Arzenov element. Lastnosti arzena

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

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

Prvi element s takšno kršitvijo je krom. Poglejmo podrobneje njegovo elektronsko strukturo (slika 6.16 ampak). Kromov atom ima 4 s-podravni nista dva, kot bi pričakovali, ampak samo en elektron. Ampak za 3 d-podnivo pet elektronov, vendar je ta podnivo napolnjena po 4 s-podnivo (glej sliko 6.4). Da bi razumeli, zakaj se to zgodi, poglejmo, kaj so elektronski oblaki 3 d podnivo tega atoma.

Vsak od petih 3 d-oblake v tem primeru tvori en elektron. Kot že veste iz § 4 tega poglavja, je skupni elektronski oblak teh petih elektronov sferičen ali, kot pravijo, sferično simetričen. Po naravi porazdelitve elektronske gostote v različnih smereh je podoben 1 s-EO. Energija podnivoja, katerega elektroni tvorijo tak oblak, se izkaže za nižjo kot v primeru manj simetričnega oblaka. V tem primeru je energija orbital 3 d-podraven je enaka energiji 4 s-orbitale. Ko je simetrija porušena, na primer, ko se pojavi šesti elektron, je energija orbital 3 d-podnivo spet postane več kot energija 4 s-orbitale. Zato ima atom mangana spet drugi elektron za 4 s-AO.
Sferična simetrija ima skupen oblak katere koli podnivoja, napolnjen z elektroni, tako napol kot v celoti. Zmanjšanje energije je v teh primerih splošne narave in ni odvisno od tega, ali je katera koli podnivo napol ali v celoti napolnjena z elektroni. In če je tako, potem moramo naslednjo kršitev iskati v atomu, v elektronski lupini katerega deveta »pride« zadnja d-elektron. Dejansko ima atom bakra 3 d-podnivo 10 elektronov in 4 s- obstaja samo ena podnivo (slika 6.16 b).
Zmanjšanje energije orbital popolnoma ali napol napolnjenega podnivoja je vzrok za številne pomembne kemijske pojave, od katerih boste nekatere spoznali.

V kemiji se lastnosti izoliranih atomov praviloma ne preučujejo, saj skoraj vsi atomi, ki so del različnih snovi, tvorijo kemične vezi. Kemične vezi nastanejo med interakcijo elektronskih lupin atomov. Pri vseh atomih (razen vodika) ne sodelujejo vsi elektroni pri tvorbi kemičnih vezi: za bor trije od petih elektronov, za ogljik štirje od šestih in na primer za barij dva od petdesetih. šest. Ti "aktivni" elektroni se imenujejo valenčnih elektronov.

Včasih zamenjujejo valenčne elektrone z zunanji elektroni, vendar niso ista stvar.

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

Zunanji elektroni so tisti, ki sodelujejo pri tvorbi vezi v prvi vrsti, četudi le zato, ker se atomi, ko se približajo drug drugemu, najprej dotaknejo elektronski oblaki, ki jih tvorijo ti elektroni. Toda skupaj z njimi lahko del elektronov sodeluje tudi pri tvorbi vezi. pred-zunanji(predzadnji) sloj, vendar le, če imajo energijo, ki se ne razlikuje veliko od energije zunanjih elektronov. Tako ti kot drugi elektroni atoma so valenčni. (V lantanidih in aktinidih so celo nekateri "pred-zunanji" elektroni valenčni)
Energija valenčnih elektronov je veliko večja od energije drugih elektronov atoma, valenčni elektroni pa se med seboj po energiji veliko manj razlikujejo.
Zunanji elektroni so vedno valenčni le, če atom sploh lahko tvori kemične vezi. Torej 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 podravni.

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

Torej atom železa
zunanja elektronska raven - četrta,
zunanji podnivoji - 4 s-, 4str-, 4d- in 4 f-EPU,
zunanje orbitale - 4 s-, 4str-, 4d- in 4 f-AO,
zunanji elektroni - dva 4 s-elektron (4 s 2),
zunanja elektronska plast je četrta,
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).

