomov praviloma ne preučujejo, saj skoraj vsi atomi, ko so del različnih snovi, tvorijo kemične vezi. Kemične vezi nastanejo zaradi interakcije elektronskih lupin atomov. Pri vseh atomih (razen vodika) vsi elektroni ne sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi: bor ima tri od petih elektronov, ogljik štiri od šestih in na primer barij dva od šestinpetdeset. Ti "aktivni" elektroni se imenujejo valenčni elektroni.

Valenčne elektrone včasih zamenjujemo z zunanji elektronov, vendar to ni isto.

Elektronski oblaki zunanjih elektronov imajo največji radij (in največjo vrednost glavnega kvantnega števila).

Zunanji elektroni so tisti, ki sodelujejo pri tvorbi vezi, že zato, ker ko se atomi približajo drug drugemu, pridejo najprej v stik elektronski oblaki, ki jih tvorijo ti elektroni. Toda poleg njih lahko pri tvorbi vezi sodelujejo tudi nekateri elektroni. predzunanji(predzadnji) plasti, vendar le, če imajo energijo, ki se ne razlikuje zelo od energije zunanjih elektronov. Oba elektrona atoma sta valenčna elektrona. (V lantanidih in aktinidih so celo nekateri "zunanji" elektroni valenčni)
Energija valenčnih elektronov je veliko večja od energije drugih elektronov atoma, valenčni elektroni pa se bistveno manj razlikujejo po energiji med seboj.
Zunanji elektroni so vedno valenčni elektroni le, če lahko atom sploh tvori kemične vezi. Tako sta oba elektrona atoma helija zunanja, vendar ju ne moremo imenovati valenca, saj atom helija sploh ne tvori nobenih kemičnih vezi.
Valenčni elektroni zasedajo valenčne orbitale, ki pa tvorijo valenčne podnivoje.

Kot primer razmislite o atomu železa, katerega elektronska konfiguracija je prikazana na sl. 6.17. Največje glavno kvantno število elektronov atoma železa ( n= 4) imajo samo dve 4 s-elektron. Posledično so zunanji elektroni tega atoma. Zunanje orbitale atoma železa so vse orbitale z n= 4, zunanji podravni pa so vsi podravni, ki jih tvorijo te orbitale, to je 4 s-, 4str-, 4d- in 4 f-EPU.
Zunanji elektroni so vedno valenčni elektroni, torej 4 s-elektroni atoma železa so valenčni elektroni. In če je tako, potem 3 d-elektroni z nekoliko višjo energijo bodo tudi valenčni elektroni. Na zunanji ravni atoma železa poleg napolnjenega 4 s-AO so še 4 prosti str-, 4d- in 4 f-AO. Vsi so zunanji, le 4 pa so valentni R-AO, saj je energija preostalih orbital veliko večja in pojav elektronov v teh orbitalah ni koristen za atom železa.

Torej atom železa
zunanji elektronski nivo – četrti,
zunanje podravni – 4 s-, 4str-, 4d- in 4 f-EPU,
zunanje orbite - 4 s-, 4str-, 4d- in 4 f-AO,
zunanji elektroni – dva 4 s-elektron (4 s 2),
zunanji elektronski sloj – četrti,
zunanji elektronski oblak – 4 s-EO
valenčne podravni – 4 s-, 4str- in 3 d-EPU,
valenčne orbitale – 4 s-, 4str- in 3 d-AO,
valenčni elektroni – dva 4 s-elektron (4 s 2) in šest 3 d- elektroni (3 d 6).

Valenčni podnivoji so lahko delno ali v celoti zapolnjeni z elektroni ali pa ostanejo popolnoma prosti. Z naraščanjem jedrskega naboja se energijske vrednosti vseh podravni zmanjšajo, vendar se zaradi interakcije elektronov med seboj energija različnih podnivojov zmanjšuje z različnimi "hitrostmi". Energija popolnoma napolnjena d- In f-podnivoji se toliko zmanjšajo, da prenehajo biti valentni.

Kot primer razmislite o atomih titana in arzena (slika 6.18).

V primeru atoma titana 3 d-EPU je le delno napolnjen z elektroni, njegova energija pa je večja od energije 4 s-EPU in 3 d-elektroni so valentni. Atom arzena ima 3 d-EPU je popolnoma napolnjen z elektroni, njegova energija pa je bistveno manjša od energije 4 s-EPU in torej 3 d-elektroni niso valentni.
V navedenih primerih smo analizirali konfiguracija valenčnih elektronov atomi titana in arzena.

Valenčna elektronska konfiguracija atoma je prikazana kot formula valenčnega elektrona, ali v obliki energijski diagram valenčnih podravni.

