Poznavanje mogućih stanja elektrona u atomu, pravilo Klečkovskog, Paulijev princip i Hundovo pravilo omogućavaju razmatranje elektronske konfiguracije atoma. Za to se koriste elektronske formule.

Elektronska formula označava stanje elektrona u atomu, označavajući glavni kvantni broj koji karakterizira njegovo stanje brojem, a orbitalni kvantni broj slovom. Broj koji pokazuje koliko je elektrona u datom stanju ispisan je desno od vrha slova koji označava oblik elektronskog oblaka.

Za atom vodonika (n = 1, l = 0, m = 0), elektronska formula će biti: 1s 1. Oba elektrona sljedećeg elementa helija He karakteriziraju iste vrijednosti n, l, m i razlikuju se samo po spinovima. Elektronska formula atoma helijuma je ls 2 . Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas.

Za elemente 2. perioda (n = 2, l = 0 ili l = 1), prvo se popunjava 2s stanje, a zatim p-podnivo drugog energetskog nivoa.

Elektronska formula atoma litijuma je: ls 2 2s 1. Elektron 2s 1 je manje vezan za atomsko jezgro (slika 6), pa ga atom litija lako može odati (kao što se očito sjećate, ovaj proces se naziva oksidacija), pretvarajući se u Li + ion.

Rice. 6.
Poprečni presjeci 1s i 2s elektronskih oblaka ravninom koja prolazi kroz jezgro

U atomu berilijuma, četvrti elektron takođe zauzima 2s stanje: ls 2 2s 2 . Dva vanjska elektrona atoma berilija se lako odvajaju - u ovom slučaju Be oksidira u kation Be 2+.

Atom bora ima elektron u 2p stanju: ls 2 2s 2 2p 1 . Dalje, kod atoma ugljika, dušika, kisika i fluora (u skladu s Hundovim pravilom), popunjava se 2p podnivo, koji se završava na plemenitom plinu neonu: ls 2 2s 2 2p 6 .

Ako želimo da naglasimo da elektroni na datom podnivou zauzimaju kvantne ćelije jedan po jedan, u elektronskoj formuli oznaka podnivoa prati indeks. Na primjer, elektronska formula atoma ugljika

Za elemente 3. perioda popunjavaju se 3s-stanje (n = 3, l = 0) i 3p-podnivo (n = 3, l - 1). 3d-podnivo (n = 3, l = 2) ostaje slobodan:

Ponekad je u dijagramima koji prikazuju distribuciju elektrona u atomima naznačen samo broj elektrona na svakom energetskom nivou, odnosno zapisuju skraćene elektronske formule atoma hemijskih elemenata, za razliku od potpunih elektronskih formula datih gore, na primjer:

U elementima velikih perioda (4. i 5.), u skladu sa pravilom Klečkovskog, prva dva elektrona spoljašnjeg elektronskog sloja zauzimaju, respektivno, 4s-(n = 4, l = 0) i 5s-stanja (n = 5, l = 0):

Počevši od trećeg elementa svakog velikog perioda, sljedećih deset elektrona ulazi u prethodni 3d i 4d podnivo, respektivno (za elemente bočnih podgrupa):

Po pravilu, kada se popuni prethodni d-podnivo, tada će se početi puniti vanjski (odnosno 4p- i 5p) p-podnivo:

Za elemente velikih perioda - 6. i nepotpuni 7. - energetski nivoi i podnivoi su ispunjeni elektronima, po pravilu, na sljedeći način: prva dva elektrona ulaze u vanjski s-podnivo, na primjer:

sljedeći elektron (za La i Ac) - na prethodni d-podnivo:

Zatim sljedećih 14 elektrona ulazi u treći energetski nivo izvana na 4f- i 5f-podnivo, respektivno, za lantanide i aktinide:

Tada će drugi vanjski energetski nivo (d-podnivo) ponovo početi da se gradi za elemente bočnih podgrupa:

Tek nakon što je d-podnivo potpuno ispunjen sa deset elektrona, vanjski p-podnivo će biti ponovo ispunjen:

U zaključku ćemo još jednom razmotriti različite načine prikaza elektronskih konfiguracija atoma elemenata prema periodima tabele D. I. Mendeljejeva.

Razmotrite elemente 1. perioda - vodonik i helijum.

Elektronske formule atoma pokazuju distribuciju elektrona po energetskim nivoima i podnivoima.

Grafičke elektronske formule atoma pokazuju distribuciju elektrona ne samo u nivoima i podnivoima, već i u kvantnim ćelijama (atomske orbitale).

U atomu helija, prvi elektronski sloj je završen - ima 2 elektrona.

Vodik i helijum su s-elementi; ls-podnivo ovih atoma je ispunjen elektronima.

Za sve elemente 2. perioda, prvi elektronski sloj je popunjen, a elektroni ispunjavaju 2s- i 2p-stanja u skladu sa principom najmanje energije (prvo S-, a zatim p) i pravilima Paulija i Hunda ( Tabela 2).

U atomu neona, drugi elektronski sloj je završen - ima 8 elektrona.

tabela 2
Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata 2. perioda

Litijum Li, berilijum Be - s-elementi.

Bor B, ugljenik C, azot N, kiseonik O, fluor F, neon Ne su p-elementi, p-podnivo ovih atoma je ispunjen elektronima.

Za atome elemenata 3. perioda, prvi i drugi elektronski sloj su završeni, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s, 3p i 3d stanja (tablica 3).

Tabela 3
Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata 3. perioda

Na atomu magnezija, 3s podnivo je završen. Natrijum Na i magnezijum Mg su s-elementi.

Za aluminijum i elemente koji ga prate, 3p podnivo je ispunjen elektronima.

Postoji 8 elektrona u vanjskom sloju (treći elektronski sloj) u atomu argona. Kao vanjski sloj, on je kompletan, ali ukupno u trećem elektronskom sloju, kao što već znate, može biti 18 elektrona, što znači da elementi 3. perioda imaju prazno 3d stanje.

Svi elementi od aluminijuma Al do argona Ar su p-elementi.

s- i p-elementi čine glavne podgrupe u periodičnom sistemu.

Atomi elemenata 4. perioda - kalija i kalcija - imaju četvrti energetski nivo, 48-podnivo je ispunjen (tabela 4), budući da, prema pravilu Klečkovskog, ima manje energije od 3d-podnivoa.

Tabela 4
Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata 4. perioda

Da pojednostavimo grafičke elektronske formule atoma elemenata 4. perioda:

Kalijum K i kalcijum Ca su s-elementi uključeni u glavne podgrupe. U atomima od skandijuma Sc do cinka Zn, 3d podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su 3d elementi. Uvršteni su u sekundarne podgrupe, imaju pred-eksterni elektronski sloj ispunjen, nazivaju se prijelaznim elementima.

Obratite pažnju na strukturu elektronskih ljuski atoma hroma i bakra. Kod njih dolazi do „otpada“ jednog elektrona sa 4s- na 3d-podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektronskih konfiguracija 3d 5 i 3d 10:

U atomu cinka, treći energetski nivo je završen, u njemu su ispunjeni svi podnivoi - 3s, 3p i 3d, ukupno imaju 18 elektrona.

U elementima nakon cinka, četvrti energetski nivo, 4p podnivo, nastavlja da se popunjava.

Elementi od galija Ga do kriptona Kr su p-elementi.

Vanjski sloj (četvrti) atoma kriptona Kr je potpun i ima 8 elektrona. Ali samo u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32 elektrona; 4d i 4f stanja atoma kriptona i dalje ostaju nezauzeta.

Za elemente 5. perioda, u skladu sa pravilom Klečkovskog, podnivoi se popunjavaju sledećim redosledom: 5s ⇒ 4d ⇒ 5r. A tu su i izuzeci povezani sa "neuspjehom" elektrona u 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

U 6. i 7. periodu pojavljuju se f-elementi, odnosno elementi u kojima se popunjavaju 4f- i 5f-podnivo trećeg energetskog nivoa izvana.

4f elementi se nazivaju lantanidi.

5f-elementi se nazivaju aktinidi.

Redosled popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata 6. perioda: 55 Cs i 56 Ba - bs-elementi; 57 La ...6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl - 86 Rn - br elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima je „narušen“ redoslijed punjenja energetskih podnivoa, što je, na primjer, povezano sa većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih f-podnivoa, odnosno nf 7 i nf 14 .

U zavisnosti od toga koji je podnivo atoma poslednji ispunjen elektronima, svi elementi, kao što ste već razumeli, dele se u četiri elektronske porodice ili blokove (slika 7):

Rice. 7.
Podjela periodnog sistema (tabela) na blokove elemenata

1. s-elementi; s-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; s-elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II;
2. p-elementi; p-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; p-elementi obuhvataju elemente glavnih podgrupa III-VIII grupa;
3. d-elementi; d-podnivo predspoljnog nivoa atoma je ispunjen elektronima; d-elementi obuhvataju elemente sekundarnih podgrupa grupa I-VIII, odnosno elemente interkalarnih decenija velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Oni se također nazivaju prijelaznim elementima;
4. f-elementi; f-podnivo trećeg vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; tu spadaju lantanidi i aktinidi.

Pitanja i zadaci za § 3

1. Napravite dijagrame elektronske strukture, elektronske formule i grafičke elektronske formule atoma sledećih hemijskih elemenata:
   a) kalcijum;
   b) gvožđe;
   c) cirkonijum;
   d) niobijum;
   e) hafnijum;
   e) zlato.
2. Napišite elektronsku formulu za element #110 koristeći simbol za odgovarajući plemeniti plin.
3. Šta je "dip" elektrona? Navedite primjere elemenata u kojima se uočava ova pojava, zapišite njihove elektronske formule.
4. Kako se određuje pripadnost nekog hemijskog elementa određenoj elektronskoj porodici?
5. Uporedite elektronske i grafičke elektronske formule atoma sumpora. Koje dodatne informacije sadrži posljednja formula?

>> Hemija: Elektronske konfiguracije atoma hemijskih elemenata

Švicarski fizičar W. Pauli je 1925. godine ustanovio da u atomu na jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona koji imaju suprotne (antiparalelne) spinove (prevedeno s engleskog kao “vreteno”), odnosno imaju takva svojstva da mogu može se uslovno predstaviti kao rotacija elektrona oko svoje imaginarne ose: u smeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu. Ovaj princip se zove Paulijev princip.

Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se naziva nesparen, ako su dva, onda su to upareni elektroni, odnosno elektroni sa suprotnim spinovima.

Slika 5 prikazuje dijagram podjele energetskih nivoa na podnivoe.