Valenčne podnivoje so lahko delno ali v celoti napolnjene z elektroni, lahko pa sploh ostanejo proste. S povečanjem naboja jedra se energijske vrednosti vseh podnivojev zmanjšajo, vendar se zaradi interakcije elektronov med seboj energija različnih podnivojev zmanjšuje z različno "hitrostjo". Popolnoma napolnjena energija d- In f-podravni se tako zmanjšajo, da prenehajo biti valenčne.

Kot primer si oglejte atoma 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 valenca. Pri atomu arzena 3 d-EPU je popolnoma napolnjen z elektroni, njegova energija pa je veliko manjša od energije 4 s-EPU, zato 3 d-elektroni niso valenca.
V teh primerih smo analizirali valentna elektronska konfiguracija atomi titana in arzena.

Valenčna elektronska konfiguracija atoma je prikazana kot valentna elektronska formula, ali v obliki energijski diagram valenčnih podnivojev.

VALENČNI ELEKTRONI, ZUNANJI ELEKTRONI, VALENČNA EPU, VALENCA AO, VALENČNA ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA ATOMA, VALENČNA ELEKTRONSKA FORMULA, VALENČNI PODNIVOJSKI DIAGRAM.

1. Na energijskih diagramih, ki ste jih sestavili, in v polnih elektronskih formulah atomov Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar navedite zunanje in valenčne elektrone. Napišite valenčne elektronske formule teh atomov. Na energijskih diagramih označite dele, ki ustrezajo energijskim diagramom valenčnih podnivojev.
2. Kaj je skupnega med elektronskimi konfiguracijami 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 podnivojev je v elektronski lupini atoma vsakega od elementov: a) vodika, helija in litija, b) dušika, natrija in žvepla, c) kalija, kobalta in germanija
4. Koliko valenčnih orbital je popolnoma zapolnjenih pri atomu a) bora, b) fluora, c) natrija?
5. Koliko orbital z neparnim elektronom ima atom a) bor, b) fluor, c) železo
6. Koliko prostih zunanjih orbital ima atom mangana? Koliko prostih valenc?
7. Za naslednjo lekcijo pripravite 20 mm širok trak papirja, ga razdelite na celice (20 × 20 mm) in na ta trak nanesite naravni niz elementov (od vodika do meitnerija).
8. V vsako celico vstavite simbol elementa, njegovo serijsko številko in valenčno elektronsko formulo, kot je prikazano na sl. 6.19 (uporabite dodatek 4).

Sistematizacija kemičnih elementov temelji na naravnih vrstah elementov in načelo podobnosti elektronskih lupin njihovih atomov.
Naravni nabor kemičnih elementov že poznate. Zdaj pa se seznanimo z načelom podobnosti elektronskih lupin.
Glede na valenčne elektronske formule atomov v NRE je enostavno ugotoviti, da se pri nekaterih atomih 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 zunanji predeli oblakov valenčnih elektronov takšnih atomov zelo podobni po obliki in se razlikujejo le po velikosti (in seveda po elektronski gostoti). In če je tako, potem lahko imenujemo elektronske oblake takšnih atomov in njihove ustrezne valenčne konfiguracije podobno. Za atome različnih elementov s podobnimi elektronskimi konfiguracijami lahko zapišemo običajne valenčne elektronske formule: ns 1 v prvem primeru in ns 2 np 5 v drugem. Če se premikamo po naravni seriji elementov, lahko najdemo druge skupine atomov s podobnimi valenčnimi konfiguracijami.
V to smer, v naravnem nizu elementov se redno pojavljajo atomi s podobno valenčno elektronsko konfiguracijo. To je načelo podobnosti elektronskih lupin.
Poskusimo razkriti obliko te pravilnosti. Za to bomo uporabili naravno serijo elementov, ki ste jih izdelali.