VALENČNI ELEKTRONI, ZUNANJI ELEKTRONI, VALENČNI EPU, VALENČNI AO, VALENTNA ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA ATOMA, FORMULA VALENČNIH ELEKTRONOV, DIAGRAM VALENČNIH PODNIVOJEV.

1. Na energijskih diagramih, ki ste jih sestavili, in v popolnih elektronskih formulah atomov Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar označite zunanje in valenčne elektrone. Zapišite valenčne elektronske formule teh atomov. Na energijskih diagramih označi dele, ki ustrezajo energijskim diagramom valenčnih podravni.
2. Kaj imajo skupne elektronske konfiguracije atomov: a) Li in Na, B in Al, O in S, Ne in Ar; b) Zn in Mg, Sc in Al, Cr in S, Ti in Si; c) H in He, Li in O, K in Kr, Sc in Ga. Kakšne so njihove razlike
3. Koliko valenčnih podravni je v elektronski ovojnici atoma posameznega elementa: a) vodik, helij in litij, b) dušik, natrij in žveplo, c) kalij, kobalt in germanij
4. Koliko valenčnih orbital je popolnoma zapolnjenih v a) borovem, b) fluorovem, c) natrijevem atomu?
5. Koliko orbital z nesparjenim elektronom ima atom: a) bora, b) fluora, c) železa
6. Koliko prostih zunanjih orbital ima atom mangana? Koliko prostih valenc?
7. Za naslednjo lekcijo pripravite trak papirja širine 20 mm, ga razdelite na celice (20 × 20 mm) in na ta trak nanesite naravno vrsto elementov (od vodika do meitnerija).
8. V vsako celico postavite simbol elementa, njegovo atomsko število in formulo valenčnega elektrona, kot je prikazano na sl. 6.19 (uporabite Dodatek 4).

Sistematizacija kemijskih elementov temelji na naravnem nizu elementov in princip podobnosti elektronskih lupin njihovi atomi.
Naravni niz kemijskih elementov že poznaš. Zdaj pa se seznanimo z načelom podobnosti elektronskih lupin.
Če upoštevamo valenčne elektronske formule atomov v ERE, je enostavno ugotoviti, da se za nekatere atome razlikujejo le v vrednostih glavnega kvantnega števila. Na primer, 1 s 1 za vodik, 2 s 1 za litij, 3 s 1 za natrij itd. Ali 2 s 2 2str 5 za fluor, 3 s 2 3str 5 za klor, 4 s 2 4str 5 za brom itd. To pomeni, da so si zunanji predeli oblakov valenčnih elektronov takih atomov po obliki zelo podobni in se razlikujejo le po velikosti (in seveda elektronski gostoti). In če je tako, potem lahko imenujemo elektronske oblake takih atomov in ustrezne valenčne konfiguracije podobno. Za atome različnih elementov s podobnimi elektronskimi konfiguracijami lahko pišemo splošne valenčne elektronske formule: ns 1 v prvem primeru in ns 2 n.p. 5 v drugi. Ko se premikate po naravni seriji elementov, lahko najdete druge skupine atomov s podobno valenčno konfiguracijo.
torej atome s podobno konfiguracijo valenčnih elektronov redno najdemo v naravnih serijah elementov. To je načelo podobnosti elektronskih lupin.
Poskusimo ugotoviti vrsto te pravilnosti. Za to bomo uporabili naravno serijo elementov, ki ste jih naredili.

ERE se začne z vodikom, katerega valenčna elektronska formula je 1 s 1. V iskanju podobnih valenčnih konfiguracij smo naravno vrsto elementov prerezali pred elementi s skupno valenčno elektronsko formulo ns 1 (tj. pred litijem, pred natrijem itd.). Prejeli smo tako imenovane "obdobja" elementov. Dodamo nastale »obdobja«, tako da postanejo vrstice tabele (glej sliko 6.20). Posledično bodo imeli samo atomi v prvih dveh stolpcih tabele podobne elektronske konfiguracije.

Poskusimo doseči podobnost valenčnih elektronskih konfiguracij v drugih stolpcih tabele. Da bi to naredili, smo iz 6. in 7. obdobja izrezali elemente s številkami 58 – 71 in 90 –103 (zapolnjujejo 4. f- in 5 f-podravni) in jih postavite pod mizo. Simbole preostalih elementov bomo premaknili vodoravno, kot je prikazano na sliki. Po tem bodo imeli atomi elementov, ki se nahajajo v istem stolpcu tabele, podobne valenčne konfiguracije, ki jih je mogoče izraziti s splošnimi valenčnimi elektronskimi formulami: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 in tako naprej, dokler ns 2 n.p. 6. Vsa odstopanja od splošnih valenčnih formul so razložena z enakimi razlogi kot v primeru kroma in bakra (glej odstavek 6.6).

