Arsenik elementi. Arseniğin özellikleri

6.6. Krom, bakır ve diğer bazı elementlerin atomlarının elektronik yapısının özellikleri

Ek 4'e dikkatlice baktığınızda, muhtemelen bazı elementlerin atomları için yörüngeleri elektronlarla doldurma sırasının bozulduğunu fark etmişsinizdir. Bazen bu ihlallere "istisnalar" denir, ancak durum böyle değildir - Doğa yasalarının istisnaları yoktur!

Bu bozukluğa sahip ilk element kromdur. Elektronik yapısına daha yakından bakalım (Şekil 6.16) A). Krom atomunda 4 tane bulunur S-beklendiği gibi iki alt seviye değil, yalnızca bir elektron vardır. Ama saat 3'te D-alt seviyenin beş elektronu vardır, ancak bu alt seviye 4'ten sonra doldurulur S-alt seviye (bkz. Şekil 6.4). Bunun neden olduğunu anlamak için elektron bulutlarının ne olduğuna bakalım. D-bu atomun alt seviyesi.

Her biri beş 3 D-bu durumda bulutlar bir elektrondan oluşur. Bu bölümün 4. maddesinden zaten bildiğiniz gibi, bu beş elektronun toplam elektron bulutu küresel bir şekle sahiptir veya dedikleri gibi küresel olarak simetriktir. Elektron yoğunluğunun farklı yönlerdeki dağılımının niteliğine göre 1'e benzer. S-EO. Elektronları böyle bir bulut oluşturan alt düzeyin enerjisinin, daha az simetrik bir buluta göre daha az olduğu ortaya çıkar. Bu durumda yörünge enerjisi 3'tür. D-alt seviye enerji 4'e eşittir S-orbitaller. Simetri bozulduğunda, örneğin altıncı bir elektron ortaya çıktığında, yörüngelerin enerjisi 3'tür. D-alt seviye yine enerji 4'ten daha büyük hale gelir S-orbitaller. Bu nedenle manganez atomunun yine 4'te ikinci bir elektronu vardır. S-AO.
Yarısı veya tamamı elektronlarla dolu olan herhangi bir alt seviyenin genel bulutu küresel simetriye sahiptir. Bu durumlarda enerjideki azalma genel niteliktedir ve herhangi bir alt düzeyin yarı veya tamamen elektronlarla dolu olmasına bağlı değildir. Ve eğer öyleyse, o zaman bir sonraki ihlali, elektron kabuğuna dokuzuncunun en son “vardığı” atomda aramalıyız. D-elektron. Aslında bakır atomunda 3 tane var D-alt seviyede 10 elektron vardır ve 4 S- yalnızca bir alt seviye (Şek. 6.16) B).
Tamamen veya yarı dolu bir alt seviyenin yörüngelerinin enerjisindeki azalma, bazılarına aşina olacağınız bir takım önemli kimyasal olaylara neden olur.

Kimyada, izole edilmiş atomların özellikleri kural olarak incelenmemiştir, çünkü hemen hemen tüm atomlar çeşitli maddelerin bir parçası olduğunda kimyasal bağlar oluşturur. Kimyasal bağlar atomların elektron kabuklarının etkileşimi sonucu oluşur. Tüm atomlar için (hidrojen hariç), tüm elektronlar kimyasal bağ oluşumunda yer almaz: bor beş elektrondan üçüne, karbon altı elektrondan dördüne ve örneğin baryum elli altı elektrondan ikisine sahiptir. Bu "aktif" elektronlara denir değerlik elektronları.

Değerlik elektronları bazen karıştırılır harici elektronlar, ama bu aynı şey değil.

Dış elektronlardan oluşan elektronik bulutların maksimum bir yarıçapı (ve temel kuantum sayısının maksimum değeri) vardır.

Bağ oluşumunda ilk etapta dış elektronlar rol alır, çünkü atomlar birbirine yaklaştığında ilk önce bu elektronların oluşturduğu elektron bulutları temasa geçer. Ancak onlarla birlikte bazı elektronlar da bağ oluşumunda rol oynayabilir. ön-dış(sondan bir önceki) katman, ancak yalnızca dış elektronların enerjisinden çok farklı olmayan bir enerjiye sahip olmaları durumunda. Bir atomun her iki elektronu da değerlik elektronudur. (Lantanitlerde ve aktinitlerde bazı “dış” elektronlar bile değerliklidir)
Değerlik elektronlarının enerjisi, atomun diğer elektronlarının enerjisinden çok daha büyüktür ve değerlik elektronları, birbirlerinden enerji açısından önemli ölçüde daha az farklılık gösterir.
Dış elektronlar, yalnızca atomun kimyasal bağlar oluşturabilmesi durumunda her zaman değerlik elektronlarıdır. Dolayısıyla helyum atomunun her iki elektronu da dışsaldır, ancak helyum atomu hiçbir kimyasal bağ oluşturmadığı için bunlara değerlik denemez.
Değerlik elektronları işgal eder değerlik yörüngeleri, bu da sırasıyla değerlik alt seviyeleri.