S-orbitala je, kao što već znate, sferna. Elektron atoma vodika (s = 1) nalazi se na ovoj orbitali i nije uparen. Stoga će se njegova elektronska formula ili elektronska konfiguracija napisati na sljedeći način: 1s 1. U elektronskim formulama, broj energetskog nivoa je označen brojem ispred slova (1 ...), podnivo (orbitalni tip) je označen latiničnim slovom, a broj koji je napisan u gornjem desnom uglu slovo (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u podnivou.

Za atom helijuma, He, koji ima dva uparena elektrona na istoj s-orbitali, ova formula je: 1s 2 .

Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas.

Drugi energetski nivo (n = 2) ima četiri orbitale: jednu s i tri p. S-orbitalni elektroni drugog nivoa (2s-orbitale) imaju veću energiju, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od 1s-orbitalnih elektrona (n=2).

Općenito, za svaku vrijednost n postoji jedna s-orbitala, ali sa odgovarajućom količinom energije elektrona u njoj i, prema tome, s odgovarajućim prečnikom, koji raste kako se vrijednost n povećava.

p-Orbital ima oblik bučice ili zapremine osmice. Sve tri p-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomito duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgro atoma. Treba još jednom naglasiti da svaki energetski nivo (elektronski sloj), počevši od n = 2, ima tri p-orbitale. Kako vrijednost n raste, elektroni zauzimaju p-orbitale smještene na velikim udaljenostima od jezgra i usmjerene duž osa x, y i z.

Za elemente drugog perioda (n = 2) prvo se popunjava jedna β-orbitala, a zatim tri p-orbitale. Elektronska formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektron je slabije vezan za jezgro atoma, pa ga atom litija lako može odati (kao što se očito sjećate, ovaj proces se zove oksidacija), pretvarajući se u Li + ion.

U atomu berilijuma Be 0, četvrti elektron se takođe nalazi na 2s orbitali: 1s 2 2s 2 . Dva vanjska elektrona atoma berilija se lako odvajaju - Be 0 se oksidira u Be 2+ kation.

Kod atoma bora, peti elektron zauzima 2p orbitalu: 1s 2 2s 2 2p 1. Nadalje, atomi C, N, O, E ispunjeni su 2p orbitalama, što završava plemenitim plinom neonom: 1s 2 2s 2 2p 6.

Za elemente trećeg perioda popunjene su Sv- i Sp-orbitale. Pet d-orbitala trećeg nivoa ostaje slobodno:

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.

Ponekad je u dijagramima koji prikazuju distribuciju elektrona u atomima naznačen samo broj elektrona na svakom energetskom nivou, odnosno zapisuju skraćene elektronske formule atoma hemijskih elemenata, za razliku od potpunih elektronskih formula datih gore. .

Za elemente velikih perioda (četvrti i peti), prva dva elektrona zauzimaju 4. i 5. orbitale, respektivno: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počevši od trećeg elementa svakog velikog perioda, sljedećih deset elektrona će ići na prethodne 3d- i 4d-orbitale, respektivno (za elemente sekundarnih podgrupa): 23 V 2 , 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Po pravilu, kada se prethodni d-podnivo popuni, spoljašnji (4p- i 5p, respektivno) p-podnivo će početi da se popunjava.

Za elemente velikih perioda - šesti i nepotpuni sedmi - elektronski nivoi i podnivoi su ispunjeni elektronima, po pravilu, na sledeći način: prva dva elektrona će ići na spoljašnji β-podnivo: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; sljedeći elektron (za Na i Ac) na prethodni (p-podnivo: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 i 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Tada će sljedećih 14 elektrona otići na treći energetski nivo izvana u 4f i 5f orbitalama, za lantanide i aktinide.

Tada će drugi vanjski energetski nivo (d-podnivo) ponovo početi da se gradi: za elemente sekundarnih podgrupa: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - i, konačno, tek nakon potpunog punjenja sa deset elektrona trenutnog nivoa, vanjski p-podnivo će biti ponovo ispunjen:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Vrlo često se struktura elektronskih omotača atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija - one zapisuju takozvane grafičke elektronske formule. Za ovaj zapis koristi se sljedeća notacija: svaka kvantna ćelija je označena ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru spina. Prilikom pisanja grafičke elektronske formule treba imati na umu dva pravila: Paulijev princip, prema kojem u ćeliji ne može biti više od dva elektrona (orbitale, ali sa antiparalelnim spinovima) i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije (orbitale), nalaze se u njima su prve jedna po jedna i istovremeno imaju istu vrijednost spina, a tek onda se uparuju, ali će spinovi u ovom slučaju, prema Paulijevom principu, već biti suprotno usmerena.

U zaključku, razmotrimo još jednom mapiranje elektronskih konfiguracija atoma elemenata kroz periode sistema D. I. Mendeljejeva. Šeme elektronske strukture atoma pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi).

U atomu helija, prvi elektronski sloj je završen - ima 2 elektrona.

Vodik i helijum su s-elementi; ovi atomi imaju s-orbitalu ispunjenu elektronima.

Elementi drugog perioda

Za sve elemente drugog perioda, prvi elektronski sloj je ispunjen i elektroni ispunjavaju e- i p-orbitale drugog elektronskog sloja u skladu sa principom najmanje energije (prvo s-, a zatim p) i pravilima Paulija i Hunda (tabela 2).

U atomu neona, drugi elektronski sloj je završen - ima 8 elektrona.

Tabela 2 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata drugog perioda

Kraj stola. 2

Li, Be - u elementima.

B, C, N, O, F, Ne - p-elementi, ovi atomi su ispunjeni elektronima p-orbitalama.

Elementi trećeg perioda

Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su završeni, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s, 3p i 3d podnivo (tablica 3).

Tabela 3 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata trećeg perioda

3s-elektronska orbitala je završena na atomu magnezija. Na i Mg-s elementi.

Postoji 8 elektrona u vanjskom sloju (treći elektronski sloj) u atomu argona. Kao vanjski sloj, on je kompletan, ali ukupno u trećem elektronskom sloju, kao što već znate, može biti 18 elektrona, što znači da elementi trećeg perioda imaju nepopunjene 3d orbitale.

Svi elementi od Al do Ag su p-elementi. s- i p-elementi čine glavne podgrupe u periodičnom sistemu.

Kod atoma kalija i kalcija pojavljuje se četvrti elektronski sloj, a 4s podnivo je ispunjen (tabela 4), jer ima nižu energiju od 3d podnivoa. Da bismo pojednostavili grafičke elektronske formule atoma elemenata četvrtog perioda: 1) označavamo uslovno grafičku elektronsku formulu argona na sledeći način:
Ar;

2) nećemo prikazivati ​​podnivoe koji nisu ispunjeni za ove atome.

Tabela 4 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata četvrtog perioda

K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podgrupe. Za atome od Sc do Zn, 3d podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su 3d elementi. Uvršteni su u sekundarne podgrupe, imaju pred-eksterni elektronski sloj ispunjen, nazivaju se prijelaznim elementima.

Obratite pažnju na strukturu elektronskih ljuski atoma hroma i bakra. Kod njih dolazi do "otpada" jednog elektrona sa 4n- na 3d podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektronskih konfiguracija 3d 5 i 3d 10:

U atomu cinka je završen treći elektronski sloj - u njemu su ispunjeni svi 3s, 3p i 3d podnivoi, na njima je ukupno 18 elektrona.

U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj nastavlja da se puni, 4p podnivo: Elementi od Ga do Kr su p-elementi.

Vanjski sloj (četvrti) atoma kriptona je kompletan i ima 8 elektrona. Ali samo u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32 elektrona; 4d i 4f podnivoi atoma kriptona i dalje ostaju nepopunjeni.

Elementi petog perioda popunjavaju podnivoe sledećim redosledom: 5s-> 4d -> 5p. A postoje i izuzeci povezani sa "kvarom" elektrona, u 41 Nb, 42 MO, itd.

U šestom i sedmom periodu pojavljuju se elementi, odnosno elementi u kojima se popunjavaju 4f i 5f podnivo trećeg vanjskog elektronskog sloja.

4f elementi se nazivaju lantanidi.

5f-elementi se nazivaju aktinidi.

Redosled popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata šestog perioda: 55 Ss i 56 Va - 6s-elementi;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima je „narušen“ redoslijed punjenja elektronskih orbitala, što je, na primjer, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih f podnivoa, odnosno nf 7 i nf 14.

U zavisnosti od toga koji je podnivo atoma poslednji ispunjen elektronima, svi elementi, kao što ste već razumeli, dele se u četiri elektronske porodice ili blokove (slika 7).

1) s-elementi; β-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; s-elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II;

2) p-elementi; p-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; p elementi obuhvataju elemente glavnih podgrupa III-VIII grupa;

3) d-elementi; d-podnivo predspoljnog nivoa atoma je ispunjen elektronima; d-elementi obuhvataju elemente sekundarnih podgrupa grupa I-VIII, odnosno elemente interkalarnih decenija velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Oni se također nazivaju prijelaznim elementima;

4) f-elementi, f-podnivo trećeg spoljašnjeg nivoa atoma je ispunjen elektronima; tu spadaju lantanidi i aktinidi.

1. Šta bi se dogodilo da se Paulijev princip ne poštuje?

2. Šta bi se dogodilo da se Hundovo pravilo ne poštuje?

3. Napravite dijagrame elektronske strukture, elektronske formule i grafičke elektronske formule atoma sledećih hemijskih elemenata: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Napišite elektronsku formulu za element #110 koristeći simbol za odgovarajući plemeniti plin.

Sadržaj lekcije sažetak lekcije podrška okvir prezentacije lekcije akcelerativne metode interaktivne tehnologije Vježbajte zadaci i vježbe samoispitivanje radionice, treninzi, slučajevi, potrage domaća zadaća diskusija pitanja retorička pitanja učenika Ilustracije audio, video i multimedija fotografije, slike grafike, tabele, šeme humor, anegdote, vicevi, strip parabole, izreke, ukrštene reči, citati Dodaci sažetakačlanci čipovi za radoznale cheat sheets udžbenici osnovni i dodatni glosar pojmova ostalo Poboljšanje udžbenika i lekcijaispravljanje grešaka u udžbeniku ažuriranje fragmenta u udžbeniku elementi inovacije u lekciji zamjenom zastarjelih znanja novim Samo za nastavnike savršene lekcije kalendarski plan za godinu metodološke preporuke programa diskusije Integrisane lekcije

Švicarski fizičar W. Pauli je 1925. godine ustanovio da u atomu na jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona koji imaju suprotne (antiparalelne) spinove (prevedeno s engleskog kao “vreteno”), odnosno imaju takva svojstva da mogu može se uslovno predstaviti kao rotacija elektrona oko svoje imaginarne ose: u smeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu. Ovaj princip se zove Paulijev princip.

Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se naziva nesparen, ako su dva, onda su to upareni elektroni, odnosno elektroni sa suprotnim spinovima.

Slika 5 prikazuje dijagram podjele energetskih nivoa na podnivoe.

S-orbitala je, kao što već znate, sferna. Elektron atoma vodika (s = 1) nalazi se u ovoj orbitali i nije uparen. Stoga će se njegova elektronska formula ili elektronska konfiguracija napisati na sljedeći način: 1s 1. U elektronskim formulama, broj energetskog nivoa je označen brojem ispred slova (1 ...), podnivo (orbitalni tip) je označen latiničnim slovom, a broj koji je napisan u gornjem desnom uglu slovo (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u podnivou.

Za atom helijuma, He, koji ima dva uparena elektrona na istoj s-orbitali, ova formula je: 1s 2 .

Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas.

Drugi energetski nivo (n = 2) ima četiri orbitale: jednu s i tri p. S-orbitalni elektroni drugog nivoa (2s-orbitale) imaju veću energiju, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od 1s-orbitalnih elektrona (n=2).

Općenito, za svaku vrijednost n postoji jedna s-orbitala, ali sa odgovarajućom količinom energije elektrona u njoj i, prema tome, s odgovarajućim prečnikom, koji raste kako se vrijednost n povećava.

R-orbitala je u obliku bučice ili osmice. Sve tri p-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomito duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgro atoma. Treba još jednom naglasiti da svaki energetski nivo (elektronski sloj), počevši od n = 2, ima tri p-orbitale. Kako vrijednost n raste, elektroni zauzimaju p-orbitale smještene na velikim udaljenostima od jezgra i usmjerene duž osa x, y i z.

Za elemente drugog perioda (n = 2) prvo se popunjava jedna β-orbitala, a zatim tri p-orbitale. Elektronska formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektron je slabije vezan za jezgro atoma, pa ga atom litija lako može odati (kao što se očito sjećate, ovaj proces se zove oksidacija), pretvarajući se u Li + ion.

U atomu berilijuma Be 0, četvrti elektron se takođe nalazi na 2s orbitali: 1s 2 2s 2 . Dva vanjska elektrona atoma berilija se lako odvajaju - Be 0 se oksidira u Be 2+ kation.

Kod atoma bora, peti elektron zauzima 2p orbitalu: 1s 2 2s 2 2p 1. Nadalje, atomi C, N, O, E ispunjeni su 2p orbitalama, što završava plemenitim plinom neonom: 1s 2 2s 2 2p 6.

Za elemente trećeg perioda popunjene su Sv- i Sp-orbitale. Pet d-orbitala trećeg nivoa ostaje slobodno:

Ponekad je u dijagramima koji prikazuju distribuciju elektrona u atomima naznačen samo broj elektrona na svakom energetskom nivou, odnosno zapisuju skraćene elektronske formule atoma hemijskih elemenata, za razliku od potpunih elektronskih formula datih gore. .

Za elemente velikih perioda (četvrti i peti), prva dva elektrona zauzimaju 4. i 5. orbitale, respektivno: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počevši od trećeg elementa svakog velikog perioda, sljedećih deset elektrona će ići na prethodne 3d- i 4d-orbitale, respektivno (za elemente sekundarnih podgrupa): 23 V 2 , 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Po pravilu, kada se prethodni d-podnivo popuni, spoljašnji (4p- i 5p, respektivno) p-podnivo će početi da se popunjava.

Za elemente velikih perioda - šesti i nepotpuni sedmi - elektronski nivoi i podnivoi su ispunjeni elektronima, po pravilu, na sledeći način: prva dva elektrona će ići na spoljašnji β-podnivo: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; sljedeći elektron (za Na i Ac) na prethodni (p-podnivo: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 i 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Tada će sljedećih 14 elektrona otići na treći energetski nivo izvana u 4f i 5f orbitalama, za lantanide i aktinide.

Tada će drugi vanjski energetski nivo (d-podnivo) ponovo početi da se gradi: za elemente sekundarnih podgrupa: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - i, konačno, tek nakon potpunog punjenja trenutnog nivoa sa deset elektrona, vanjski p-podnivo će biti ponovo ispunjen:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Vrlo često se struktura elektronskih omotača atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija - one zapisuju takozvane grafičke elektronske formule. Za ovaj zapis koristi se sljedeća notacija: svaka kvantna ćelija je označena ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru spina. Prilikom pisanja grafičke elektronske formule treba imati na umu dva pravila: Paulijev princip, prema kojem u ćeliji ne može biti više od dva elektrona (orbitale, ali sa antiparalelnim spinovima) i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije (orbitale), nalaze se u njima su prve jedna po jedna i istovremeno imaju istu vrijednost spina, a tek onda se uparuju, ali će spinovi u ovom slučaju, prema Paulijevom principu, već biti suprotno usmerena.

U zaključku, razmotrimo još jednom mapiranje elektronskih konfiguracija atoma elemenata u periodima sistema D. I. Mendeljejeva. Šeme elektronske strukture atoma pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi).

U atomu helija, prvi elektronski sloj je završen - ima 2 elektrona.

Vodik i helijum su s-elementi; ovi atomi imaju s-orbitalu ispunjenu elektronima.

Elementi drugog perioda

Za sve elemente drugog perioda, prvi elektronski sloj je ispunjen i elektroni ispunjavaju e- i p-orbitale drugog elektronskog sloja u skladu sa principom najmanje energije (prvo s-, a zatim p) i pravilima Paulija i Hunda (tabela 2).

U atomu neona, drugi elektronski sloj je završen - ima 8 elektrona.

Tabela 2 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata drugog perioda

Kraj stola. 2

Li, Be su β-elementi.

B, C, N, O, F, Ne su p-elementi; ovi atomi imaju p-orbitale ispunjene elektronima.

Elementi trećeg perioda

Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su završeni, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s, 3p i 3d podnivo (tablica 3).

Tabela 3 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata trećeg perioda

3s-elektronska orbitala je završena na atomu magnezija. Na i Mg su s-elementi.

Postoji 8 elektrona u vanjskom sloju (treći elektronski sloj) u atomu argona. Kao vanjski sloj, on je kompletan, ali ukupno u trećem elektronskom sloju, kao što već znate, može biti 18 elektrona, što znači da elementi trećeg perioda imaju nepopunjene 3d orbitale.

Svi elementi od Al do Ar su p-elementi. s- i p-elementi čine glavne podgrupe u periodičnom sistemu.

Kod atoma kalija i kalcija pojavljuje se četvrti elektronski sloj, a 4s podnivo je ispunjen (tabela 4), jer ima nižu energiju od 3d podnivoa. Da bismo pojednostavili grafičke elektronske formule atoma elemenata četvrtog perioda: 1) označavamo uslovno grafičku elektronsku formulu argona na sledeći način:
Ar;

2) nećemo prikazivati ​​podnivoe koji nisu ispunjeni za ove atome.

Tabela 4 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata četvrtog perioda

K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podgrupe. Za atome od Sc do Zn, 3d podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su 3d elementi. Uvršteni su u sekundarne podgrupe, imaju pred-eksterni elektronski sloj ispunjen, nazivaju se prijelaznim elementima.

Obratite pažnju na strukturu elektronskih ljuski atoma hroma i bakra. Kod njih dolazi do "otpada" jednog elektrona sa 4n- na 3d podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektronskih konfiguracija 3d 5 i 3d 10:

U atomu cinka treći elektronski sloj je potpun - u njemu su ispunjeni svi 3s, 3p i 3d podnivoi, na njima je ukupno 18 elektrona.

U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj, 4p podnivo, nastavlja da se popunjava: Elementi od Ga do Kr su p-elementi.

Vanjski sloj (četvrti) atoma kriptona je kompletan i ima 8 elektrona. Ali samo u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32 elektrona; 4d i 4f podnivoi atoma kriptona i dalje ostaju nepopunjeni.

Elementi petog perioda popunjavaju podnivoe sledećim redosledom: 5s-> 4d -> 5p. A postoje i izuzeci povezani sa "kvarom" elektrona, u 41 Nb, 42 MO, itd.

U šestom i sedmom periodu pojavljuju se elementi, odnosno elementi u kojima se popunjavaju 4f i 5f podnivo trećeg vanjskog elektronskog sloja.

4f elementi se nazivaju lantanidi.

5f-elementi se nazivaju aktinidi.

Redosled popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata šestog perioda: 55 Ss i 56 Va - 6s-elementi;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl - 86 Rn - 6p elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima je „narušen“ redoslijed punjenja elektronskih orbitala, što je, na primjer, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih f podnivoa, odnosno nf 7 i nf 14.

U zavisnosti od toga koji je podnivo atoma poslednji ispunjen elektronima, svi elementi, kao što ste već razumeli, dele se u četiri elektronske porodice ili blokove (slika 7).

1) s-elementi; β-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; s-elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II;

2) p-elementi; p-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; p elementi obuhvataju elemente glavnih podgrupa III-VIII grupa;

3) d-elementi; d-podnivo predspoljnog nivoa atoma je ispunjen elektronima; d-elementi obuhvataju elemente sekundarnih podgrupa grupa I-VIII, odnosno elemente interkaliranih decenija velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Oni se također nazivaju prijelaznim elementima;

4) f-elementi, f-podnivo trećeg spoljašnjeg nivoa atoma je ispunjen elektronima; tu spadaju lantanidi i aktinidi.

1. Šta bi se dogodilo da se Paulijev princip ne poštuje?

2. Šta bi se dogodilo da se Hundovo pravilo ne poštuje?

3. Napravite dijagrame elektronske strukture, elektronske formule i grafičke elektronske formule atoma sledećih hemijskih elemenata: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Napišite elektronsku formulu za element #110 koristeći simbol za odgovarajući plemeniti plin.

5. Šta je "neuspjeh" elektrona? Navedite primjere elemenata u kojima se uočava ova pojava, zapišite njihove elektronske formule.

6. Kako se određuje pripadnost hemijskog elementa jednoj ili drugoj elektronskoj porodici?

7. Uporedite elektronske i grafičke elektronske formule atoma sumpora. Koje dodatne informacije sadrži posljednja formula?