Kot lahko vidite, nam je z uporabo ERE in z uporabo načela podobnosti elektronskih lupin uspelo sistematizirati kemične elemente. Takšen sistem kemičnih elementov imenujemo naravno, saj temelji izključno na zakonih narave. Tabela, ki smo jo prejeli (slika 6.21), je eden od načinov grafične upodobitve naravnega sistema elementov in se imenuje dolgoperiodični sistem kemijskih elementov.

NAČELO PODOBNOSTI ELEKTRONSKIH OVOJN, NARAVNI SISTEM KEMIJSKIH ELEMENTOV ("PERIODIČNI" SISTEM), TABELA KEMIJSKIH ELEMENTOV.

Oglejmo si podrobneje zgradbo dolgoperiodičnega sistema kemijskih elementov.
Vrstice te tabele, kot že veste, se imenujejo "obdobja" elementov. Obdobja so oštevilčena z arabskimi številkami od 1 do 7. Prva doba ima samo dva elementa. Druga in tretja doba, ki vsebujeta po osem elementov, se imenujeta kratek obdobja. Četrta in peta doba, ki vsebujeta po 18 elementov, se imenujeta dolga obdobja. Šesta in sedma doba, ki vsebujeta po 32 elementov, se imenujeta zelo dolgo obdobja.
Stolpci te tabele se imenujejo skupine elementi. Številke skupin so označene z rimskimi številkami z latiničnimi črkami A ali B.
Elementi nekaterih skupin imajo svoja skupna (skupinska) imena: elementi skupine IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – alkalne elemente(oz elementi alkalijskih kovin); Elementi skupine IIA (Ca, Sr, Ba in Ra) – zemeljskoalkalijski elementi(oz elementi zemeljskoalkalijskih kovin) (ime "alkalijske kovine" in zemeljskoalkalijske kovine" se nanašata na preproste snovi, ki jih tvorijo ustrezni elementi, in se ne sme uporabljati kot imena skupin elementov); elementi VIA skupine (O, S, Se, Te, Po) – halkogeni, elementi skupine VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogeni, elementi VIII skupine (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementi žlahtnih plinov.(Tradicionalno ime "žlahtni plini" se nanaša tudi na enostavne snovi)
Elementi z zaporednimi številkami 58 – 71 (Ce – Lu), ki se običajno nahajajo na dnu tabele, se imenujejo lantanidi(»po lantanu«) in elementi z zaporednimi številkami 90 – 103 (Th – Lr) – aktinoidi("po morski vetrnici"). Obstaja različica dolgoperiodične tabele, v kateri lantanidi in aktinoidi niso izrezani iz ERE, ampak ostanejo na svojih mestih v ultra dolgih obdobjih. Ta tabela se včasih imenuje ultra-dolgo obdobje.
Dolga periodna tabela je razdeljena na štiri blok(ali razdelke).
s-blok vključuje elemente skupin IA in IIA s skupnimi valenčnimi elektronskimi formulami ns 1 in ns 2 (s-elementi).
r-blok vključuje elemente od skupine IIIA do VIIIA s skupnimi valenčnimi elektronskimi formulami iz ns 2 n.p. 1 do ns 2 n.p. 6 (p-elementi).
d-blok vključuje elemente od skupine IIIB do IIB s skupnimi valenčnimi elektronskimi formulami iz ns 2 (n–1)d 1 do ns 2 (n–1)d 10 (d-elementi).
f-blok vključuje lantanide in aktinoide ( f-elementi).

Elementi s- In str-bloki tvorijo A-skupine in elemente d-blok – B-skupina sistema kemičnih elementov. Vse f-elementi so formalno vključeni v skupino IIIB.
Elementa prve dobe - vodik in helij - sta s-elemente in jih lahko uvrstimo v skupine IA in IIA. Toda helij pogosteje uvrščamo v skupino VIIIA kot element, s katerim se obdobje konča, kar je popolnoma v skladu z njegovimi lastnostmi (helij, tako kot vsi drugi preproste snovi ki ga tvorijo elementi te skupine, je žlahtni plin). Vodik pogosto uvrščamo v skupino VIIA, saj je po lastnostih veliko bližje halogenom kot alkalnim elementom.
Vsaka od obdobij sistema se začne z elementom, ki ima valenčno konfiguracijo atomov ns 1, saj se iz teh atomov začne tvorba naslednje elektronske plasti in konča z elementom z valenčno konfiguracijo atomov ns 2 n.p. 6 (razen prve tretjine). To olajša prepoznavanje na energijskem diagramu skupin podravni, napolnjenih z elektroni v atomih vsake periode (slika 6.22). Naredite to delo z vsemi podravni, prikazanimi v kopiji, ki ste jo naredili na sliki 6.4. Podnivoji, označeni na sliki 6.22 (razen popolnoma zapolnjenih d- In f-podravni) so valenca za atome vseh elementov dane periode.
Pojav v obdobjih s-, str-, d- ali f-elementi popolnoma ustrezajo zaporedju polnjenja s-, str-, d- ali f-podravni z elektroni. Ta značilnost sistema elementov omogoča, da ob poznavanju obdobja in skupine, v katero spada določen element, takoj zapišemo njegovo valenco. elektronska formula.