Örnek olarak, elektronik konfigürasyonu Şekil 2'de gösterilen bir demir atomunu düşünün. 6.17. Bir demir atomunun elektronlarının maksimum temel kuantum sayısı ( N= 4) yalnızca iki tane 4 var S-elektron. Sonuç olarak, bunlar bu atomun dış elektronlarıdır. Demir atomunun dış yörüngelerinin tümü yörüngelerdir. N= 4 ve dış alt seviyeler bu yörüngelerin oluşturduğu tüm alt seviyelerdir, yani 4 S-, 4P-, 4D- ve 4 F-EPU.
Dış elektronlar her zaman değerlik elektronlarıdır, dolayısıyla 4 S-Demir atomunun elektronları değerlik elektronlarıdır. Ve eğer öyleyse, o zaman 3 D-Biraz daha yüksek enerjiye sahip elektronlar da değerlik elektronları olacaktır. Dolu 4'e ek olarak demir atomunun dış seviyesinde S-AO hala 4 tane bedava var P-, 4D- ve 4 F-AO. Hepsi dışsaldır ancak yalnızca 4 tanesi değerliktir R-AO, kalan yörüngelerin enerjisi çok daha yüksek olduğundan ve bu yörüngelerde elektronların ortaya çıkması demir atomu için faydalı değildir.

Yani demir atomu
harici elektronik seviye – dördüncü,
harici alt düzeyler – 4 S-, 4P-, 4D- ve 4 F-EPU,
dış yörüngeler – 4 S-, 4P-, 4D- ve 4 F-AO,
dış elektronlar – iki 4 S-elektron (4 S 2),
dış elektronik katman – dördüncü,
dış elektron bulutu – 4 S-EO
değerlik alt seviyeleri – 4 S-, 4P- ve 3 D-EPU,
değerlik yörüngeleri – 4 S-, 4P- ve 3 D-AO,
değerlik elektronları – iki 4 S-elektron (4 S 2) ve altı 3 D-elektronlar (3 D 6).

Değerlik alt seviyeleri kısmen veya tamamen elektronlarla doldurulabilir veya tamamen serbest kalabilir. Nükleer yük arttıkça tüm alt seviyelerin enerji değerleri azalır, ancak elektronların birbirleriyle etkileşimi nedeniyle farklı alt seviyelerin enerjisi farklı “hızlarda” azalır. Enerji tamamen dolu D- Ve F-alt düzeyler o kadar azalır ki değerlik olmaktan çıkarlar.

Örnek olarak titanyum ve arsenik atomlarını düşünün (Şekil 6.18).

Titanyum atomu 3 durumunda D-EPU yalnızca kısmen elektronlarla doludur ve enerjisi, enerji 4'ten büyüktür. S-EPU ve 3 D-elektronlar değerliktir. Arsenik atomu 3'e sahiptir D-EPU tamamen elektronlarla doludur ve enerjisi 4'ün enerjisinden önemli ölçüde daha azdır. S-EPU ve dolayısıyla 3 D-elektronlar değerlik değildir.
Verilen örneklerde analiz ettiğimiz değerlik elektron konfigürasyonu titanyum ve arsenik atomları.

Bir atomun değerlik elektronik konfigürasyonu şu şekilde gösterilmektedir: değerlik elektron formülü veya formda değerlik alt seviyelerinin enerji diyagramı.

DEĞERLİK ELEKTRONLARI, DIŞ ELEKTRONLAR, DEĞERLİK EPU, DEĞERLİK AO, BİR ATOMUN DEĞERLİK ELEKTRON YAPILANDIRILMASI, DEĞERLİK ELEKTRON FORMÜLÜ, DEĞERLİK ALT SEVİYELERİ DİYAGRAMI.

1. Derlediğiniz enerji diyagramlarında ve Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar atomlarının tam elektronik formüllerinde dış ve değerlik elektronlarını belirtin. Bu atomların değerlik elektronik formüllerini yazınız. Enerji diyagramlarında değerlik alt seviyelerinin enerji diyagramlarına karşılık gelen kısımları vurgulayın.
2. Atomların elektronik konfigürasyonlarının ortak noktaları nelerdir: a) Li ve Na, B ve Al, O ve S, Ne ve Ar; b) Zn ve Mg, Sc ve Al, Cr ve S, Ti ve Si; c) H ve He, Li ve O, K ve Kr, Sc ve Ga. Farklılıkları nelerdir?
3. Her bir elementin atomunun elektron kabuğunda kaç değerlik alt düzeyi vardır: a) hidrojen, helyum ve lityum, b) nitrojen, sodyum ve kükürt, c) potasyum, kobalt ve germanyum
4. a) bor, b) flor, c) sodyum atomunda kaç değerlik yörüngesi tamamen doludur?
5. Bir atomun eşlenmemiş elektronlu kaç tane yörüngesi vardır: a) bor, b) flor, c) demir
6. Manganez atomunun kaç tane serbest dış yörüngesi vardır? Kaç tane serbest değerlik var?
7.Bir sonraki ders için 20 mm genişliğinde bir kağıt şeridi hazırlayın, bunu hücrelere (20 × 20 mm) bölün ve bu şeride doğal bir dizi element (hidrojenden meitneryuma) uygulayın.
8. Her hücreye, elementin sembolünü, atom numarasını ve değerlik elektron formülünü Şekil 2'de gösterildiği gibi yerleştirin. 6.19 (Ek 4'ü kullanın).