NRE se začne z vodikom, katerega valenčna elektronska formula je 1 s ena . V iskanju podobnih valenčnih konfiguracij smo izrezali naravno serijo elementov pred elementi s skupno valenčno elektronsko formulo ns 1 (to je pred litijem, pred natrijem itd.). Prejeli smo tako imenovana "obdobja" elementov. Dobljene »obdobje« dodajmo tako, da postanejo vrstice tabele (glej sliko 6.20). Posledično bodo imeli samo atomi prvih dveh stolpcev tabele takšne 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 (imajo 4 f- in 5 f-podravni) in jih postavite pod mizo. Simboli preostalih elementov bodo premaknjeni vodoravno, kot je prikazano na sliki. Po tem bodo imeli atomi elementov v istem stolpcu tabele podobne valenčne konfiguracije, ki jih je mogoče izraziti v splošnih valenčnih elektronskih formulah: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 in tako naprej, dokler ns 2 np 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, smo z uporabo NRE in z uporabo načela podobnosti elektronskih lupin uspeli sistematizirati kemične elemente. Tak sistem kemičnih elementov se imenuje naravno, saj temelji izključno na zakonih narave. Tabela, ki smo jo prejeli (slika 6.21) je eden od načinov za grafični prikaz naravnega sistema elementov in se imenuje dolgoletna tabela kemičnih elementov.

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

Podrobneje se seznanimo s strukturo dolgodobne tabele kemičnih elementov.
Vrstice te tabele, kot že veste, se imenujejo "obdobja" elementov. Obdobja so oštevilčena z arabskimi številkami od 1 do 7. V prvem obdobju sta samo dva elementa. Drugo in tretje obdobje, ki vsebujeta po osem elementov, se imenujeta kratek obdobja. Imenujeta se četrto in peto obdobje, ki vsebujeta po 18 elementov dolga obdobja. Imenujeta se šesto in sedmo obdobje, ki vsebujeta po 32 elementov ekstra dolgo obdobja.
Stolpci te tabele se imenujejo skupine elementov. Številke skupin so označene z rimskimi številkami z latinskimi črkami A ali B.
Elementi nekaterih skupin imajo svoja skupna (skupinska) imena: elementi skupine IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkalni elementi(oz elementi alkalijskih kovin); elementi skupine IIA (Ca, Sr, Ba in Ra) - zemeljskoalkalijskih elementov(oz elementi zemeljskoalkalijskih kovin)(ime "alkalijske kovine" in zemeljskoalkalijske kovine" se nanašajo na preproste snovi, ki jih tvorijo ustrezni elementi in se ne smejo uporabljati kot imena skupin elementov); elementi skupine VIA (O, S, Se, Te, Po) - halkogeni, elementi skupine VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogeni, elementi skupine VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementi žlahtnih plinov.(Tradicionalno ime "žlahtni plini" velja tudi za preproste snovi)
Elementi, ki se običajno nahajajo v spodnjem delu tabele z zaporednimi številkami 58 - 71 (Ce - Lu), se imenujejo lantanidi("po lantanu") in elementi z serijskimi številkami 90 - 103 (Th - Lr) - aktinidi("po aktiniju"). Obstaja različica tabele z dolgim ​​obdobjem, v kateri lantanidi in aktinidi niso izrezani iz NRE, ampak ostanejo na svojih mestih v izjemno dolgih obdobjih. Ta miza se včasih imenuje ekstra dolgo obdobje.
Tabela za dolga obdobja je razdeljena na štiri blok(ali oddelki).
s-blok vključuje elemente skupin IA in IIA s skupnimi valenčnimi elektronskimi formulami ns 1 in ns 2 (s-elementi).
p-blok vključuje elemente iz skupine IIIA do VIIA s skupnimi valenčnimi elektronskimi formulami iz ns 2 np 1 do ns 2 np 6 (p-elementi).
d-blok vključuje elemente iz 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 aktinide ( 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 prvega obdobja - vodik in helij - sta s-elemente in jih je mogoče umestiti v skupine IA in IIA. Toda helij je pogosteje uvrščen v skupino VIIIA kot element, s katerim se obdobje konča, kar je v celoti skladno 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 so njegove lastnosti veliko bližje halogenom kot alkalnim elementom.
Vsako 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 np 6 (razen prve tretjine). Tako je v energijskem diagramu enostavno identificirati skupine podnivojev, ki so napolnjene z elektroni pri atomih vsakega od obdobij (slika 6.22). To delo opravite z vsemi podravni, prikazanimi v kopiji, ki ste jo naredili na sliki 6.4. Podnivoji, označeni na sliki 6.22 (razen za popolnoma zapolnjene d- In f-podravni) so valenca za atome vseh elementov določenega obdobja.
Videz v obdobjih s-, str-, d- oz f-elementi so popolnoma skladni z zaporedjem polnjenja s-, str-, d- oz f- podnivoji elektronov. Ta lastnost sistema elementov omogoča, da ob poznavanju obdobja in skupine, ki vključuje dani element, takoj zapišemo njegovo valenco elektronska formula.