6.6. Osobine elektronske strukture atoma hroma, bakra i nekih drugih elemenata

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

Prvi element s takvim kršenjem je krom. Razmotrimo detaljnije njegovu elektronsku strukturu (slika 6.16 a). Atom hroma ima 4 s-podnivo nisu dva, kako bi se očekivalo, već samo jedan elektron. Ali za 3 d-podnivo pet elektrona, ali ovaj podnivo je popunjen nakon 4 s-podnivo (vidi sliku 6.4). Da bismo razumjeli zašto se to događa, pogledajmo šta su oblaci elektrona 3 d podnivo ovog atoma.

Svaki od pet 3 d-oblake u ovom slučaju formira jedan elektron. Kao što već znate iz § 4 ovog poglavlja, zajednički elektronski oblak ovih pet elektrona je sferičan, ili, kako kažu, sferno simetričan. Po prirodi raspodjele elektronske gustoće u različitim smjerovima, sličan je 1 s-EO. Pokazalo se da je energija podnivoa čiji elektroni formiraju takav oblak manja nego u slučaju manje simetričnog oblaka. U ovom slučaju energija orbitala 3 d-podnivo je jednak energiji 4 s-orbitale. Kada je simetrija narušena, na primjer, kada se pojavi šesti elektron, energija orbitala je 3 d-podnivo ponovo postaje više od energije 4 s-orbitale. Dakle, atom mangana opet ima drugi elektron za 4 s-AO.
Sferna simetrija ima zajednički oblak bilo kojeg podnivoa ispunjen elektronima i do pola i u potpunosti. Smanjenje energije u ovim slučajevima je opšte prirode i ne zavisi od toga da li je bilo koji podnivo do pola ili potpuno ispunjen elektronima. A ako je tako, onda moramo tražiti sljedeće kršenje u atomu, u elektronskoj ljusci od koje deveti "dolazi" posljednji d-elektron. Zaista, atom bakra ima 3 d-podnivo 10 elektrona i 4 s- postoji samo jedan podnivo (slika 6.16 b).
Smanjenje energije orbitala potpuno ili napola popunjenog podnivoa uzrok je niza važnih kemijskih fenomena, od kojih ćete neke upoznati.

6.7. Vanjski i valentni elektroni, orbitale i podnivoi

U hemiji se svojstva izoliranih atoma u pravilu ne proučavaju, jer gotovo svi atomi, kao dio različitih tvari, formiraju kemijske veze. Hemijske veze nastaju tokom interakcije elektronskih omotača atoma. Za sve atome (osim vodonika) ne učestvuju svi elektroni u formiranju hemijskih veza: za bor tri od pet elektrona, za ugljenik četiri od šest i, na primer, za barijum dva od pedeset elektrona. šest. Ovi "aktivni" elektroni se nazivaju valentnih elektrona.

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

Elektronski oblaci vanjskih elektrona imaju maksimalni radijus (i maksimalnu vrijednost glavnog kvantnog broja).

Vanjski elektroni su ti koji prije svega sudjeluju u formiranju veza, makar samo zato što kada se atomi približe jedan drugome, u kontakt prije svega dolaze elektronski oblaci koje formiraju ti elektroni. Ali zajedno s njima, dio elektrona također može sudjelovati u formiranju veze. pre-external(predzadnji) sloj, ali samo ako imaju energiju koja se ne razlikuje mnogo od energije vanjskih elektrona. I ti i drugi elektroni atoma su valentni. (U lantanidima i aktinidima, čak i neki "pre-spoljašnji" elektroni su valentni)
Energija valentnih elektrona je mnogo veća od energije drugih elektrona atoma, a valentni elektroni se međusobno mnogo manje razlikuju po energiji.
Vanjski elektroni su uvijek valentni samo ako atom uopće može formirati kemijske veze. Dakle, oba elektrona atoma helija su vanjska, ali se ne mogu nazvati valentnim, jer atom helija uopće ne stvara nikakve kemijske veze.
Valentni elektroni zauzimaju valentne orbitale, koji zauzvrat formiraju valentni podnivoi.

Kao primjer, razmotrimo atom željeza čija je elektronska konfiguracija prikazana na Sl. 6.17. Od elektrona atoma željeza, maksimalni glavni kvantni broj ( n= 4) imaju samo dva 4 s-elektron. Stoga su oni vanjski elektroni ovog atoma. Sve vanjske orbitale atoma željeza su orbitale sa n= 4, a vanjski podnivoi su svi podnivoi formirani ovim orbitalama, odnosno 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU.
Vanjski elektroni su uvijek valentni, dakle, 4 s-elektroni atoma gvožđa su valentni elektroni. I ako jeste, onda 3 d-elektroni sa nešto većom energijom će takođe biti valentni. Na vanjskom nivou atoma željeza, pored ispunjenog 4 s-AO ima još slobodnih 4 str-, 4d- i 4 f-AO. Svi su eksterni, ali samo 4 su valentne R-AO, budući da je energija preostalih orbitala mnogo veća, a pojava elektrona u ovim orbitalama nije korisna za atom željeza.

Dakle, atom gvožđa
eksterni elektronski nivo - četvrti,
spoljni podnivoi - 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU,
spoljne orbitale - 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-AO,
spoljni elektroni - dva 4 s-elektron (4 s 2),
vanjski elektronski sloj je četvrti,
eksterni elektronski oblak - 4 s-EO
valentni podnivoi - 4 s-, 4str-, i 3 d-EPU,
valentne orbitale - 4 s-, 4str-, i 3 d-AO,
valentni elektroni - dva 4 s-elektron (4 s 2) i šest 3 d-elektroni (3 d 6).

Valentni podnivoi mogu biti djelomično ili potpuno ispunjeni elektronima, ili mogu ostati slobodni. S povećanjem naboja jezgre, energetske vrijednosti svih podnivoa se smanjuju, ali zbog interakcije elektrona jedni s drugima, energija različitih podnivoa opada različitom "brzinom". Energija potpuno ispunjena d- i f-podnivoi se toliko smanjuju da prestaju biti valentni.

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

U slučaju atoma titana 3 d-EPU je samo djelimično ispunjen elektronima, a njegova energija je veća od energije 4 s-EPU i 3 d-elektroni su valentni. Kod atoma arsena 3 d-EPU je potpuno ispunjen elektronima, a njegova energija je mnogo manja od energije 4 s-EPU, a samim tim i 3 d-elektroni nisu valentni.
U ovim primjerima smo analizirali valentna elektronska konfiguracija atoma titana i arsena.

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

VALENTNI ELEKTRONI, EKSTERNI ELEKTRONI, VALENTNA EPU, VALENTNA AO, VALENTNA ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA ATOMA, VALENTNA ELEKTRONSKA FORMULA, VALENTNI PODNIVO DIJAGRAM.

1. Na energetskim dijagramima koje ste sastavili iu potpunim elektronskim formulama atoma Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar navedite eksterne i valentne elektrone. Napišite valentne elektronske formule ovih atoma. Na energetskim dijagramima označite dijelove koji odgovaraju energetskim dijagramima valentnih podnivoa.
2. Šta je zajedničko između elektronskih konfiguracija atoma a) Li i Na, B i Al, O i S, Ne i Ar; b) Zn i Mg, Sc i Al, Cr i S, Ti i Si; c) H i He, Li i O, K i Kr, Sc i Ga. Koje su njihove razlike
3. Koliko valentnih podnivoa ima u elektronskoj ljusci atoma svakog od elemenata: a) vodonika, helijuma i litijuma, b) azota, natrijuma i sumpora, c) kalijuma, kobalta i germanijuma
4. Koliko je valentnih orbitala potpuno popunjeno kod atoma a) bora, b) fluora, c) natrijuma?
5. Koliko orbitala sa nesparenim elektronom ima atom a) bora, b) fluora, c) gvožđa
6. Koliko slobodnih vanjskih orbitala ima atom mangana? Koliko slobodnih valencija?
7. Za sljedeću lekciju pripremite traku papira širine 20 mm, podijelite je na ćelije (20 × 20 mm) i na tu traku nanesite prirodni niz elemenata (od vodonika do meitnerijuma).
8. U svaku ćeliju stavite simbol elementa, njegov serijski broj i elektronsku formulu valence, kao što je prikazano na sl. 6.19 (koristiti dodatak 4).

6.8. Sistematizacija atoma prema strukturi njihovih elektronskih omotača

Sistematizacija hemijskih elemenata zasniva se na prirodnim nizovima elemenata i princip sličnosti elektronskih ljuski njihovih atoma.
Već ste upoznati sa prirodnim spektrom hemijskih elemenata. Sada se upoznajmo s principom sličnosti elektronskih ljuski.
Uzimajući u obzir valentne elektronske formule atoma u NRE, lako je otkriti da se za neke atome razlikuju samo u vrijednostima glavnog kvantnog broja. Na primjer, 1 s 1 za vodonik, 2 s 1 za litijum, 3 s 1 za natrijum, itd. Ili 2 s 2 2str 5 za fluor, 3 s 2 3str 5 za hlor, 4 s 2 4str 5 za brom, itd. To znači da su vanjski dijelovi oblaka valentnih elektrona takvih atoma vrlo slični po obliku i razlikuju se samo po veličini (i, naravno, po elektronskoj gustini). A ako je tako, onda se mogu nazvati elektronski oblaci takvih atoma i njihove odgovarajuće valentne konfiguracije slično. Za atome različitih elemenata sa sličnim elektronskim konfiguracijama možemo pisati uobičajene valentne elektronske formule: ns 1 u prvom slučaju i ns 2 np 5 u drugom. Krećući se prirodnim nizom elemenata, mogu se pronaći druge grupe atoma sa sličnim valentnim konfiguracijama.
Na ovaj način, u prirodnom nizu elemenata redovno se javljaju atomi sa sličnim valentnim elektronskim konfiguracijama. Ovo je princip sličnosti elektronskih ljuski.
Pokušajmo otkriti oblik ove pravilnosti. Da bismo to učinili, koristit ćemo prirodne serije elemenata koje ste napravili.

NRE počinje sa vodonikom, čija je valentna elektronska formula 1 s jedan . U potrazi za sličnim valentnim konfiguracijama, izrezali smo prirodni niz elemenata ispred elemenata sa zajedničkom valentnom elektronskom formulom ns 1 (to jest, prije litijuma, prije natrijuma, itd.). Dobili smo takozvane "periode" elemenata. Dodajmo rezultirajuće "periode" tako da postanu redovi tabele (vidi sliku 6.20). Kao rezultat, samo atomi iz prva dva stupca tabele će imati takve elektronske konfiguracije.