DOLGOPERIODNA TABELA KEMIJSKIH ELEMENTOV, BLOKOV, PERIOD, SKUPIN, ALKALNIJSKI ELEMENTI, ZEMLJOALKALNIJSKI ELEMENTI, HALKOGENI, HALOGENI, ŽLAHTI PLINI, LANTANOIDI, AKTINOIDI.
Zapišite splošne valenčne elektronske formule atomov elementov a) IVA in IVB skupin, b) IIIA in VIIB skupin?
2. Kaj imajo skupne elektronske konfiguracije atomov elementov skupin A in B? Kako se razlikujejo?
3. Koliko skupin elementov je vključenih v a) s-blok, b) R-blok, c) d-blokirati?
4. Nadaljujte s sliko 30 v smeri naraščanja energije podnivojov in osvetlite skupine podnivojev, zapolnjene z elektroni v 4., 5. in 6. periodi.
5. Naštejte valenčne podravni a) kalcijevih, b) fosforjevih, c) titanovih, d) klorovih, e) natrijevih atomov. 6. Ugotovite, v čem se s-, p- in d-elementi med seboj razlikujejo.
7. Pojasnite, zakaj je pripadnost atoma kateremu koli elementu določena s številom protonov v jedru in ne z maso tega atoma.
8.Za atome litija, aluminija, stroncija, selena, železa in svinca sestavite valenčne, polne in skrajšane elektronske formule ter narišite energijske diagrame valenčnih podravni. 9. Kateri atomi elementov ustrezajo naslednjim valenčnim elektronskim formulam: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2 s 2 2 str 6 , 5s 2 5str 2 , 5s 2 4d 2 ?

Za različne namene moramo poznati celotno ali valenčno konfiguracijo atoma. Vsako od teh elektronskih konfiguracij je mogoče predstaviti s formulo ali energijskim diagramom. to je polna elektronska konfiguracija atoma je izražena polna elektronska formula atoma, oz popoln energijski diagram atoma. po svoje, valenčna elektronska konfiguracija atoma je izražena valenca(ali kot se pogosto imenuje, " kratek") elektronska formula atoma, oz diagram valenčnih podravni atoma(Slika 6.23).

Prej smo izdelovali elektronske formule za atome z uporabo atomskih števil elementov. Hkrati smo določili zaporedje zapolnjevanja podravni z elektroni po energijskem diagramu: 1 s, 2s, 2str, 3s, 3str, 4s, 3d, 4str, 5s, 4d, 5str, 6s, 4f, 5d, 6str, 7s in tako naprej. In šele z zapisom celotne elektronske formule bi lahko zapisali valenčno formulo.
Bolj priročno je zapisati valenčno elektronsko formulo atoma, ki se najpogosteje uporablja, na podlagi položaja elementa v sistemu kemičnih elementov z uporabo koordinat periodne skupine.
Oglejmo si podrobneje, kako se to naredi za elemente s-, str- In d-bloki
Za elemente s-bločna valenčna elektronska formula atoma je sestavljena iz treh simbolov. Na splošno se lahko zapiše takole:

Na prvem mestu (namesto velike celice) je postavljena periodna številka (enaka glavnemu kvantnemu številu teh s-elektronov), na tretjem (v nadnapisu) pa številko skupine (enako številu valenčnih elektronov). Če za primer vzamemo atom magnezija (3. obdobje, skupina IIA), dobimo:

Za elemente str-blok valenčna elektronska formula atoma je sestavljena iz šestih simbolov:

Tukaj je namesto velikih celic postavljena tudi periodna številka (enaka glavnemu kvantnemu številu teh s- In str-elektronov) in številko skupine ( enako številu valenčni elektroni) se izkaže, da je enak vsoti zgornjih indeksov. Za atom kisika (2. perioda, skupina VIA) dobimo:

2s 2 2str 4 .