DOLGOROČNA TABELA KEMIJSKIH ELEMENTOV, BLOKOV, OBD, SKUPIN, ALKALNIH ELEMENTOV, ZEMELJNOALKALNIH ELEMENTOV, HALKOGENI, HALOGENI, ŽELENI PLINSKI ELEMENTI, LANTANOIDI, AKTINOIDI.
Zapišite splošne valenčne elektronske formule atomov elementov a) skupin IVA in IVB, b) skupin IIIA in VIIB?
2. Kaj je skupnega med elektronskimi konfiguracijami atomov 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 povečevanja energije podnivojev in izberite skupine podnivojev, ki so napolnjene z elektroni v 4., 5. in 6. obdobju.
5. Naštej valenčne podravni atomov a) kalcija, b) fosforja, c) titana, d) klora, e) natrija. 6. Formulirajte, kako se s-, p- in d-elementi med seboj razlikujejo.
7. Pojasni, zakaj atom pripada kateremu koli elementu, določa število protonov v jedru in ne masa tega atoma.
8. Za atome litija, aluminija, stroncija, selena, železa in svinca izdelajte valenčne, popolne in skrajšane elektronske formule ter narišite energijske diagrame valenčnih podnivojev. 9. Atomi katerih 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 bodisi celotno ali valenčno konfiguracijo atoma. Vsako od teh elektronskih konfiguracij je mogoče predstaviti tako s formulo kot z energijskim diagramom. tj. popolna elektronska konfiguracija atoma izraženo popolna elektronska formula atoma, oz polni energijski diagram atoma. Po drugi strani pa valenčna elektronska konfiguracija atoma izraženo valenca(ali, kot se pogosto imenuje, " kratek ") elektronska formula atoma, oz diagram valenčnih podnivojev atoma(slika 6.23).

Prej smo izdelovali elektronske formule atomov z uporabo redne številke elementov. Hkrati smo določili zaporedje polnjenja podnivojev z elektroni po energijskem diagramu: 1 s, 2s, 2str, 3s, 3str, 4s, 3d, 4str, 5s, 4d, 5str, 6s, 4f, 5d, 6str, 7s itd. In samo z zapisovanjem celotne elektronske formule bi lahko zapisali tudi valenčno formulo.
Najpogosteje uporabljeno valenčno elektronsko formulo atoma je bolj priročno zapisati na podlagi položaja elementa v sistemu kemičnih elementov glede na koordinate periodne skupine.
Podrobno razmislimo, kako se to naredi za elemente s-, str- In d-bloki.
Za elemente s-blokovna valenčna elektronska formula atoma je sestavljena iz treh simbolov. Na splošno se lahko zapiše takole:

Na prvem mestu (na mestu velike celice) je število obdobja (enako glavnemu kvantnemu številu teh s-elektroni), in na tretji (v nadpisu) - število skupine (enako številu valenčnih elektronov). Če vzamemo za primer atom magnezija (3. obdobje, skupina IIA), dobimo:

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

Tu je namesto velikih celic postavljeno tudi število period (enako glavnemu kvantnemu številu teh s- In str-elektronov) in številko skupine ( je enako številu valenčnih elektronov) se izkaže, da je enak vsoti nadpisov. Za atom kisika (2. obdobje, 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 vpisana številka obdobja (enako glavnemu kvantnemu številu teh s-elektroni). Število v drugi celici se izkaže za eno manj, saj je njihovo glavno kvantno število d-elektroni. Številka skupine je tudi tukaj enaka vsoti indeksov. Primer je valenčna elektronska formula titana (4. obdobje, IVB skupina): 4 s 2 3d 2 .