Pokušajmo postići sličnost valentnih elektronskih konfiguracija u drugim kolonama tabele. Da bismo to učinili, izrezali smo elemente s brojevima 58 - 71 i 90 -103 iz 6. i 7. perioda (imaju 4 f- i 5 f-podnivoi) i stavite ih ispod stola. Simboli preostalih elemenata bit će pomaknuti horizontalno kao što je prikazano na slici. Nakon toga, atomi elemenata u istoj koloni tablice imat će slične valentne konfiguracije, koje se mogu izraziti općim valentnim elektronskim formulama: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 i tako redom do ns 2 np 6. Sva odstupanja od općih valentnih formula objašnjena su istim razlozima kao u slučaju hroma i bakra (vidi paragraf 6.6).

Kao što vidite, korišćenjem NRE i primenom principa sličnosti elektronskih ljuski uspeli smo da sistematizujemo hemijske elemente. Takav sistem hemijskih elemenata naziva se prirodno, jer se zasniva isključivo na zakonima prirode. Tabela koju smo dobili (slika 6.21) je jedan od načina da se grafički prikaže prirodni sistem elemenata i zove se dugoročna tabela hemijskih elemenata.

PRINCIP SLIČNOSTI ELEKTRONSKIH LJUŠKI, PRIRODNI SISTEM HEMIJSKIH ELEMENTA ("PERIODIČKI" SISTEM), TABELA HEMIJSKIH ELEMENTA.

6.9. Dugoročna tabela hemijskih elemenata

Hajde da se detaljnije upoznamo sa strukturom dugoperiodične tablice hemijskih elemenata.
Redovi ove tabele, kao što već znate, nazivaju se "periodi" elemenata. Periodi su numerisani arapskim brojevima od 1 do 7. U prvom periodu postoje samo dva elementa. Drugi i treći period, koji sadrže po osam elemenata, nazivaju se kratko periodi. Zovu se četvrti i peti period, koji sadrže po 18 elemenata dugo periodi. Zovu se šesti i sedmi period, koji sadrže po 32 elementa ekstra dugo periodi.
Kolone ove tabele se pozivaju grupe elementi. Brojevi grupa su označeni rimskim brojevima sa latiničnim slovima A ili B.
Elementi nekih grupa imaju svoja zajednička (grupna) imena: elementi IA grupe (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkalni elementi(ili elementi alkalnih metala); elementi grupe IIA (Ca, Sr, Ba i Ra) - zemnoalkalnih elemenata(ili elementi zemnoalkalnih metala)(nazivi "alkalni metali" i zemnoalkalni metali" odnose se na jednostavne supstance formirane od odgovarajućih elemenata i ne treba ih koristiti kao nazive grupa elemenata); elementi grupe VIA (O, S, Se, Te, Po) - halkogeni, elementi grupe VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogeni, elementi grupe VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementi plemenitih gasova.(Tradicionalni naziv "plemeniti plinovi" također se odnosi na jednostavne tvari)
Elementi koji se obično postavljaju u donji deo tabele sa serijskim brojevima 58 - 71 (Ce - Lu) nazivaju se lantanidi("slijedeći lantan"), i elementi sa serijskim brojevima 90 - 103 (Th - Lr) - aktinidi(„slijedeći aktinijum“). Postoji varijanta dugoperiodične tablice, u kojoj se lantanidi i aktinidi ne izdvajaju iz NRE, već ostaju na svojim mjestima u ekstra dugim periodima. Ova tabela se ponekad naziva ekstra dug period.
Tabela dugog perioda je podijeljena na četiri blok(ili sekcije).
s-blok uključuje elemente IA i IIA grupa sa zajedničkim valentnim elektronskim formulama ns 1 i ns 2 (s-elementi).
p-blok uključuje elemente iz grupe IIIA do VIIA sa uobičajenim valentnim elektronskim formulama iz ns 2 np 1 to ns 2 np 6 (p-elementi).
d-blok uključuje elemente od IIIB do IIB grupe sa zajedničkim valentnim elektronskim formulama iz ns 2 (n–1)d 1 to ns 2 (n–1)d 10 (d-elementi).
f-blok uključuje lantanide i aktinide ( f-elementi).

Elementi s- i str-blokovi formiraju A-grupe i elemente d-blok - B-grupa sistema hemijskih elemenata. Sve f-elementi su formalno uključeni u grupu IIIB.
Elementi prvog perioda - vodonik i helijum - su s-elementi i mogu se staviti u IA i IIA grupe. Ali helijum se češće stavlja u VIIIA grupu kao element sa kojim završava period, što je u potpunosti u skladu sa njegovim svojstvima (helijum je, kao i sve ostale jednostavne supstance koje formiraju elementi ove grupe, plemeniti gas). Vodik se često svrstava u VIIA grupu, jer su njegova svojstva mnogo bliža halogenima nego alkalnim elementima.
Svaki od perioda sistema počinje elementom koji ima valentnu konfiguraciju atoma ns 1, budući da upravo od ovih atoma počinje formiranje sljedećeg elektronskog sloja, a završava se elementom s valentnom konfiguracijom atoma ns 2 np 6 (osim prve trećine). Ovo olakšava identifikaciju grupa podnivoa u energetskom dijagramu koji su ispunjeni elektronima kod atoma svakog od perioda (slika 6.22). Uradite ovaj posao sa svim podnivoima prikazanim u kopiji koju ste napravili na slici 6.4. Podnivoi istaknuti na slici 6.22 (osim potpuno popunjenih d- i f-podnivoi) su valencija za atome svih elemenata datog perioda.
Izgled u periodima s-, str-, d- ili f-elementi su u potpunosti usklađeni sa redoslijedom punjenja s-, str-, d- ili f- podnivoi elektrona. Ova karakteristika sistema elemenata omogućava da se, znajući period i grupu, koja uključuje dati element, odmah zapiše njegovu elektronsku formulu valencije.

DUGOPERIODNA TABELA HEMIJSKIH ELEMENTA, BLOKOVA, PERIODA, GRUPA, ALKALNIH ELEMENTA, ZEMALJNOALKALNIH ELEMENTA, HALKOGENA, HALOGENA, ELEMENTA PLEMENIH GASOVA, LANTANOIDA, AKTINOIDA.
Zapišite opšte valentne elektronske formule atoma elemenata a) IVA i IVB grupe, b) IIIA i VIIB grupe?
2. Šta je zajedničko između elektronskih konfiguracija atoma elemenata A i B grupa? Po čemu se razlikuju?
3. Koliko grupa elemenata je uključeno u a) s-blok, b) R-blok, c) d-blok?
4. Nastaviti sliku 30 u pravcu povećanja energije podnivoa i odabrati grupe podnivoa koji su ispunjeni elektronima u 4., 5. i 6. periodu.
5. Navedite valentne podnivoe atoma a) kalcijuma, b) fosfora, c) titana, d) hlora, e) natrijuma. 6. Formulirajte kako se s-, p- i d-elementi razlikuju jedni od drugih.
7. Objasni zašto atom pripada nekom elementu određuje se brojem protona u jezgru, a ne masom ovog atoma.
8. Za atome litijuma, aluminijuma, stroncijuma, selena, gvožđa i olova napraviti valentne, potpune i skraćene elektronske formule i nacrtati energetske dijagrame valentnih podnivoa. 9. Atomi čiji elementi odgovaraju sljedećim valentnim elektronskim formulama: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2 s 2 2 str 6 , 5s 2 5str 2 , 5s 2 4d 2 ?

6.10. Vrste elektronskih formula atoma. Algoritam za njihovu kompilaciju

Za različite svrhe, moramo znati ili punu ili valentnu konfiguraciju atoma. Svaka od ovih elektronskih konfiguracija može biti predstavljena i formulom i energetskim dijagramom. To je, kompletna elektronska konfiguracija atoma izraženo punu elektronsku formulu atoma, ili puni energetski dijagram atoma. sa svoje strane, valentna elektronska konfiguracija atoma izraženo valence(ili, kako se to često naziva, " kratko ") elektronska formula atoma, ili dijagram valentnih podnivoa atoma(Sl. 6.23).

Prethodno smo pravili elektronske formule atoma koristeći redne brojeve elemenata. Istovremeno smo odredili redoslijed punjenja podnivoa elektronima prema energetskom dijagramu: 1 s, 2s, 2str, 3s, 3str, 4s, 3d, 4str, 5s, 4d, 5str, 6s, 4f, 5d, 6str, 7s i tako dalje. I samo zapisujući punu elektronsku formulu, mogli bismo zapisati i formulu valencije.
Pogodnije je napisati valentnu elektronsku formulu atoma, koja se najčešće koristi, na osnovu položaja elementa u sistemu hemijskih elemenata, prema koordinatama period-grupe.
Razmotrimo detaljno kako se to radi za elemente s-, str- i d-blokovi.
Za elemente s-blok valentna elektronska formula atoma sastoji se od tri znaka. Generalno, može se napisati ovako:

Na prvom mjestu (na mjestu velike ćelije) je broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s-elektroni), a na trećem (u superskriptu) - broj grupe (jednak broju valentnih elektrona). Uzimajući kao primjer atom magnezija (3. period, grupa IIA), dobijamo:

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

Ovdje se, umjesto velikih ćelija, također stavlja broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s- i str-elektrona), a broj grupe (jednak broju valentnih elektrona) ispada jednak zbiru superskriptova. Za atom kiseonika (2. period, VIA grupa) dobijamo:

2s 2 2str 4 .

Valentna elektronska formula većine elemenata d blok se može napisati ovako:

Kao iu prethodnim slučajevima, ovdje se umjesto prve ćelije stavlja broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s-elektroni). Ispostavilo se da je broj u drugoj ćeliji jedan manji, budući da je njihov glavni kvantni broj d-elektroni. Broj grupe ovdje je također jednak zbiru indeksa. Primjer je valentna elektronska formula titanijuma (4. period, IVB grupa): 4 s 2 3d 2 .