Valenčna elektronska formula večine elementov d-blok lahko zapišemo takole:

Kot v prejšnjih primerih je tudi tukaj namesto prve celice vstavljena številka obdobja (enaka glavnemu kvantnemu številu teh s-elektroni). Število v drugi celici se izkaže za eno manjše od glavnega kvantnega števila teh d-elektronov. Številka skupine je tudi tukaj enaka vsoti indeksov. Primer – valenčna elektronska formula titana (4. perioda, IVB skupina): 4 s 2 3d 2 .

Številka skupine je enaka vsoti indeksov za elemente skupine VIB, vendar, kot se spomnite, v njihovi valenci s-podravni ima samo en elektron, splošna valenčna elektronska formula pa je ns 1 (n–1)d 5. Zato je valenčna elektronska formula, na primer, molibdena (5. obdobje) 5 s 1 4d 5 .
Prav tako je enostavno sestaviti valenčno elektronsko formulo katerega koli elementa skupine IB, na primer zlata (6. obdobje)>–>6 s 1 5d 10, vendar si morate v tem primeru to zapomniti d- elektroni atomov elementov te skupine še vedno ostanejo valenca in nekateri od njih lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi.
Splošna valenčna elektronska formula atomov elementov skupine IIB je ns 2 (n – 1)d 10. Zato je valenčna elektronska formula, na primer, atoma cinka 4 s 2 3d 10 .
Valenčne elektronske formule elementov prve triade (Fe, Co in Ni) prav tako upoštevajo splošna pravila. Železo, element skupine VIIIB, ima valenčno elektronsko formulo 4 s 2 3d 6. Atom kobalta ima enega d- več elektronov (4 s 2 3d 7), za atom niklja pa za dva (4 s 2 3d 8).
Samo z uporabo teh pravil za pisanje valenčnih elektronskih formul je nemogoče sestaviti elektronske formule za atome nekaterih d-elementov (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), saj ima pri njih zaradi želje po visoko simetričnih elektronskih lupinah zapolnitev valenčnih podnivojev z elektroni nekatere dodatne značilnosti.
Če poznate valenčno elektronsko formulo, lahko zapišete celotno elektronsko formulo atoma (glejte spodaj).
Pogosto namesto okornih popolnih elektronskih formul pišejo skrajšane elektronske formule atomi. Da bi jih sestavili v elektronsko formulo, so vsi elektroni atoma, razen valenčnih, izolirani, njihovi simboli so v oglatih oklepajih in del elektronske formule, ki ustreza elektronski formuli atoma zadnjega elementa prejšnje obdobje (element, ki tvori žlahtni plin) se nadomesti s simbolom tega atoma.

Primeri elektronskih formul različnih tipov so podani v tabeli 14.

Tabela 14. Primeri elektronskih formul atomov

Algoritem za sestavljanje elektronskih formul atomov (na primeru atoma joda)

Opombe
1. Pri elementih 2. in 3. obdobja tretja operacija (brez četrte) takoj vodi do popolne elektronske formule.
2. (n – 1)d 10 -Elektroni ostanejo valentni na atomih elementov skupine IB.

POLNA ELEKTRONSKA FORMULA, VALENČNA ELEKTRONSKA FORMULA, SKRAJŠANA ELEKTRONSKA FORMULA, ALGORITEM ZA SESTAVLJANJE ELEKTRONSKIH FORMUL ATOMOV.
1. Sestavite valenčno elektronsko formulo atoma elementa a) druge periode tretje A skupine, b) tretje periode druge A skupine, c) četrte periode četrte A skupine.
2. Sestavite skrajšane elektronske formule za atome magnezija, fosforja, kalija, železa, broma in argona.

V več kot 100 letih, ki so minila od odkritja naravnega sistema elementov, je bilo predlaganih več sto različnih tabel, ki grafično odražajo ta sistem. Od teh je poleg dolgoperiodičnega sistema najbolj razširjena tako imenovana kratkoperiodična tabela elementov D. I. Mendelejeva. Kratkoperiodno tabelo dobimo iz dolgoperioične tabele, če 4., 5., 6. in 7. periodo izrežemo pred elementi skupine IB, jih odmaknemo in nastale vrstice prepognemo na enak način kot prej zložil obdobja. Rezultat je prikazan na sliki 6.24.

Lantanidi in aktinoidi so tudi tukaj postavljeni pod glavno tabelo.