Številka skupine je enaka vsoti indeksov in elementov skupine VIB, vendar so, kot se spomnite, na valenci s-podnivo ima samo en elektron in splošno valenčno elektronsko formulo ns 1 (n–1)d pet . Zato je valenčna elektronska formula, na primer, molibdena (5. obdobje) 5 s 1 4d 5 .
Prav tako je enostavno narediti valenčno elektronsko formulo katerega koli elementa skupine IB, na primer zlata (6. obdobje)>–>6 s 1 5d 10, toda v tem primeru se morate tega spomniti d- elektroni atomov elementov te skupine še vedno ostanejo valenčni 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 .
Splošna pravila ubogajo tudi valenčne elektronske formule elementov prve triade (Fe, Co in Ni). 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), medtem ko ima atom niklja dva (4 s 2 3d 8).
Z uporabo samo teh pravil za pisanje valenčnih elektronskih formul je nemogoče sestaviti elektronske formule atomov nekaterih d-elementi (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), saj ima v njih zaradi nagnjenosti k visoko simetričnim elektronskim lupinam polnjenje valenčnih podnivojev z elektroni še nekaj dodatnih značilnosti.
Če poznamo valenčno elektronsko formulo, lahko zapišemo tudi celotno elektronsko formulo atoma (glej spodaj).
Pogosto namesto okornih polnih elektronskih formul zapišejo skrajšane elektronske formule atomi. Za sestavljanje v elektronsko formulo so izbrani vsi elektroni atoma razen valenčnih, njihovi simboli so postavljeni v oglate oklepaje in del elektronske formule, ki ustreza elektronski formuli atoma zadnjega elementa prejšnjega obdobje (element, ki tvori žlahtni plin) se nadomesti s simbolom tega atoma.

Primeri elektronskih formul različnih vrst so prikazani v tabeli 14.

Tabela 14 Primeri elektronskih formul atomov

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

Opombe
1. Za elemente 2. in 3. obdobja tretja operacija (brez četrte) takoj vodi do popolne elektronske formule.
2. (n – 1)d 10 - Elektroni ostanejo valenčni pri atomih elementov skupine IB.

POPOLNA ELEKTRONSKA FORMULA, VALENČNA ELEKTRONSKA FORMULA, skrajšano ELEKTRONSKA FORMULA, ALGORITEM ZA SESTAVLJANJE ELEKTRONSKE FORMULE ATOMOV.
1. Sestavi valenčno elektronsko formulo atoma elementa a) drugo obdobje tretje A skupine, b) tretjo periodo druge A skupine, c) četrto obdobje četrte A skupine.
2. Sestavite skrajšane elektronske formule atomov 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 najrazličnejših tabel, ki grafično odražajo ta sistem. Od teh se poleg tabele z dolgim ​​obdobjem najbolj uporablja tako imenovana kratkoperiodična tabela elementov D. I. Mendelejeva. Kratkoperiodično tabelo dobimo iz dolgoperiodične, če pred elementi skupine IB izrežemo 4., 5., 6. in 7. obdobje, jih razmaknemo in dodamo nastale vrstice na enak način kot mi dodal prejšnja obdobja. Rezultat je prikazan na sliki 6.24.

Pod glavno mizo so tukaj tudi lantanidi in aktinidi.