Broj grupe jednak je zbroju indeksa i za elemente VIB grupe, ali oni, kao što se sjećate, na valentnosti s-podnivo ima samo jedan elektron i opću valentnu elektronsku formulu ns 1 (n–1)d 5 . Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, molibdena (5. period) 5 s 1 4d 5 .
Također je lako napraviti valentnu elektronsku formulu bilo kojeg elementa IB grupe, na primjer zlata (6. period)>–>6 s 1 5d 10, ali u ovom slučaju morate to zapamtiti d- elektroni atoma elemenata ove grupe i dalje ostaju valentni, a neki od njih mogu sudjelovati u formiranju kemijskih veza.
Opća valentna elektronska formula atoma elemenata grupe IIB je - ns 2 (n – 1)d deset . Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, atoma cinka 4 s 2 3d 10 .
Valentne elektronske formule elemenata prve trijade (Fe, Co i Ni) također se pridržavaju općih pravila. Gvožđe, element grupe VIIIB, ima valentnu elektronsku formulu 4 s 2 3d 6. Atom kobalta ima jedan d-više elektrona (4 s 2 3d 7), dok atom nikla ima dva (4 s 2 3d 8).
Koristeći samo ova pravila za pisanje valentnih elektronskih formula, nemoguće je sastaviti elektronske formule atoma nekih d-elementi (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), budući da kod njih, zbog sklonosti ka visokosimetričnim elektronskim ljuskama, punjenje valentnih podnivoa elektronima ima neke dodatne karakteristike.
Poznavajući valentnu elektronsku formulu, može se zapisati i kompletna elektronska formula atoma (vidi dolje).
Često, umjesto glomaznih potpunih elektronskih formula, oni zapisuju skraćene elektronske formule atomi. Za njihovo sastavljanje u elektronsku formulu odabiru se svi elektroni atoma osim valentnih, njihovi simboli se stavljaju u uglaste zagrade i dio elektronske formule koji odgovara elektronskoj formuli atoma posljednjeg elementa prethodnog period (element koji formira plemeniti gas) je zamenjen simbolom ovog atoma.

Primjeri elektronskih formula različitih tipova prikazani su u tabeli 14.

Tabela 14 Primjeri elektronskih formula atoma

	Elektronske formule
		skraćeno	Valence
	1s 2 2s 2 2str 3	2s 2 2str 3	2s 2 2str 3
	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 5	3s 2 3str 5	3s 2 3str 5
	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 5	4s 2 3d 5	4s 2 3d 5
	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 3	4s 2 4str 3	4s 2 4str 3
	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6	4s 2 4str 6	4s 2 4str 6

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

№ operacije	Operacija	Rezultat
	Odredite koordinate atoma u tabeli elemenata.	Period 5, grupa VIIA
	Napišite valentnu elektronsku formulu.	5s 2 5str 5
	Dodajte simbole unutrašnjih elektrona onim redom kojim ispunjavaju podnivoe.	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 10 4str 6 5s 2 4d 10 5str 5
	Uzimajući u obzir smanjenje energije potpuno napunjenog d- i f- podnivoa, zapišite punu elektronsku formulu.
	Označite valentne elektrone.	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6 4d 10 5s 2 5str 5
	Odaberite elektronsku konfiguraciju prethodnog atoma plemenitog plina.
	Zapišite skraćenu elektronsku formulu, kombinujući sve u uglastim zagradama nevalentni elektrona.	5s 2 5str 5

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

KOMPLETNA ELEKTRONSKA FORMULA, VALENTNA ELEKTRONSKA FORMULA, skraćeno ELEKTRONSKA FORMULA, ALGORITAM ZA SASTAVLJANJE ELEKTRONSKE FORMULE ATOMA.
1. Sastavite valentnu elektronsku formulu atoma elementa a) drugi period treće A grupe, b) treći period druge A grupe, c) četvrti period četvrte A grupe.
2. Napravite skraćene elektronske formule od atoma magnezijuma, fosfora, kalijuma, gvožđa, broma i argona.

6.11. Tabela kratkih perioda hemijskih elemenata

Tokom više od 100 godina koliko je prošlo od otkrića prirodnog sistema elemenata, predloženo je nekoliko stotina najraznovrsnijih tabela koje grafički odražavaju ovaj sistem. Od njih, pored dugoperiodne tabele, najčešće se koristi takozvana kratkoperiodična tabela elemenata D. I. Mendeljejeva. Kratkoperiodna tabela se dobija iz dugoperiodne, ako se 4., 5., 6. i 7. periodi iseku ispred elemenata IB grupe, razdvoje i dobijeni redovi dodaju na isti način kao što smo mi dodao periode ranije. Rezultat je prikazan na slici 6.24.

Pod glavnim stolom se ovdje nalaze i lantanidi i aktinidi.

AT grupe ova tabela sadrži elemente čiji atomi imaju isti broj valentnih elektrona bez obzira na kojim orbitalama se nalaze ti elektroni. Dakle, elementi hlor (tipični element koji formira nemetal; 3 s 2 3str 5) i mangan (element koji formira metal; 4 s 2 3d 5), ne posjedujući sličnost elektronskih ljuski, spadaju ovdje u istu sedmu grupu. Potreba za razlikovanjem takvih elemenata čini neophodnim izdvajanje u grupe podgrupe: main- analozi A-grupa dugoperiodnog stola i nuspojave su analozi B-grupa. Na slici 34 simboli elemenata glavnih podgrupa su pomaknuti ulijevo, a simboli elemenata sekundarnih podgrupa udesno.
Istina, takav raspored elemenata u tabeli ima i svoje prednosti, jer broj valentnih elektrona prvenstveno određuje valentne sposobnosti atoma.
Tabela dugog perioda odražava zakone elektronske strukture atoma, sličnost i obrasce promjena svojstava jednostavnih supstanci i spojeva po grupama elemenata, pravilnu promjenu niza fizičkih veličina koje karakteriziraju atome, jednostavne tvari i spojeve. kroz sistem elemenata i još mnogo toga. Tabela kratkog perioda je manje pogodna u ovom pogledu.

TABELA ZA KRATKI PERIOD, GLAVNE PODGRUPE, SEKUNDARNE PODGRUPE.
1. Pretvorite dugoperiodnu tabelu koju ste sagradili iz prirodnog niza elemenata u tablicu kratkog perioda. Izvršite obrnutu transformaciju.
2. Da li je moguće napraviti opštu valentnu elektronsku formulu atoma elemenata jedne grupe tablice kratkog perioda? Zašto?

6.12. Veličine atoma. Orbitalni radijusi

.

Atom nema jasne granice. Šta se smatra veličinom izolovanog atoma? Jezgro atoma je okruženo elektronskom ljuskom, a ljuska se sastoji od elektronskih oblaka. Veličina EO karakterizira radijus r oo. Svi oblaci u vanjskom sloju imaju približno isti radijus. Stoga se veličina atoma može okarakterizirati ovim radijusom. To se zove orbitalni radijus atoma(r 0).

Vrijednosti orbitalnih radijusa atoma date su u Dodatku 5.
Radijus EO zavisi od naboja jezgra i na kojoj se orbiti nalazi elektron koji formira ovaj oblak. Posljedično, orbitalni radijus atoma također ovisi o istim karakteristikama.
Razmotrimo elektronske ljuske atoma vodika i helijuma. I u atomu vodika i u atomu helija, elektroni se nalaze na 1 s-AO, a njihovi oblaci bi imali istu veličinu da su naboji jezgara ovih atoma isti. Ali naboj jezgra atoma helija je dvostruko veći od naboja jezgra atoma vodika. Prema Coulombovom zakonu, sila privlačenja koja djeluje na svaki od elektrona atoma helijuma je dvostruko veća od sile privlačenja elektrona na jezgro atoma vodika. Prema tome, radijus atoma helijuma mora biti mnogo manji od radijusa atoma vodika. i tu je: r 0 (On) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litija ima vanjski elektron na 2 s-AO, odnosno formira oblak drugog sloja. Naravno, njegov radijus bi trebao biti veći. stvarno: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomi preostalih elemenata drugog perioda imaju vanjske elektrone (i 2 s, i 2 str) smješteni su u isti drugi elektronski sloj, a naboj jezgra ovih atoma raste sa povećanjem serijskog broja. Elektroni su jače privučeni jezgrom i, prirodno, radijusi atoma se smanjuju. Mogli bismo ponoviti ove argumente za atome elemenata drugih perioda, ali uz jedno pojašnjenje: orbitalni radijus monotono opada samo kada je svaki od podnivoa popunjen.
Ali ako zanemarimo pojedinosti, onda je opća priroda promjene veličine atoma u sistemu elemenata sljedeća: s povećanjem serijskog broja u periodu, orbitalni radijusi atoma se smanjuju, a u grupi oni se povećavaju. Najveći atom je atom cezija, a najmanji atom helija, ali od atoma elemenata koji formiraju hemijska jedinjenja (helijum i neon ih ne formiraju), najmanji je atom fluora.
Većina atoma elemenata, koji stoje u prirodnom nizu nakon lantanida, imaju orbitalne radijuse nešto manje nego što bi se očekivalo, na osnovu općih zakona. To je zbog činjenice da se 14 lantanida nalazi između lantana i hafnijuma u sistemu elemenata, pa je, shodno tome, nuklearni naboj atoma hafnija 14 e više od lantana. Stoga su vanjski elektroni ovih atoma privučeni jezgrom jače nego što bi bili privučeni u odsustvu lantanida (ovaj efekat se često naziva "kontrakcija lantanida").
Imajte na umu da pri prelasku sa atoma elemenata grupe VIIIA na atome elemenata grupe IA, radijus orbite se naglo povećava. Shodno tome, naš izbor prvih elemenata svakog perioda (vidi § 7) se pokazao ispravnim.

ORBITALNI RADIJUS ATOMA, NJEGOVA PROMJENA U SISTEMU ELEMENATA.
1. Prema podacima datim u Dodatku 5, iscrtati na milimetarskom papiru zavisnost orbitalnog radijusa atoma od serijskog broja elementa za elemente sa Z od 1 do 40. Dužina horizontalne ose je 200 mm, dužina vertikalne ose je 100 mm.
2. Kako možete okarakterizirati izgled rezultirajuće isprekidane linije?

6.13. Energija jonizacije atoma

Ako elektronu u atomu date dodatnu energiju (kako se to radi naučit ćete iz kursa fizike), onda elektron može otići u drugi AO, odnosno atom će završiti u uzbuđeno stanje. Ovo stanje je nestabilno i elektron će se skoro odmah vratiti u prvobitno stanje, a višak energije će se osloboditi. Ali ako je energija data elektronu dovoljno velika, elektron se može potpuno odvojiti od atoma, dok atom jonizovan, odnosno pretvara se u pozitivno nabijeni ion ( kation). Energija potrebna za ovo se zove energija jonizacije atoma(E i).