Kimyasal elementlerin sistemleştirilmesi doğal element serilerine dayanmaktadır. Ve elektron kabuklarının benzerliği ilkesi onların atomları.
Doğal kimyasal element serisine zaten aşinasınız. Şimdi elektronik kabukların benzerliği ilkesini tanıyalım.
ERE'deki atomların değerlik elektronik formülleri göz önüne alındığında, bazı atomlar için bunların yalnızca temel kuantum sayısı değerlerinde farklılık gösterdiğini keşfetmek kolaydır. Örneğin, 1 S Hidrojen için 1, 2 S Lityum için 1, 3 S Sodyum vb. için 1 Veya 2 S 2 2P Flor için 5, 3 S 2 3P Klor için 5, 4 S 2 4P Brom vb. için 5. Bu, bu tür atomların değerlik elektron bulutlarının dış bölgelerinin şekil olarak çok benzer olduğu ve yalnızca boyut (ve tabii ki elektron yoğunluğu) bakımından farklı olduğu anlamına gelir. Ve eğer öyleyse, o zaman bu tür atomların elektron bulutları ve bunlara karşılık gelen değerlik konfigürasyonları çağrılabilir. benzer. Benzer elektronik konfigürasyona sahip farklı elementlerin atomları için şunu yazabiliriz: genel değerlik elektronik formülleri: nsİlk durumda 1 ve ns 2 n.p. Saniyede 5. Doğal element dizisinde ilerledikçe benzer değerlik konfigürasyonlarına sahip başka atom gruplarını bulabilirsiniz.
Böylece, Benzer değerlik elektron konfigürasyonlarına sahip atomlar, doğal element serilerinde düzenli olarak bulunur.. Bu, elektronik kabukların benzerliği ilkesidir.
Bu düzenliliğin türünü belirlemeye çalışalım. Bunu yapmak için yaptığınız doğal element dizisini kullanacağız.

ERE, değerlik elektronik formülü 1 olan hidrojen ile başlar. S 1. Benzer değerlik konfigürasyonlarını bulmak için, doğal element serilerini ortak değerlik elektronik formülüyle elementlerin önünde kesiyoruz. ns 1 (yani lityumdan önce, sodyumdan önce vb.). Elementlerin sözde "dönemlerini" aldık. Ortaya çıkan "dönemleri" tablo satırları haline gelecek şekilde ekleyelim (bkz. Şekil 6.20). Sonuç olarak, yalnızca tablonun ilk iki sütunundaki atomlar benzer elektronik konfigürasyonlara sahip olacaktır.

Tablonun diğer sütunlarında değerlik elektronik konfigürasyonlarının benzerliğini sağlamaya çalışalım. Bunu yapmak için 6. ve 7. periyotlardan 58 – 71 ve 90 –103 numaralı elemanları kesiyoruz (4'ü dolduruyorlar) F- ve 5 F-alt düzeyler) ve bunları masanın altına yerleştirin. Geriye kalan elemanların sembollerini şekildeki gibi yatay olarak hareket ettireceğiz. Bundan sonra, tablonun aynı sütununda yer alan elementlerin atomları, genel değerlik elektronik formülleriyle ifade edilebilecek benzer değerlik konfigürasyonlarına sahip olacaktır: ns 1 , ns 2 , ns 2 (N–1)D 1 , ns 2 (N–1)D 2 ve benzeri kadar ns 2 n.p. 6. Genel değerlik formüllerinden tüm sapmalar, krom ve bakır durumundakiyle aynı nedenlerle açıklanmaktadır (bkz. paragraf 6.6).

Gördüğünüz gibi ERE'yi kullanarak ve elektron kabuklarının benzerliği ilkesini uygulayarak kimyasal elementleri sistematikleştirmeyi başardık. Böyle bir kimyasal element sistemine denir doğalçünkü yalnızca Doğa kanunlarına dayanmaktadır. Aldığımız tablo (Şekil 6.21), doğal bir element sistemini grafiksel olarak tasvir etmenin yollarından biridir ve denir. kimyasal elementlerin uzun periyot tablosu.

ELEKTRON KABUKLARIN BENZERLİK İLKESİ, DOĞAL KİMYASAL ELEMENTLER SİSTEMİ ("PERİYODİK" SİSTEM), KİMYASAL ELEMENTLER TABLOSU.

Kimyasal elementlerin uzun periyot tablosunun yapısına daha yakından bakalım.
Bu tablonun satırlarına, bildiğiniz gibi, elementlerin "dönemleri" denir. Periyotlar 1'den 7'ye kadar Arap rakamlarıyla numaralandırılır. İlk periyodun yalnızca iki öğesi vardır. Her biri sekiz element içeren ikinci ve üçüncü periyotlara denir. kısa dönemler. Her birinde 18 element bulunan dördüncü ve beşinci periyotlara denir. uzun dönemler. Her biri 32 element içeren altıncı ve yedinci periyotlara denir. ekstra uzun dönemler.
Bu tablonun sütunlarına denir gruplar elementler. Grup numaraları Latin harfleri A veya B olan Roma rakamlarıyla gösterilir.
Bazı grupların elemanlarının kendi ortak (grup) adları vardır: IA grubunun elemanları (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkali elementler(veya alkali metal elementler); Grup IIA elemanları (Ca, Sr, Ba ve Ra) – alkali toprak elementleri(veya alkali toprak metal elementleri)("alkali metaller" ve alkalin toprak metalleri" adı, karşılık gelen elementlerin oluşturduğu basit maddeleri ifade eder ve element gruplarının adı olarak kullanılmamalıdır); elementler VIA grubu (O, S, Se, Te, Po) – kalkojenler, grup VIIA elemanları (F, Cl, Br, I, At) – halojenler, grup VIII elementleri (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – soygaz elementleri.(Geleneksel adı "soylu gazlar" aynı zamanda basit maddeleri de ifade eder)
Genellikle tablonun alt kısmında yer alan 58 – 71 (Ce – Lu) seri numaralı elementlere ne ad verilir? lantanitler(“lantandan sonra”) ve 90 – 103 (Th – Lr) seri numaralı elementler – aktinit("deniz anemonunun ardından"). Uzun dönem tablosunun, lantanitlerin ve aktinitlerin ERE'den çıkarılmadığı, ancak çok uzun periyotlarda yerlerinde kaldığı bir versiyonu vardır. Bu tabloya bazen denir ultra uzun dönem.
Uzun periyot tablosu dörde bölünmüştür. engellemek(veya bölümler).
s-Blok ortak değerlikli elektronik formüllere sahip IA ve IIA gruplarının unsurlarını içerir ns 1 ve ns 2 (s-elemanları).
r-Blok ortak değerlikli elektronik formüllerle Grup IIIA'dan VIIIA'ya kadar olan elemanları içerir. ns 2 n.p. 1 ila ns 2 n.p. 6 (p-elemanları).
d-Blok ortak değerlikli elektronik formüllerle grup IIIB'den IIB'ye kadar olan elemanları içerir. ns 2 (N–1)D 1 ila ns 2 (N–1)D 10 (d-elementler).
f-Blok lantanitleri ve aktinitleri içerir ( f elemanları).