IN skupine ta tabela vsebuje elemente, katerih atomi imajo enako število valenčnih elektronov ne glede na to, na kakšnih orbitalah so ti elektroni. Torej, elementi klor (tipični element, ki tvori nekovine; 3 s 2 3str 5) in mangan (element, ki tvori kovino; 4 s 2 3d 5), ki nimajo podobnosti elektronskih lupin, spadajo v isto sedmo skupino. Potreba po razlikovanju med takšnimi elementi zahteva ločevanje v skupine podskupine: glavni- analogi A-skupin dolgoperiodične tabele in stranski učinki so analogi B-skupin. Na sliki 34 so simboli elementov glavnih podskupin premaknjeni v levo, simboli elementov sekundarnih podskupin pa v desno.
Res je, da ima takšna razporeditev elementov v tabeli tudi svoje prednosti, saj je število valenčnih elektronov tisto, ki v prvi vrsti določa valenčne možnosti atom.
Dolgoročna tabela odraža zakonitosti elektronske zgradbe atomov, podobnost in vzorce sprememb lastnosti preprostih snovi in ​​spojin po skupinah elementov, redne spremembe številnih fizikalnih veličin, ki označujejo atome, preproste snovi in ​​spojine. v celotnem sistemu elementov in še veliko več. Kratkoročna tabela je v tem pogledu manj priročna.

TABELA ZA KRATKO OBDOBJE, GLAVNE PODSKUPINE, SEKUNDARNE PODSKUPINE.
1. Pretvorite tabelo za dolgo obdobje, ki ste jo zgradili iz naravne serije elementov, v kratkodobno tabelo. Izvedite obratno transformacijo.
2. Ali je mogoče sestaviti splošno valenčno elektronsko formulo atomov elementov ene skupine kratke periodične tabele? zakaj?

Atom nima jasnih meja. Kaj se šteje za velikost izoliranega atoma? Jedro atoma je obdano z elektronsko lupino, lupino pa sestavljajo elektronski oblaki. Velikost EO je označena s polmerom r oo Vsi oblaki v zunanji plasti imajo približno enak polmer. Zato lahko s tem polmerom označimo velikost atoma. 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 tega, na kateri orbiti se nahaja elektron, ki tvori ta oblak. Posledično je od teh istih značilnosti odvisen tudi orbitalni polmer atoma.
Razmislite o elektronski lupini atomov vodika in helija. Tako v atomu vodika kot v atomu helija se elektroni nahajajo na 1 s-AO in njihovi oblaki bi imeli enako velikost, če bi bili naboji jeder teh atomov enaki. Toda naboj jedra atoma helija je dvakrat večji od naboja jedra atoma vodika. Po Coulombovem zakonu je sila privlačnosti, ki deluje na vsakega od elektronov atoma helija, dvakrat večja od privlačne sile elektrona na jedro vodikovega atoma. Zato mora biti polmer atoma helija veliko manjši od polmera atoma vodika. To je resnica: r 0 (On) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litija ima zunanji elektron na 2 s-AO, torej tvori oblak druge plasti. Seveda bi moral biti njegov polmer večji. res: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomi preostalih elementov drugega obdobja imajo zunanje elektrone (in 2 s, in 2 str) so postavljeni v isto drugo elektronsko plast, naboj jedra teh atomov pa narašča z naraščanjem serijskega števila. Elektroni se močneje privlačijo v jedro in seveda se polmeri 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 podnivojev zapolnjena.
Če pa zanemarimo podrobnosti, potem je splošna narava spremembe velikosti atomov v sistemu elementov naslednja: s povečanjem serijske številke v obdobju se orbitalni polmeri atomov zmanjšajo in v skupini se povečajo. Največji atom je atom cezija, najmanjši pa helijev atom, a od atomov elementov, ki tvorijo kemične spojine (helij in neon jih ne tvorita), je najmanjši atom fluora.
Večina atomov elementov, ki stojijo v naravnem nizu za lantanidi, ima orbitalne polmere nekoliko manjše, kot bi pričakovali na podlagi splošnih zakonov. To je posledica dejstva, da se med lantanom in hafnijem v sistemu elementov nahaja 14 lantanidov, zato je jedrski naboj atoma hafnija 14 e več kot lantan. Zato zunanji elektroni teh atomov privlačijo jedro močneje, kot bi jih pritegnili v odsotnosti lantanidov (ta učinek se pogosto imenuje "krčenje lantanida").
Upoštevajte, da se pri prehodu z atomov elementov skupine VIIIA na atome elementov skupine IA orbitalni polmer nenadoma poveča. Posledično se je naša izbira prvih elementov vsakega obdobja (glej § 7) izkazala za pravilno.