IN skupine Ta tabela vsebuje elemente, katerih atomi enako število valenčnih elektronov ne glede na to, v katerih orbitalah so ti elektroni. Tako elementa klor (tipični element, ki tvori nekovino; 3 s 2 3str 5) in mangan (element, ki tvori kovino; 4 s 2 3d 5), ki nimajo podobnih elektronskih lupin, spadajo tukaj v isto sedmo skupino. Potreba po razlikovanju takih elementov nas sili, da jih ločimo v skupine podskupine: glavni– analogi A-skupin dolgoperiodične tabele in strani– analogi B-skupin. Na sliki 34 so simboli elementov glavnih podskupin pomaknjeni v levo, simboli elementov sekundarnih podskupin pa v desno.
Res je, da ima ta razporeditev elementov v tabeli tudi svoje prednosti, saj je primarno določeno število valenčnih elektronov valenčne možnosti atom.
Dolgoperiodična tabela odraža zakonitosti elektronske zgradbe atomov, podobnosti in vzorce sprememb lastnosti preprostih snovi in ​​spojin v skupinah elementov, redne spremembe v številnih fizikalnih količinah, ki označujejo atome, preproste snovi in ​​spojine. skozi celoten sistem elementov in še veliko več. V zvezi s tem je kratkoperiodična tabela manj priročna.

KRATKOPERIODNI TABEL, GLAVNE PODSKUPINE, STRANSKE PODSKUPINE.
1. Pretvorite dolgoperiodično tabelo, ki ste jo sestavili iz naravne serije elementov, v kratkoperiodično tabelo. Izvedite obratno pretvorbo.
2. Ali je mogoče sestaviti splošno valenčno elektronsko formulo za atome elementov ene skupine kratkoperiodičnega sistema? Zakaj?

Atom nima jasnih meja. Kaj se šteje za velikost izoliranega atoma? Jedro atoma je obdano z elektronsko lupino, lupina pa je sestavljena iz elektronskih oblakov. Velikost EO je označena s polmerom r eo. Vsi oblaki v zunanji plasti imajo približno enak polmer. Zato lahko velikost atoma označimo s tem polmerom. Se imenuje orbitalni polmer atoma(r 0).

Vrednosti orbitalnih polmerov atomov so podane v Dodatku 5.
Polmer EO je odvisen od naboja jedra in od orbite, v kateri se nahaja elektron, ki tvori ta oblak. Posledično je orbitalni polmer atoma odvisen od teh istih značilnosti.
Oglejmo si elektronske lupine atomov vodika in helija. Tako v atomu vodika kot v atomu helija se elektroni nahajajo pri 1 s-AO, njihovi oblaki pa bi imeli enako velikost, če bi bili naboji jeder teh atomov enaki. Toda naboj na jedru atoma helija je dvakrat večji od naboja na jedru atoma vodika. Po Coulombovem zakonu je sila privlačnosti, ki deluje na vsak elektron atoma helija, dvakrat večja od sile privlačnosti elektrona na jedro atoma vodika. Zato mora biti polmer helijevega atoma veliko manjši od polmera vodikovega atoma. To je resnica: r 0 (On) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litija ima zunanji elektron pri 2 s-AO, to je, tvori oblak druge plasti. Seveda mora biti njegov polmer večji. res: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomi preostalih elementov druge periode imajo zunanje elektrone (in 2 s in 2 str) se nahajajo v isti drugi elektronski plasti in jedrski naboj teh atomov narašča z naraščajočim atomskim številom. Elektroni se močneje privlačijo k jedru in seveda se radiji atomov zmanjšajo. Te argumente bi lahko ponovili za atome elementov drugih obdobij, vendar z enim pojasnilom: orbitalni polmer se monotono zmanjšuje le, ko je vsaka od podravni zapolnjena.
Toda če zanemarimo podrobnosti, je splošna narava spremembe velikosti atomov v sistemu elementov naslednja: s povečanjem rednega števila v obdobju se orbitalni radiji atomov zmanjšajo, v skupini pa porast. Največji atom je atom cezija, najmanjši pa atom helija, od atomov elementov, ki tvorijo kemične spojine (helij in neon jih ne tvorita), pa je najmanjši atom fluora.
Večina atomov elementov v naravnih serijah za lantanoidi ima orbitalne polmere, ki so nekoliko manjši, kot bi pričakovali na podlagi splošnih zakonov. To je posledica dejstva, da je med lantanom in hafnijem v sistemu elementov 14 lantanoidov, zato je naboj jedra atoma hafnija 14 e več kot lantan. Zato zunanje elektrone teh atomov privlači jedro močneje, kot bi jih v odsotnosti lantanoidov (ta učinek se pogosto imenuje "kontrakcija lantanida").
Upoštevajte, da se pri prehodu od atomov elementov skupine VIIIA do atomov elementov skupine IA orbitalni polmer nenadoma poveča. Posledično se je naša izbira prvih elementov posameznega obdobja (glej § 7) izkazala za pravilno.