Elementler S- Ve P-bloklar A gruplarını ve elemanları oluşturur D-blok – kimyasal elementler sisteminin B grubu. Tüm F-elementler resmi olarak grup IIIB'ye dahil edilmiştir.
Birinci periyodun elementleri hidrojen ve helyumdur. S-elemanlar ve IA ve IIA gruplarına yerleştirilebilir. Ancak helyum, dönemin sona erdiği element olarak daha çok VIIIA grubuna yerleştirilir ve bu, özellikleriyle tamamen tutarlıdır (diğerleri gibi helyum) basit maddeler bu grubun elementlerinden oluşan bir soy gazdır). Hidrojen genellikle grup VIIA'ya yerleştirilir, çünkü özellikleri alkali elementlerden çok halojenlere çok daha yakındır.
Sistemin periyotlarının her biri değerlik atom konfigürasyonuna sahip bir elementle başlar. ns 1, çünkü bir sonraki elektronik katmanın oluşumu bu atomlardan başlar ve değerlik atom konfigürasyonuna sahip bir elementle biter. ns 2 n.p. 6 (ilk periyot hariç). Bu, her periyodun atomlarındaki elektronlarla dolu alt düzey gruplarının enerji diyagramı üzerinde tanımlanmasını kolaylaştırır (Şekil 6.22). Bu çalışmayı Şekil 6.4'te yaptığınız kopyada gösterilen tüm alt düzeylerle yapın. Şekil 6.22'de vurgulanan alt seviyeler (tamamen doldurulmuş olanlar hariç) D- Ve F-alt seviyeler) belirli bir periyodun tüm elementlerinin atomları için değerdir.
Dönemlerde görünüm S-, P-, D- veya F-elemanlar doldurma sırasına tamamen karşılık gelir S-, P-, D- veya F-elektronlu alt seviyeler. Elementler sisteminin bu özelliği, belirli bir elementin ait olduğu periyodu ve grubu bilerek değerlik değerini hemen yazmaya olanak tanır. elektronik formül.

KİMYASAL ELEMENTLER, BLOKLAR, PERİYOTLAR, GRUPLAR, ALKALİ ELEMENTLER, ALKALİ TOPRAK ELEMENTLER, KALKOJENLER, HALOJENLER, SOY GAZ ELEMENTLER, LANTANOİDLER, AKTİNOİDLERDEN UZUN DÖNEM TABLOSU.
a) IVA ve IVB gruplarının, b) IIIA ve VIIB gruplarının elementlerinin atomlarının genel değerlik elektronik formüllerini yazınız?
2. A ve B grubu elementlerinin atomlarının elektronik konfigürasyonlarının ortak noktaları nelerdir? Nasıl farklılar?
3. a)'da kaç element grubu yer almaktadır? S-Blok b) R-blok, c) D-engellemek?
4. Şekil 30'a 4., 5. ve 6. periyotlarda elektronlarla dolu olan alt düzey ve alt düzey gruplarının enerjilerinin arttırılması yönünde devam edin.
5. a) kalsiyum, b) fosfor, c) titanyum, d) klor, e) sodyum atomlarının değerlik alt düzeylerini listeleyin. 6. s-, p- ve d-elementlerinin birbirinden nasıl farklı olduğunu belirtin.
7.Bir atomun herhangi bir elementteki üyeliğinin neden bu atomun kütlesine göre değil de çekirdekteki proton sayısına göre belirlendiğini açıklayın.
8.Lityum, alüminyum, stronsiyum, selenyum, demir ve kurşun atomları için değerlik, tam ve kısaltılmış elektronik formüller oluşturun ve değerlik alt seviyelerinin enerji diyagramlarını çizin. 9. Aşağıdaki değerlik elektronik formüllerine hangi element atomları karşılık gelir: 3 S 1 , 4S 1 3D 1 , 2s 2 2 P 6 , 5S 2 5P 2 , 5S 2 4D 2 ?

Farklı amaçlar için bir atomun toplam ya da değerlik konfigürasyonunu bilmemiz gerekir. Bu elektron konfigürasyonlarının her biri bir formül veya bir enerji diyagramı ile temsil edilebilir. Yani, Bir atomun tam elektron konfigürasyonu ifade edilir Bir atomun tam elektronik formülü, veya bir atomun tam enerji diyagramı. Sırasıyla, Bir atomun değerlik elektron konfigürasyonu ifade edilir değerlik(veya sıklıkla söylendiği gibi, " kısa") atomun elektronik formülü, veya bir atomun değerlik alt seviyelerinin diyagramı(Şekil 6.23).