ORBITALNI RADIJ ATOMA, NJEGOVA SPREMEMBA V SISTEMU ELEMENTOV.
1. Glede na podatke iz dodatka 5 na milimetrski papir narišite odvisnost orbitalnega polmera atoma od serijske številke 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 lomljene črte?

Če daš elektronu v atomu dodatno energijo (to se boš naučil iz tečaja fizike), potem lahko elektron odide 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, odvečna energija pa se bo sprostila. Toda če je energija, ki se prenaša na elektron, dovolj velika, se lahko elektron popolnoma odcepi od atoma, medtem ko se atom ionizirana, to pomeni, da se spremeni v pozitivno nabit ion ( kation). Energija, potrebna za to, se imenuje ionizacijsko energijo atoma(E in).

Precej težko je odtrgati elektron od enega samega atoma in izmeriti potrebno energijo, zato je praktično določena in uporabljena molarna energija ionizacije(E in m).

Molarna energija ionizacije kaže, kakšna je najmanjša energija, potrebna za ločitev 1 mola elektronov od 1 mola atomov (en elektron od vsakega atoma). Ta vrednost se običajno meri v kilodžulih 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 fizikalnem smislu je energija ionizacije enaka delu, ki ga je treba porabiti, da premagamo silo privlačnosti elektrona na atom, ko se elektron premika od atoma na neskončno razdaljo od njega.

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

IN q, In Q so konstantne vrednosti in lahko sklepamo, da je delo ločitve elektrona AMPAK, s tem pa tudi ionizacijsko energijo E in so obratno sorazmerni z orbitalnim polmerom atoma.
Po analizi vrednosti orbitalnih polmerov atomov različnih elementov in ustreznih vrednosti ionizacijske energije, podanih v dodatkih 5 in 6, lahko vidite, da je odvisnost med temi vrednostmi blizu sorazmerne, vendar nekoliko drugačen od tega. Razlog, da se naš zaključek ne ujema dobro z eksperimentalnimi podatki, je, da smo uporabili zelo grob model, ki ne upošteva številnih pomembnih dejavnikov. Toda tudi ta grobi model nam je omogočil pravilen zaključek, da se s povečanjem orbitalnega polmera ionizacijska energija atoma zmanjša in, nasprotno, z zmanjšanjem polmera se poveča.
Ker se orbitalni polmer atomov v obdobju s povečanjem zaporednega števila zmanjšuje, se energija ionizacije povečuje. V skupini, ko se atomsko število poveča, se orbitalni polmer atomov praviloma poveča, energija ionizacije pa se zmanjša. Najvišja molarna energija ionizacije je v najmanjših atomih, atomih helija (2372 kJ/mol), in atomov, ki so sposobni tvoriti kemične vezi, v atomih fluora (1681 kJ/mol). Najmanjši je za največje atome, atome cezija (376 kJ/mol). V sistemu elementov lahko smer povečevanja ionizacijske energije shematično prikažemo na naslednji način:

V kemiji je pomembno, da energija ionizacije označuje nagnjenost atoma k darovanju "svojih" elektronov: večja kot je energija ionizacije, manj je atom nagnjen k darovanju elektronov in obratno.

Vzbujeno stanje, ionizacija, kation, ionizacijska energija, molarna energija ionizacije, sprememba ionizacijske energije v sistemu elementov.
1. S pomočjo podatkov, podanih v Dodatku 6, določite, koliko energije morate porabiti, da odtrgate en elektron od vseh natrijevih atomov s skupno maso 1 g.
2. S pomočjo podatkov iz dodatka 6 določite, kolikokrat več energije je treba porabiti za ločitev enega elektrona od vseh natrijevih atomov z maso 3 g kot od vseh atomov kalija z enako maso. Zakaj se to razmerje razlikuje od razmerja molskih ionizacijskih energij istih atomov?
3. Glede na podatke, podane v Dodatku 6, narišite odvisnost molarne ionizacijske energije od serijske številke za elemente z Z od 1 do 40. Dimenzije grafa so enake kot v nalogi za prejšnji odstavek. Preverite, ali se ta graf ujema z izbiro "obdobij" sistema elementov.