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

Molarna energija jonizacije pokazuje koja je najmanja energija potrebna da se 1 mol elektrona odvoji od 1 mola atoma (jedan elektron od svakog atoma). Ova vrijednost se obično mjeri u kilodžulima po molu. Vrijednosti molarne energije ionizacije prvog elektrona za većinu elemenata date su u Dodatku 6.
Kako energija jonizacije atoma zavisi od položaja elementa u sistemu elemenata, odnosno kako se menja u grupi i periodu?
U fizičkom smislu, energija ionizacije jednaka je radu koji se mora potrošiti da bi se savladala sila privlačenja elektrona prema atomu kada se elektron pomjera od atoma na beskonačnu udaljenost od njega.

gdje q je naelektrisanje elektrona, Q je naboj kationa koji ostaje nakon uklanjanja elektrona, i r o je orbitalni radijus atoma.

I q, i Q su konstantne vrijednosti, i može se zaključiti da je rad odvajanja elektrona ALI, a sa njim i energija jonizacije E i, obrnuto su proporcionalne orbitalnom radijusu atoma.
Nakon analize vrijednosti orbitalnih radijusa atoma različitih elemenata i odgovarajućih vrijednosti energije ionizacije datih u prilozima 5 i 6, možete vidjeti da je odnos između ovih vrijednosti blizak proporcionalnom, ali donekle drugačiji od njega. Razlog zašto se naš zaključak ne slaže dobro s eksperimentalnim podacima je taj što smo koristili vrlo grub model koji ne uzima u obzir mnoge značajne faktore. Ali čak nam je i ovaj grubi model omogućio da izvučemo ispravan zaključak da se s povećanjem orbitalnog radijusa energija ionizacije atoma smanjuje i, obrnuto, sa smanjenjem radijusa, povećava.
Budući da se orbitalni radijus atoma smanjuje u periodu s povećanjem serijskog broja, energija ionizacije raste. U grupi, kako se atomski broj povećava, orbitalni radijus atoma se u pravilu povećava, a energija ionizacije opada. Najveća molarna energija jonizacije je u najmanjim atomima, atomima helijuma (2372 kJ/mol), a od atoma sposobnih za formiranje hemijskih veza, u atomima fluora (1681 kJ/mol). Najmanji je za najveće atome, atome cezija (376 kJ/mol). U sistemu elemenata, smjer povećanja energije jonizacije može se shematski prikazati na sljedeći način:

U hemiji je važno da energija ionizacije karakterizira sklonost atoma da donira "svoje" elektrone: što je energija ionizacije veća, atom je manje sklon da donira elektrone, i obrnuto.

Pobuđeno stanje, jonizacija, katjon, energija jonizacije, molarna energija jonizacije, promjena energije jonizacije u sistemu elemenata.
1. Koristeći podatke date u Dodatku 6, odredite koliko energije trebate potrošiti da otkinete jedan elektron od svih atoma natrijuma ukupne mase 1 g.
2. Koristeći podatke date u Dodatku 6, odredite koliko je puta više energije potrebno potrošiti da se jedan elektron odvoji od svih atoma natrijuma mase 3 g nego od svih atoma kalija iste mase. Zašto se ovaj omjer razlikuje od omjera molarnih energija jonizacije istih atoma?
3. Prema podacima datim u Dodatku 6, nacrtati zavisnost molarne energije jonizacije od serijskog broja za elemente sa Z od 1 do 40. Dimenzije grafikona su iste kao u zadatku iz prethodnog stava. Pogledajte da li ovaj grafikon odgovara izboru "perioda" sistema elemenata.

6.14. Energija afiniteta elektrona

.

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

U praksi, kao iu slučaju energije ionizacije, obično se koristi odgovarajuća molarna količina - molarna energija afiniteta elektrona().

Molarna energija afiniteta elektrona pokazuje kolika je energija koja se oslobađa kada se jedan mol elektrona doda jednom molu neutralnih atoma (jedan elektron svakom atomu). Kao i molarna energija jonizacije, ova količina se također mjeri u kilodžulima po molu.
Na prvi pogled može izgledati da se energija u ovom slučaju ne bi trebala oslobađati, jer je atom neutralna čestica, a između neutralnog atoma i negativno nabijenog elektrona ne postoje elektrostatičke sile privlačenja. Naprotiv, približavajući se atomu, elektron bi, čini se, trebao biti odbijen od strane istih negativno nabijenih elektrona koji formiraju elektronsku ljusku. U stvari, to nije istina. Zapamtite da li ste ikada imali posla sa atomskim hlorom. Naravno da ne. Na kraju krajeva, postoji samo na veoma visokim temperaturama. Čak i stabilniji molekularni klor praktički se ne nalazi u prirodi - ako je potrebno, mora se dobiti kemijskim reakcijama. I morate stalno imati posla sa natrijum hloridom (običnom soli). Na kraju krajeva, kuhinjsku so osoba svakodnevno konzumira uz hranu. I to je prilično uobičajeno u prirodi. Ali na kraju krajeva, kuhinjska so sadrži hloridne ione, odnosno atome hlora koji imaju po jedan "dodatni" elektron. Jedan od razloga za ovu prevalenciju hloridnih jona je taj što atomi hlora imaju tendenciju vezivanja elektrona, odnosno kada se hloridni joni formiraju od atoma hlora i elektrona, oslobađa se energija.
Jedan od razloga za oslobađanje energije vam je već poznat - povezan je s povećanjem simetrije elektronske ljuske atoma klora tokom prelaska na jednostruki naboj. anion. Istovremeno, kao što se sjećate, energija 3 str- podnivo se smanjuje. Postoje i drugi složeniji razlozi.
Zbog činjenice da više faktora utiče na vrednost energije afiniteta elektrona, priroda promene ove vrednosti u sistemu elemenata je mnogo složenija od prirode promene energije jonizacije. U to se možete uvjeriti analizirajući tabelu datu u Dodatku 7. Ali budući da je vrijednost ove veličine određena, prije svega, istom elektrostatičkom interakcijom kao i vrijednosti energije jonizacije, onda je njena promjena u sistemu elemenata (barem u A- grupama) općenito je slična promjeni energije jonizacije, odnosno energija afiniteta elektrona u grupi opada, a u periodu raste. Maksimalna je kod atoma fluora (328 kJ/mol) i hlora (349 kJ/mol). Priroda promjene energije afiniteta elektrona u sistemu elemenata liči na prirodu promjene energije jonizacije, odnosno smjer povećanja energije afiniteta elektrona može se shematski prikazati na sljedeći način:

2. Na istoj skali duž horizontalne ose kao u prethodnim zadacima nacrtati zavisnost molarne energije afiniteta elektrona od serijskog broja za atome elemenata sa Z od 1 do 40 koristeći aplikaciju 7.
3. Koje je fizičko značenje energija negativnog afiniteta elektrona?
4. Zašto od svih atoma elemenata 2. perioda samo berilij, dušik i neon imaju negativne vrijednosti molarne energije afiniteta elektrona?

6.15. Sklonost atoma da donira i dobije elektrone

Već znate da sklonost atoma da donira svoje i prihvati strane elektrone zavisi od njegovih energetskih karakteristika (energija jonizacije i energija afiniteta elektrona). Koji atomi su skloniji da doniraju svoje elektrone, a koji su skloniji da prihvate strance?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, sumiramo u tabeli 15 sve što znamo o promeni ovih sklonosti u sistemu elemenata.

Tabela 15

Sada razmislite koliko elektrona atom može dati.
Prvo, u hemijskim reakcijama atom može donirati samo valentne elektrone, jer je energetski izuzetno nepovoljno donirati ostatak. Drugo, atom "lako" daje (ako je nagnut) samo prvi elektron, drugi elektron daje mnogo teže (2-3 puta), a treći još teže (4-5 puta). Na ovaj način, atom može donirati jedan, dva i, mnogo rjeđe, tri elektrona.
Koliko elektrona atom može prihvatiti?
Prvo, u hemijskim reakcijama, atom može prihvatiti elektrone samo do valentnih podnivoa. Drugo, do oslobađanja energije dolazi tek kada je spojen prvi elektron (a to nije uvijek slučaj). Dodatak drugog elektrona je uvijek energetski nepovoljan, a još više za treći. ipak, atom može dodati jedan, dva i (vrlo rijetko) tri elektrona, po pravilu, onoliko koliko mu nedostaje da popuni svoje valentne podnivoe.
Troškovi energije ioniziranja atoma i vezivanja drugog ili trećeg elektrona na njih kompenziraju se energijom koja se oslobađa tijekom formiranja kemijskih veza. 4. Kako se mijenja elektronska ljuska atoma kalija, kalcija i skandijuma kada doniraju svoje elektrone? Navedite jednadžbe za trzaj elektrona atomima i skraćene elektronske formule atoma i jona.
5. Kako se mijenja elektronska ljuska atoma hlora, sumpora i fosfora kada pridruže strane elektrone? Navedite jednadžbe adicije elektrona i skraćene elektronske formule atoma i jona.
6. Koristeći Dodatak 7, odredite koja će se energija osloboditi kada se elektroni vežu za sve atome natrijuma ukupne mase 1 g.
7. Koristeći Dodatak 7, odredite koju energiju treba utrošiti da bi se odvojili "dodatni" elektroni od 0,1 mol Br– jona?

Elektronska konfiguracija atom je numerički prikaz njegovih elektronskih orbitala. Elektronske orbitale su područja različitih oblika smještena oko atomskog jezgra, u kojima je matematički vjerovatno da će se naći elektron. Elektronska konfiguracija pomaže čitatelju da brzo i jednostavno kaže koliko elektronskih orbitala ima atom, kao i da odredi broj elektrona u svakoj orbitali. Nakon čitanja ovog članka, savladat ćete metodu sastavljanja elektroničkih konfiguracija.

Koraci

Distribucija elektrona pomoću periodnog sistema D. I. Mendeljejeva

Pronađite atomski broj svog atoma. Svaki atom ima određeni broj elektrona povezanih s njim. Pronađite simbol za svoj atom u periodnom sistemu. Atomski broj je pozitivan cijeli broj koji počinje od 1 (za vodonik) i povećava se za jedan za svaki sljedeći atom. Atomski broj je broj protona u atomu, pa je stoga i broj elektrona u atomu s nultim nabojem.

Odredite naboj atoma. Neutralni atomi će imati isti broj elektrona kao što je prikazano u periodičnoj tabeli. Međutim, nabijeni atomi će imati više ili manje elektrona, ovisno o veličini njihovog naboja. Ako radite s nabijenim atomom, dodajte ili oduzmite elektrone na sljedeći način: dodajte jedan elektron za svaki negativni naboj i oduzmite jedan za svaki pozitivan naboj.

• Na primjer, atom natrija s nabojem od -1 imat će dodatni elektron pored toga na svoj osnovni atomski broj od 11. Drugim riječima, atom će imati ukupno 12 elektrona.
• Ako govorimo o atomu natrija s nabojem od +1, jedan elektron se mora oduzeti od osnovnog atomskog broja 11. Dakle, atom će imati 10 elektrona.