Daha önce elementlerin atom numaralarını kullanarak atomlar için elektronik formüller yapmıştık. Aynı zamanda enerji diyagramına göre alt seviyelerin elektronlarla doldurulma sırasını belirledik: 1 S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S ve benzeri. Ve ancak elektronik formülün tamamını yazarak değerlik formülünü yazabiliriz.
En sık kullanılan atomun değerlik elektronik formülünü, elementin kimyasal elementler sistemindeki konumuna göre periyot grubu koordinatlarını kullanarak yazmak daha uygundur.
Bunun elementler için nasıl yapıldığına daha yakından bakalım S-, P- Ve D-bloklar
Elemanlar için S-Bir atomun blok değerlik elektronik formülü üç sembolden oluşur. Genel olarak şu şekilde yazılabilir:

İlk sıraya (büyük hücrenin yerine) periyot numarası (bunların ana kuantum sayısına eşit) yerleştirilir. S-elektronlar) ve üçüncüsünde (üst simge olarak) - grup numarası (değerlik elektronlarının sayısına eşit). Örnek olarak magnezyum atomunu (3. periyot, grup IIA) ele alırsak şunu elde ederiz:

Elemanlar için P-bir atomun blok değerlik elektronik formülü altı sembolden oluşur:

Burada büyük hücrelerin yerine periyot numarası da yerleştirilmiştir (bu hücrelerin ana kuantum sayısına eşit). S- Ve P-elektronlar) ve grup numarası ( sayıya eşit değerlik elektronları) üst simgelerin toplamına eşit olduğu ortaya çıkar. Oksijen atomu için (2. periyot, VIA grubu) şunu elde ederiz:

2S 2 2P 4 .

Çoğu elementin değerlik elektronik formülü D-block şu şekilde yazılabilir:

Önceki durumlarda olduğu gibi, burada ilk hücre yerine periyot numarası konur (bunların ana kuantum sayısına eşittir). S-elektronlar). İkinci hücredeki sayı bir eksik çıkıyor çünkü bunların ana kuantum sayısı D-elektronlar. Buradaki grup numarası da indekslerin toplamına eşittir. Örnek – titanyumun değerlik elektronik formülü (4. periyot, IVB grubu): 4 S 2 3D 2 .

Grup numarası VIB grubunun elemanlarının endekslerinin toplamına eşittir, ancak hatırladığınız gibi değerliklerinde S-alt seviyede yalnızca bir elektron bulunur ve genel değerlik elektronik formülü şu şekildedir: ns 1 (N–1)D 5. Bu nedenle, örneğin molibdenin (5. periyot) değerlik elektronik formülü 5'tir. S 1 4D 5 .
IB grubunun herhangi bir elementinin değerlik elektronik formülünü oluşturmak da kolaydır, örneğin altın (6. periyot)>–>6 S 1 5D 10, ancak bu durumda şunu hatırlamanız gerekir D- bu grubun elementlerinin atomlarının elektronları hala değerlik olarak kalır ve bazıları kimyasal bağ oluşumuna katılabilir.
Grup IIB elementlerinin atomlarının genel değerlik elektronik formülü şöyledir: ns 2 (N – 1)D 10. Bu nedenle, örneğin bir çinko atomunun değerlik elektronik formülü 4'tür. S 2 3D 10 .
İlk üçlünün (Fe, Co ve Ni) elemanlarının değerlik elektronik formülleri de genel kurallara uyar. Grup VIIIB'nin bir elementi olan demirin değerlik elektronik formülü 4'tür. S 2 3D 6. Kobalt atomunda bir tane var D-elektron daha fazla (4 S 2 3D 7) ve nikel atomu için - iki (4) S 2 3D 8).
Değerlik elektronik formüllerini yazmak için yalnızca bu kuralları kullanarak, bazı atomların atomları için elektronik formüller oluşturmak imkansızdır. D-elementler (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), çünkü içlerinde oldukça simetrik elektron kabukları arzusu nedeniyle, değerlik alt seviyelerinin elektronlarla doldurulması bazı ek özelliklere sahiptir.
Değerlik elektronik formülünü bilerek, atomun tam elektronik formülünü yazabilirsiniz (aşağıya bakın).
Çoğu zaman, hantal, eksiksiz elektronik formüller yerine, yazarlar. kısaltılmış elektronik formüller atomlar. Bunları elektronik formülde derlemek için, değerlik olanlar dışındaki atomun tüm elektronları izole edilir, sembolleri köşeli parantez içine yerleştirilir ve elektronik formülün, son elementin atomunun elektronik formülüne karşılık gelen kısmı önceki dönemin (soylu gaz oluşturan element) yerine bu atomun simgesi gelir.

Farklı türdeki elektronik formüllerin örnekleri Tablo 14'te verilmiştir.

Tablo 14. Atomların elektronik formüllerine örnekler

Atomların elektronik formüllerini derlemek için algoritma (iyot atomu örneğini kullanarak)

Notlar
1. 2. ve 3. periyotların elemanları için, üçüncü işlem (dördüncü olmadan) hemen tam elektronik formüle yol açar.
2. (N – 1)D 10 -Elektronlar IB grubu elementlerin atomları üzerinde değerlik olarak kalırlar.

TAM ELEKTRONİK FORMÜL, DEĞERLİK ELEKTRONİK FORMÜL, KISALTILMIŞ ELEKTRONİK FORMÜL, ATOMLARIN ELEKTRONİK FORMÜLLERİNİN DERLENMESİ İÇİN ALGORİTMA.
1. Elementin bir atomunun değerlik elektronik formülünü oluşturun: a) üçüncü A grubunun ikinci periyodu, b) ikinci A grubunun üçüncü periyodu, c) dördüncü A grubunun dördüncü periyodu.
2.Magnezyum, fosfor, potasyum, demir, brom ve argon atomlarının kısaltılmış elektronik formüllerini yapın.