Druga najpomembnejša energetska lastnost atoma je energija afinitete do elektronov(E od).

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

Molarna energija afinitete do elektronov kaže, kolikšna je energija, ki se sprosti, ko enemu molu nevtralnih atomov dodamo en mol elektronov (vsakemu atomu en elektron). Tako kot molarna energija ionizacije se tudi ta količina meri v kilodžulih na mol.
Na prvi pogled se morda zdi, da se v tem primeru energija ne sme sproščati, ker je atom nevtralen delec, med nevtralnim atomom in negativno nabitim elektronom pa ni elektrostatičnih privlačnih sil. Nasprotno, če se približuje atomu, se zdi, da bi se moral elektron odbiti z istimi negativno nabitimi elektroni, ki tvorijo elektronsko lupino. Pravzaprav to ni res. Ne pozabite, če ste že kdaj imeli opravka z atomskim klorom. Seveda ne. Navsezadnje obstaja le pri zelo visokih temperaturah. Še bolj stabilnega molekularnega klora v naravi praktično ni - če je potrebno, ga je treba pridobiti s kemičnimi reakcijami. In ves čas se morate ukvarjati z natrijevim kloridom (navadno soljo). Konec koncev, kuhinjsko sol človek zaužije s hrano vsak dan. In v naravi je precej pogosta. Toda navsezadnje kuhinjska sol vsebuje kloridne ione, torej atome klora, ki imajo vsak po en "dodatni" elektron. Eden od razlogov za to razširjenost kloridnih ionov je, da imajo atomi klora nagnjenost k vezanju elektronov, to pomeni, da se pri tvorbi kloridnih ionov iz atomov klora in elektronov sprosti energija.
Eden od razlogov za sproščanje energije vam je že znan - povezan je s povečanjem simetrije elektronske lupine atoma klora med prehodom na enojni naboj. anion. Hkrati, kot se spomnite, energija 3 str- podnivo se zmanjša. Obstajajo tudi drugi bolj zapleteni razlogi.
Ker na vrednost energije afinitete elektronov vpliva več dejavnikov, je narava spremembe te vrednosti v sistemu elementov veliko bolj zapletena kot narava spremembe ionizacijske energije. To lahko preverite z analizo tabele, podane v Dodatku 7. Ker pa je vrednost te količine najprej določena z enako elektrostatično interakcijo kot vrednosti ionizacijske energije, potem njena sprememba v sistemu elementov (vsaj v A- skupinah) je na splošno podobna spremembi ionizacijske energije, to je, da se energija afinitete elektronov v skupini zmanjša, v obdobju pa poveča. Največja je pri atomih fluora (328 kJ/mol) in klora (349 kJ/mol). Narava spremembe energije afinitete elektronov v sistemu elementov je podobna naravi spremembe ionizacijske energije, to pomeni, da je smer povečevanja energije afinitete elektronov shematično prikazana na naslednji način:

2. Na enakem merilu vzdolž vodoravne osi kot pri prejšnjih nalogah narišite odvisnost molarne energije afinitete elektronov od zaporedne številke za atome elementov z Z od 1 do 40 z aplikacijo 7.
3. Kaj fizični pomen imajo negativno energijo afinitete do elektronov?
4. Zakaj imajo od vseh atomov elementov 2. obdobja samo berilij, dušik in neon negativne vrednosti molarne energije afinitete elektronov?

Že veste, da je nagnjenost atoma k darovanju lastnih in sprejemanju tujih elektronov odvisna od njegovih energijskih značilnosti (ionizacijske energije in energije afinitete elektronov). Kateri atomi so bolj nagnjeni k darovanju svojih elektronov in kateri so bolj nagnjeni k sprejemanju tujcev?
Za odgovor na to vprašanje povzamemo v tabeli 15 vse, kar vemo o spremembi teh nagibov v sistemu elementov.

Tabela 15