ORBITALNI POLMER ATOMA, NJEGOVA SPREMEMBA V SISTEMU ELEMENTOV.
1. Glede na podatke v prilogi 5 narišite na milimetrski papir graf odvisnosti orbitalnega radija atoma od atomskega števila elementa za elemente z Z od 1 do 40. Dolžina vodoravne osi je 200 mm, dolžina navpične osi je 100 mm.
2. Kako lahko označite videz nastale prekinjene črte?

Če elektronu v atomu daste dodatno energijo (naučili se boste, kako je to mogoče storiti v tečaju fizike), potem se lahko elektron premakne v drugo AO, to pomeni, da bo atom končal v vznemirjeno stanje. To stanje je nestabilno in elektron se bo skoraj takoj vrnil v prvotno stanje, pri čemer se bo sprostila odvečna energija. Če pa je elektronu posredovana dovolj velika energija, se lahko elektron popolnoma odcepi od atoma, medtem ko atom ionizirano, to pomeni, da se spremeni v pozitivno nabit ion ( kation). Energija, potrebna za to, se imenuje atomska ionizacijska energija(E In).

Precej težko je odstraniti elektron iz posameznega atoma in izmeriti za to potrebno energijo, zato je praktično določena in uporabljena molarna ionizacijska energija(E in m).

Molarna ionizacijska energija kaže, kolikšna je najmanjša energija, potrebna za odstranitev 1 mola elektronov iz 1 mola atomov (en elektron iz vsakega atoma). Ta vrednost se običajno meri v kilojoulih na mol. Vrednosti molarne ionizacijske energije prvega elektrona za večino elementov so podane v Dodatku 6.
Kako je ionizacijska energija atoma odvisna od položaja elementa v sistemu elementov, torej kako se spreminja v skupini in periodi?
V svojem fizičnem pomenu je ionizacijska energija enaka delu, ki ga je treba porabiti za premagovanje sile privlačnosti med elektronom in atomom, ko se elektron premika od atoma do neskončne razdalje od njega.

Kje q– naboj elektrona, Q je naboj kationa, ki ostane po odstranitvi elektrona, in r o je orbitalni polmer atoma.

IN q, In Q– količine so konstantne in lahko sklepamo, da je delo odstranitve elektrona A, in s tem ionizacijska energija E in so obratno sorazmerni z orbitalnim polmerom atoma.
Z analizo vrednosti orbitalnih polmerov atomov različnih elementov in ustreznih vrednosti ionizacijske energije, navedenih v dodatkih 5 in 6, se lahko prepričate, da je razmerje med temi količinami blizu sorazmernemu, vendar se od njega nekoliko razlikuje. . Razlog, da se naš zaključek ne ujema dobro z eksperimentalnimi podatki, je, da smo uporabili zelo grob model, ki ni upošteval številnih pomembnih dejavnikov. Toda tudi ta grobi model nam je omogočil pravilen zaključek, da se z naraščajočim orbitalnim polmerom ionizacijska energija atoma zmanjšuje in, nasprotno, z manjšanjem polmera narašča.
Ker se v obdobju z naraščajočim atomskim številom orbitalni polmer atomov zmanjšuje, se ionizacijska energija povečuje. V skupini, ko se atomsko število poveča, se orbitalni polmer atomov praviloma poveča, ionizacijska energija pa se zmanjša. Najvišjo molsko ionizacijsko energijo imajo najmanjši atomi, atomi helija (2372 kJ/mol), med atomi, ki so sposobni tvoriti kemične vezi, pa atomi fluora (1681 kJ/mol). Najmanjša je za največje atome, atome cezija (376 kJ/mol). V sistemu elementov lahko smer naraščanja ionizacijske energije shematično prikažemo na naslednji način:

V kemiji je pomembno, da ionizacijska energija označuje težnjo atoma, da se odpove "svojim" elektronom: višja kot je ionizacijska energija, manj je atom nagnjen k odpovedi elektronom, in obratno.

VZBUJENO STANJE, IONIZACIJA, KATION, IONIZACIJA ENERGIJA, MOLARNA IONIZACIJA ENERGIJA, SPREMEMBA IONIZACIJE ENERGIJE V SISTEMU ELEMENTOV.
1. S pomočjo podatkov iz dodatka 6 določite, koliko energije je treba porabiti, da se odstrani en elektron iz vseh natrijevih atomov s skupno maso 1 g.
2. S pomočjo podatkov v Prilogi 6 določite, kolikokrat več energije potrebujete za odvzem enega elektrona vsem natrijevim atomom, ki tehtajo 3 g, kot vsem kalijevim atomom enake mase. Zakaj se to razmerje razlikuje od razmerja molskih ionizacijskih energij istih atomov?
3. Glede na podatke iz dodatka 6 narišite odvisnost molarne ionizacijske energije od atomskega števila za elemente z Z od 1 do 40. Dimenzije grafa so enake kot v nalogi prejšnjega odstavka. Preverite, ali ta graf ustreza izbiri "obdobij" sistema elementov.