Doğal element sisteminin keşfinden bu yana geçen 100'den fazla yıl boyunca, bu sistemi grafiksel olarak yansıtan yüzlerce farklı tablo önerildi. Bunlardan uzun dönem tablosuna ek olarak en yaygın olanı D. I. Mendeleev'in kısa dönemli element tablosudur. 4., 5., 6. ve 7. periyotlar IB grubu elemanlarının önünden kesilip birbirinden uzaklaştırılır ve ortaya çıkan sıralar daha önce yaptığımız gibi katlanırsa, uzun periyotlu bir tablodan kısa periyotlu bir tablo elde edilir. dönemleri katladı. Sonuç Şekil 6.24'te gösterilmektedir.

Lantanitler ve aktinititler de buradaki ana tablonun altına yerleştirilmiştir.

İÇİNDE gruplar Bu tablo atomları aynı sayıda değerlik elektronu Bu elektronların hangi yörüngelerde olduğuna bakılmaksızın. Böylece klor elementi (metal olmayanı oluşturan tipik bir element; 3) S 2 3P 5) ve manganez (metal oluşturucu bir element; 4) S 2 3D 5), benzer elektron kabuklarına sahip olmayanlar burada aynı yedinci gruba girerler. Bu tür unsurları ayırma ihtiyacı bizi onları gruplar halinde ayırmaya zorluyor alt gruplar: ana– uzun dönem tablosunun A gruplarının analogları ve taraf– B gruplarının analogları. Şekil 34'te ana alt grupların elemanlarının sembolleri sola, ikincil alt grupların elemanlarının sembolleri sağa kaydırılmıştır.
Doğru, tablodaki elementlerin bu şekilde düzenlenmesinin de avantajları vardır, çünkü esas olarak değerlik elektronlarının sayısı belirlenir değerlik olasılıkları atom.
Uzun periyot tablosu, atomların elektronik yapısının yasalarını, element grupları arasında basit madde ve bileşiklerin özelliklerindeki benzerlikleri ve değişim modellerini, atomları, basit maddeleri ve bileşikleri karakterize eden bir takım fiziksel niceliklerdeki düzenli değişiklikleri yansıtır. tüm element sistemi boyunca ve çok daha fazlası. Kısa dönem tablosu bu bakımdan daha az kullanışlıdır.

KISA DÖNEM TABLOSU, ANA ALT GRUPLAR, YAN ALT GRUPLAR.
1. Doğal element dizisinden oluşturduğunuz uzun dönem tablosunu kısa dönem tablosuna dönüştürün. Ters dönüşümü yapın.
2. Kısa periyot tablosunun bir grubundaki elementlerin atomları için genel bir değerlik elektronik formülü derlemek mümkün müdür? Neden?

Atomun net sınırları yoktur. Yalıtılmış bir atomun boyutu ne olarak kabul edilir? Bir atomun çekirdeği bir elektron kabuğuyla çevrilidir ve kabuk elektron bulutlarından oluşur. EO'nun boyutu bir yarıçap ile karakterize edilir R eo. Dış katmandaki tüm bulutlar yaklaşık olarak aynı yarıçapa sahiptir. Bu nedenle bir atomun boyutu bu yarıçapla karakterize edilebilir. denir atomun yörünge yarıçapı(R 0).

Atomların yörünge yarıçaplarının değerleri Ek 5'te verilmiştir.
EO'nun yarıçapı çekirdeğin yüküne ve bu bulutu oluşturan elektronun bulunduğu yörüngeye bağlıdır. Sonuç olarak, bir atomun yörünge yarıçapı bu aynı özelliklere bağlıdır.
Hidrojen ve helyum atomlarının elektronik kabuklarını ele alalım. Hem hidrojen atomunda hem de helyum atomunda elektronlar 1'de bulunur. S-AO ve eğer bu atomların çekirdeklerinin yükleri aynı olsaydı bulutları da aynı büyüklükte olurdu. Ancak helyum atomunun çekirdeğindeki yük, hidrojen atomunun çekirdeğindeki yükün iki katıdır. Coulomb yasasına göre, bir helyum atomunun her bir elektronuna etki eden çekim kuvveti, bir elektronun bir hidrojen atomunun çekirdeğine olan çekim kuvvetinin iki katıdır. Bu nedenle helyum atomunun yarıçapı, hidrojen atomunun yarıçapından çok daha küçük olmalıdır. Bu doğru: R 0 (O) / R 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Lityum atomunun 2'de bir dış elektronu vardır. S-AO, yani ikinci katmanın bulutunu oluşturur. Doğal olarak yarıçapı daha büyük olmalıdır. Gerçekten mi: R 0 (Li) = 1,586 E.
İkinci periyodun geri kalan elementlerinin atomları dış elektronlara sahiptir (ve 2 S, ve 2 P) aynı ikinci elektron katmanında bulunur ve bu atomların nükleer yükü artan atom numarasıyla birlikte artar. Elektronlar çekirdeğe daha güçlü çekilir ve doğal olarak atomların yarıçapları azalır. Bu argümanları diğer dönemlere ait elementlerin atomları için tekrarlayabiliriz, ancak bir açıklamayla: Yörünge yarıçapı yalnızca alt seviyelerin her biri dolduğunda monoton bir şekilde azalır.
Ancak ayrıntıları göz ardı edersek, bir element sistemindeki atomların boyutlarındaki değişimin genel doğası şu şekildedir: Bir periyotta sıra sayısı arttıkça atomların yörünge yarıçapları azalır ve bir grup içinde atomların yörünge yarıçapları azalır. arttırmak. En büyük atom bir sezyum atomudur ve en küçüğü bir helyum atomudur, ancak kimyasal bileşikler oluşturan elementlerin atomlarından (helyum ve neon bunları oluşturmaz), en küçüğü bir flor atomudur.
Lantanitlerden sonraki doğal serideki çoğu element atomunun yörünge yarıçapları, genel yasalara göre beklenenden biraz daha küçüktür. Bunun nedeni, elementler sistemindeki lantan ve hafniyum arasında 14 lantanit bulunması ve dolayısıyla hafniyum atomunun çekirdeğinin yükünün 14 olmasıdır. e lantandan daha fazla. Bu nedenle, bu atomların dış elektronları çekirdeğe lantanitlerin yokluğunda olduğundan daha güçlü bir şekilde çekilir (bu etkiye genellikle "lantanit büzülmesi" denir).
Grup VIIIA elementlerinin atomlarından grup IA elementlerinin atomlarına geçerken yörünge yarıçapının aniden arttığını lütfen unutmayın. Sonuç olarak, her dönemin ilk unsurlarına ilişkin seçimimiz (bkz. § 7) doğru çıktı.

BİR ATOMUN YÖRÜNGE YARIÇAPI, ELEMENT SİSTEMİNDEKİ DEĞİŞİM.
1.Ek 5'te verilen verilere göre, grafik kağıdına, bir atomun yörünge yarıçapının, elementin atom numarasına bağımlılığının, elementler için bir grafiğini çizin. Z 1'den 40'a kadar. Yatay eksenin uzunluğu 200 mm, dikey eksenin uzunluğu 100 mm'dir.
2. Ortaya çıkan kesikli çizginin görünümünü nasıl karakterize edebilirsiniz?

Bir atomdaki bir elektrona ek enerji verirseniz (bunun nasıl yapılabileceğini fizik dersinde öğreneceksiniz), o zaman elektron başka bir AO'ya geçebilir, yani atom heyecanlı durum. Bu durum kararsızdır ve elektron neredeyse anında orijinal durumuna dönecek ve fazla enerji açığa çıkacaktır. Ancak elektrona verilen enerji yeterince büyükse elektron atomdan tamamen kopabilir, atom ise iyonize yani pozitif yüklü bir iyona dönüşür ( katyon). Bunun için gerekli olan enerjiye denir atomik iyonlaşma enerjisi(e Ve).

Tek bir atomdan elektron çıkarmak ve bunun için gereken enerjiyi ölçmek oldukça zordur, dolayısıyla pratik olarak belirlenip kullanılmaktadır. molar iyonlaşma enerjisi(E ve m).

Molar iyonlaşma enerjisi, 1 mol atomdan (her atomdan bir elektron) 1 mol elektronu çıkarmak için gereken minimum enerjinin ne olduğunu gösterir. Bu değer genellikle mol başına kilojoule cinsinden ölçülür. Çoğu element için birinci elektronun molar iyonlaşma enerjisinin değerleri Ek 6'da verilmiştir.
Bir atomun iyonlaşma enerjisi, elementin elementler sistemindeki konumuna nasıl bağlıdır, yani grup ve periyotta nasıl değişir?
Fiziksel anlamında iyonlaşma enerjisi, bir elektronu bir atomdan sonsuz bir mesafeye hareket ettirirken bir elektron ile bir atom arasındaki çekim kuvvetinin üstesinden gelmek için harcanması gereken işe eşittir.

Nerede Q– elektron yükü, Q bir elektronun uzaklaştırılmasından sonra kalan katyonun yüküdür ve R o atomun yörünge yarıçapıdır.

VE Q, Ve Q– miktarlar sabittir ve bir elektronu uzaklaştırma işinin olduğu sonucuna varabiliriz. A ve bununla birlikte iyonlaşma enerjisi e ve atomun yörünge yarıçapı ile ters orantılıdır.
Çeşitli elementlerin atomlarının yörünge yarıçaplarının değerlerini ve Ek 5 ve 6'da verilen karşılık gelen iyonlaşma enerjisi değerlerini analiz ederek, bu miktarlar arasındaki ilişkinin orantılıya yakın, ancak ondan biraz farklı olduğundan emin olabilirsiniz. . Sonucumuzun deneysel verilerle pek uyuşmamasının nedeni, pek çok önemli faktörü hesaba katmayan çok kaba bir model kullanmamızdır. Ancak bu kaba model bile, yörünge yarıçapı arttıkça atomun iyonlaşma enerjisinin azaldığı ve tam tersine yarıçap azaldıkça arttığı yönünde doğru sonuca varmamızı sağladı.
Atom numarasının arttığı bir periyotta atomların yörünge yarıçapı azaldığı için iyonlaşma enerjisi artar. Bir grupta atom numarası arttıkça, kural olarak atomların yörünge yarıçapı artar ve iyonlaşma enerjisi azalır. En yüksek molar iyonlaşma enerjisi en küçük atomlarda, helyum atomlarında (2372 kJ/mol) ve kimyasal bağ oluşturabilen atomlarda, flor atomlarında (1681 kJ/mol) bulunur. En küçüğü en büyük atom olan sezyum atomlarına (376 kJ/mol) aittir. Bir element sisteminde artan iyonlaşma enerjisinin yönü şematik olarak aşağıdaki gibi gösterilebilir:

Kimyada, iyonlaşma enerjisinin bir atomun "kendi" elektronlarını bırakma eğilimini karakterize etmesi önemlidir: iyonlaşma enerjisi ne kadar yüksekse, atomun elektronlarını bırakma eğilimi o kadar az olur ve bunun tersi de geçerlidir.