Druga najpomembnejša energijska lastnost atoma je energija afinitete za elektron(E z).

V praksi, tako kot v primeru ionizacijske energije, se običajno uporablja ustrezna molska količina - molarna energija afinitete za elektrone().

Energija molarne elektronske afinitete kaže energijo, ki se sprosti, ko se en mol elektronov doda enemu molu nevtralnih atomov (en elektron za vsak atom). Tako kot molarna ionizacijska energija se tudi ta količina meri v kilojoulih na mol.
Na prvi pogled se morda zdi, da se energija v tem primeru ne bi smela sproščati, saj je atom nevtralen delec in med nevtralnim atomom in negativno nabitim elektronom ni elektrostatičnih privlačnih sil. Nasprotno, če se približa atomu, se zdi, da bi moral elektron odbijati isti negativno nabiti elektroni, ki tvorijo elektronsko lupino. Pravzaprav to ni res. Spomnite se, če ste kdaj imeli opravka z atomskim klorom. Seveda ne. Navsezadnje obstaja le pri zelo visokih temperaturah. Tudi bolj stabilnega molekularnega klora v naravi praktično ni, po potrebi ga je treba pridobiti s kemičnimi reakcijami. In nenehno se morate ukvarjati z natrijevim kloridom (kuhinjsko soljo). Konec koncev kuhinjsko sol ljudje vsak dan zaužijemo s hrano. In v naravi se pojavlja precej pogosto. Toda kuhinjska sol vsebuje kloridne ione, to je atome klora, ki so dodali en "dodaten" elektron. Eden od razlogov, zakaj so kloridni ioni tako pogosti, je ta, da imajo atomi klora nagnjenost k pridobivanju elektronov, to pomeni, da ko kloridni ioni nastanejo iz atomov klora in elektronov, se sprosti energija.
Eden od razlogov za sproščanje energije vam je že znan - povezan je s povečanjem simetrije elektronske lupine atoma klora med prehodom v enojno nabito anion. Hkrati, kot se spomnite, energija 3 str-podnivo se zmanjša. Obstajajo tudi drugi bolj zapleteni razlogi.
Ker na vrednost energije afinitete za elektron vpliva več dejavnikov, je narava spremembe te količine v sistemu elementov veliko bolj kompleksna kot narava spremembe ionizacijske energije. O tem se lahko prepričate z analizo tabele v Dodatku 7. Ker pa je vrednost te količine določena najprej z isto elektrostatično interakcijo kot vrednosti ionizacijske energije, potem je njena sprememba v sistemu elementov (vsaj v A- skupinah) v splošni oris podobno kot pri spremembi ionizacijske energije, to pomeni, da se energija afinitete elektronov v skupini zmanjša, v obdobju pa poveča. Največja je za atome fluora (328 kJ/mol) in klora (349 kJ/mol). Narava spremembe energije afinitete za elektrone v sistemu elementov je podobna naravi spremembe ionizacijske energije, to pomeni, da lahko smer povečanja energije afinitete za elektrone shematično prikažemo na naslednji način:

2. V enakem merilu vzdolž vodoravne osi kot v prejšnjih nalogah zgradite graf odvisnosti molske energije afinitete elektrona od atomskega števila za atome elementov z Z od 1 do 40 z aplikacijo 7.
3.Kateri fizični pomen imajo negativno energijo afinitete za elektrone?
4. Zakaj imajo od vseh atomov elementov 2. obdobja samo berilij, dušik in neon negativne vrednosti molske energije afinitete za elektrone?

Že veste, da je težnja atoma, da se odpove lastnim elektronom in dodaja elektrone drugih, odvisna od njegovih energijskih značilnosti (ionizacijske energije in energije afinitete do elektronov). Kateri atomi so bolj nagnjeni k temu, da oddajo svoje elektrone, in kateri bolj sprejmejo druge?
Za odgovor na to vprašanje povzamemo v tabeli 15 vse, kar vemo o spremembi teh nagibov v sistemu elementov.

Tabela 15. Spremembe v nagnjenosti atomov, da oddajo lastne elektrone in pridobijo tuje elektrone