BİR ELEMENT SİSTEMİNDE UYARILI DURUM, İYONİZASYON, KATYON, İYONİZASYON ENERJİSİ, MOLAR İYONİZASYON ENERJİSİ, İYONİZASYON ENERJİSİNİN DEĞİŞİMİ.
1. Ek 6'da verilen verileri kullanarak, toplam kütlesi 1 g olan tüm sodyum atomlarından bir elektronu uzaklaştırmak için ne kadar enerji harcanması gerektiğini belirleyin.
2. Ek 6'da verilen verileri kullanarak, 3 g ağırlığındaki tüm sodyum atomlarından bir elektronu çıkarmak için, aynı kütledeki tüm potasyum atomlarından kaç kat daha fazla enerjiye ihtiyaç duyulduğunu belirleyin. Bu oran neden aynı atomların molar iyonlaşma enerjilerinin oranından farklıdır?
3. Ek 6'da verilen verilere göre, elementlerin molar iyonlaşma enerjisinin atom numarasına bağımlılığını çizin. Z 1'den 40'a kadar. Grafiğin boyutları önceki paragrafa verilen atamayla aynıdır. Bu grafiğin elementler sisteminin “dönemleri” seçimine karşılık gelip gelmediğini kontrol edin.

Bir atomun ikinci en önemli enerji özelliği elektron ilgi enerjisi(eİle).

Uygulamada, iyonlaşma enerjisinde olduğu gibi, genellikle karşılık gelen molar miktar kullanılır - molar elektron ilgi enerjisi().

Molar elektron ilgi enerjisi, bir mol nötr atoma (her atom için bir elektron) bir mol elektron eklendiğinde açığa çıkan enerjiyi gösterir. Molar iyonlaşma enerjisi gibi bu miktar da mol başına kilojoule cinsinden ölçülür.
İlk bakışta, bu durumda enerjinin açığa çıkmaması gerektiği görünebilir, çünkü atom nötr bir parçacıktır ve nötr bir atom ile negatif yüklü bir elektron arasında elektrostatik çekim kuvvetleri yoktur. Aksine, bir atoma yaklaşan bir elektronun, elektron kabuğunu oluşturan aynı negatif yüklü elektronlar tarafından itilmesi gerektiği anlaşılıyor. Aslında, bu doğru değil. Atomik klorla uğraşmak zorunda kalıp kalmadığınızı unutmayın. Tabii ki değil. Sonuçta yalnızca çok yüksek sıcaklıklarda var olur. Daha kararlı moleküler klor bile pratikte doğada oluşmaz; gerekirse kimyasal reaksiyonlar kullanılarak elde edilmesi gerekir. Ve sürekli olarak sodyum klorür (sofra tuzu) ile uğraşmak zorundasınız. Sonuçta sofra tuzu insanlar tarafından her gün yemekle birlikte tüketiliyor. Ve doğada oldukça sık görülür. Ancak sofra tuzu, klorür iyonlarını, yani bir "ekstra" elektron ekleyen klor atomlarını içerir. Klorür iyonlarının bu kadar yaygın olmasının nedenlerinden biri, klor atomlarının elektron kazanma eğiliminde olmaları, yani klor atomlarından ve elektronlardan klorür iyonları oluştuğunda enerji açığa çıkmasıdır.
Enerjinin salınmasının nedenlerinden biri zaten sizin tarafınızdan biliniyor - tek yüklü hale geçiş sırasında klor atomunun elektron kabuğunun simetrisindeki artışla ilişkilidir. anyon. Aynı zamanda hatırladığınız gibi enerji 3 P-alt düzey azalır. Daha karmaşık başka nedenler de var.
Elektron ilgi enerjisinin değerinin çeşitli faktörlerden etkilenmesi nedeniyle, bir element sistemindeki bu miktardaki değişimin doğası, iyonlaşma enerjisindeki değişimin doğasından çok daha karmaşıktır. Ek 7'de verilen tabloyu inceleyerek buna ikna olabilirsiniz. Ancak bu miktarın değeri, her şeyden önce iyonizasyon enerjisinin değerleriyle aynı elektrostatik etkileşimle belirlendiğinden, daha sonra sistemdeki değişimi elementler (en azından A-gruplarında) Genel taslakİyonlaşma enerjisindeki değişime benzer şekilde, yani bir gruptaki elektron ilgisi enerjisi azalır, bir periyotta artar. Flor (328 kJ/mol) ve klor (349 kJ/mol) atomları için maksimumdur. Bir element sisteminde elektron ilgi enerjisindeki değişimin doğası, iyonlaşma enerjisindeki değişimin doğasına benzer, yani elektron ilgi enerjisindeki artışın yönü şematik olarak şu şekilde gösterilebilir:

2.Önceki görevlerde olduğu gibi yatay eksen boyunca aynı ölçekte, elektron ilgisi molar enerjisinin elementlerin atomları için atom numarasına bağımlılığının bir grafiğini oluşturun. Z Uygulama 7'yi kullanarak 1'den 40'a kadar.
3. Hangisi fiziksel anlam negatif elektron ilgi enerjileri var mı?
4. Neden 2. periyodun tüm element atomları arasında sadece berilyum, nitrojen ve neon elektron ilgisi molar enerjisinin negatif değerlerine sahip?

Bir atomun kendi elektronlarından vazgeçip başkalarının elektronlarını ekleme eğiliminin onun enerji özelliklerine (iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgi enerjisi) bağlı olduğunu zaten biliyorsunuz. Hangi atomlar elektronlarını bırakmaya daha yatkındır ve hangileri diğerlerini kabul etmeye daha yatkındır?
Bu soruyu cevaplamak için elementler sistemindeki bu eğilimlerin değişimi hakkında bildiğimiz her şeyi Tablo 15'te özetleyelim.

Tablo 15. Atomların kendi elektronlarından vazgeçerek yabancı elektron kazanma eğilimlerindeki değişiklikler