1. Zapamtite osnovnu listu orbitala. Kako se broj elektrona u atomu povećava, oni ispunjavaju različite podnivoe elektronske ljuske atoma prema određenom nizu. Svaki podnivo elektronske ljuske, kada je popunjen, sadrži paran broj elektrona. Postoje sljedeći podnivoi:

   Shvatite elektronski zapis o konfiguraciji. Elektronske konfiguracije su zapisane kako bi se jasno odrazio broj elektrona u svakoj orbitali. Orbitale se pišu sekvencijalno, pri čemu je broj atoma u svakoj orbitali napisan kao superscript desno od naziva orbite. Završena elektronska konfiguracija ima oblik niza oznaka podnivoa i superskripta.

   • Evo, na primjer, najjednostavnije elektronske konfiguracije: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ova konfiguracija pokazuje da postoje dva elektrona na podnivou 1s, dva elektrona na podnivou 2s i šest elektrona na podnivou 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elektrona ukupno. Ovo je elektronska konfiguracija neutralnog atoma neona (atomski broj neona je 10).

2. Zapamtite redosled orbitala. Imajte na umu da su orbitale elektrona numerirane rastućim redoslijedom broja elektronske ljuske, ali su raspoređene uzlaznim energetskim redom. Na primjer, popunjena 4s 2 orbitala ima manju energiju (ili manju pokretljivost) od djelomično ispunjena ili ispunjena 3d 10, tako da se 4s orbitala upisuje prva. Jednom kada znate redosled orbitala, lako ih možete popuniti prema broju elektrona u atomu. Redoslijed kojim se popunjavaju orbitale je sljedeći: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektronska konfiguracija atoma u kojoj su sve orbitale popunjene imat će sljedeći oblik: 10 7p 6
   • Imajte na umu da je gornja notacija, kada su sve orbite popunjene, elektronska konfiguracija elementa Uuo (ununoctium) 118, atoma s najvišim brojem u periodnom sistemu. Stoga ova elektronska konfiguracija sadrži sve trenutno poznate elektronske podnivoe neutralno nabijenog atoma.

3. Popunite orbitale prema broju elektrona u vašem atomu. Na primjer, ako želimo da zapišemo elektronsku konfiguraciju neutralnog atoma kalcija, moramo početi traženjem njegovog atomskog broja u periodnom sistemu. Njegov atomski broj je 20, pa ćemo konfiguraciju atoma sa 20 elektrona zapisati prema gore navedenom redoslijedu.

   • Popunite orbitale gore navedenim redoslijedom dok ne dođete do dvadesetog elektrona. Prva 1s orbitala će imati dva elektrona, 2s orbitala će također imati dva, 2p orbitala će imati šest, 3s orbitala će imati dva, 3p orbitala će imati 6, a 4s orbitala će imati 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Drugim riječima, elektronska konfiguracija kalcija ima oblik: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Imajte na umu da su orbitale u rastućem redoslijedu energije. Na primjer, kada ste spremni da pređete na 4. energetski nivo, onda prvo zapišite 4s orbitalu, i onda 3d. Nakon četvrtog energetskog nivoa prelazi se na peti, gdje se ponavlja isti redoslijed. To se dešava tek nakon trećeg energetskog nivoa.

4. Koristite periodni sistem kao vizuelni znak. Verovatno ste već primetili da oblik periodnog sistema odgovara redosledu elektronskih podnivoa u elektronskim konfiguracijama. Na primjer, atomi u drugom stupcu s lijeve strane uvijek završavaju na "s 2", dok se atomi na desnoj ivici tankog srednjeg dijela uvijek završavaju na "d 10", i tako dalje. Koristite periodni sistem kao vizuelni vodič za pisanje konfiguracija - pošto redosled kojim dodajete orbitale odgovara vašoj poziciji u tabeli. Pogledajte ispod:

   • Konkretno, dvije krajnje lijeve kolone sadrže atome čije elektronske konfiguracije završavaju s-orbitalama, desni blok tablice sadrži atome čije konfiguracije završavaju na p-orbitalama, a na dnu atoma završavaju na f-orbitalama.
   • Na primjer, kada zapišete elektronsku konfiguraciju hlora, razmislite ovako: "Ovaj atom se nalazi u trećem redu (ili "periodi") periodnog sistema. Također se nalazi u petoj grupi orbitalnog bloka p periodnog sistema. Stoga će se njegova elektronska konfiguracija završiti sa ..3p 5
   • Imajte na umu da elementi u d i f orbitalnim regijama tabele imaju nivoe energije koji ne odgovaraju periodu u kojem se nalaze. Na primjer, prvi red bloka elemenata sa d-orbitalama odgovara 3d orbitalama, iako se nalazi u 4. periodu, a prvi red elemenata sa f-orbitalama odgovara 4f orbitali, uprkos činjenici da je nalazi se u 6. periodu.

5. Naučite skraćenice za pisanje dugih elektronskih konfiguracija. Atomi na desnoj strani periodnog sistema se nazivaju plemenitih gasova. Ovi elementi su hemijski veoma stabilni. Da biste skratili proces pisanja dugih elektronskih konfiguracija, jednostavno napišite u uglastim zagradama hemijski simbol za najbliži plemeniti plin s manje elektrona od vašeg atoma, a zatim nastavite pisati elektronsku konfiguraciju sljedećih orbitalnih nivoa. Pogledajte ispod:

   • Da bismo razumjeli ovaj koncept, bit će korisno napisati primjer konfiguracije. Napišimo konfiguraciju cinka (atomski broj 30) koristeći kraticu plemenitog plina. Kompletna konfiguracija cinka izgleda ovako: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Međutim, vidimo da je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 elektronska konfiguracija argona, plemenitog plina. Jednostavno zamijenite dio elektronske konfiguracije cinka hemijskim simbolom za argon u uglastim zagradama (.)
   • Dakle, elektronska konfiguracija cinka, napisana u skraćenom obliku, je: 4s 2 3d 10 .
   • Imajte na umu da ako pišete elektronsku konfiguraciju plemenitog plina, recimo argona, ne možete pisati! Mora se koristiti skraćenica plemenitog gasa ispred ovog elementa; za argon će biti neon ().

   Korištenje ADOMAH periodnog sistema

   1. Savladajte ADOMAH periodni sistem. Ova metoda snimanja elektronske konfiguracije ne zahtijeva memorisanje, ali zahtijeva modificiranu periodnu tablicu, jer u tradicionalnom periodnom sistemu, počevši od četvrtog perioda, broj perioda ne odgovara elektronskoj ljusci. Pronađite ADOMAH periodni sistem, poseban tip periodnog sistema koji je dizajnirao naučnik Valery Zimmerman. Lako je pronaći uz kratku internet pretragu.

      • U periodnom sistemu ADOMAH, horizontalni redovi predstavljaju grupe elemenata kao što su halogeni, plemeniti gasovi, alkalni metali, zemnoalkalni metali, itd. Vertikalne kolone odgovaraju elektronskim nivoima, a tzv. "kaskade" (dijagonalne linije koje povezuju blokove s, p, d i f) odgovaraju periodima.
      • Helij se premješta u vodonik, jer oba ova elementa karakterizira 1s orbitala. Blokovi perioda (s,p,d i f) prikazani su na desnoj strani, a brojevi nivoa su dati na dnu. Elementi su predstavljeni u kutijama označenim brojevima od 1 do 120. Ovi brojevi su uobičajeni atomski brojevi, koji predstavljaju ukupan broj elektrona u neutralnom atomu.

   2. Pronađite svoj atom u tabeli ADOMAH. Da biste zapisali elektronsku konfiguraciju elementa, pronađite njegov simbol u ADOMAH periodičnoj tablici i precrtajte sve elemente s većim atomskim brojem. Na primjer, ako trebate zapisati elektronsku konfiguraciju erbija (68), precrtajte sve elemente od 69 do 120.

      • Obratite pažnju na brojeve od 1 do 8 u osnovi tabele. Ovo su elektronski brojevi nivoa ili brojevi kolona. Zanemarite stupce koji sadrže samo precrtane stavke. Za erbijum ostaju kolone sa brojevima 1,2,3,4,5 i 6.

   3. Izbrojite orbitalne podnivoe do vašeg elementa. Gledajući simbole blokova prikazane desno od tabele (s, p, d i f) i brojeve kolona prikazane na dnu, zanemarite dijagonalne linije između blokova i razbijte kolone u blok-kolone, navodeći ih u red odozdo prema gore. I opet, zanemarite blokove u kojima su svi elementi precrtani. Napišite blokove stupaca počevši od broja stupca praćenog simbolom bloka, na ovaj način: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (za erbijum).

      • Napomena: Gornja elektronska konfiguracija Er je napisana uzlaznim redoslijedom broja elektroničkog podnivoa. Može se napisati i redoslijedom kojim se popunjavaju orbitale. Da biste to učinili, pratite kaskade odozdo prema gore, a ne kolone, kada pišete blokove stupaca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Izbrojite elektrone za svaki elektronski podnivo. Prebrojite elemente u svakom bloku stupaca koji nisu precrtani pripajanjem po jednog elektrona iz svakog elementa i upišite njihov broj pored simbola bloka za svaki blok stupca na sljedeći način: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . U našem primjeru, ovo je elektronska konfiguracija erbija.

   5. Budite svjesni neispravnih elektronskih konfiguracija. Postoji osamnaest tipičnih izuzetaka vezanih za elektronske konfiguracije atoma u najnižem energetskom stanju, koje se takođe nazivaju osnovno energetsko stanje. Oni se ne povinuju općem pravilu samo u posljednje dvije ili tri pozicije koje zauzimaju elektroni. U ovom slučaju, stvarna elektronska konfiguracija pretpostavlja da su elektroni u stanju niže energije u odnosu na standardnu ​​konfiguraciju atoma. Atomi izuzetaka uključuju:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) i cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Da biste pronašli atomski broj atoma kada je napisan u elektronskom obliku, jednostavno zbrojite sve brojeve koji slijede iza slova (s, p, d i f). Ovo radi samo za neutralne atome, ako imate posla s jonom neće raditi - morat ćete dodati ili oduzeti broj dodatnih ili izgubljenih elektrona.
   • Broj iza slova je superskript, nemojte pogriješiti u kontroli.
   • "Stabilnost polupopunjenog" podnivoa ne postoji. Ovo je pojednostavljenje. Svaka stabilnost koja se odnosi na "polu pune" podnivoe je zbog činjenice da je svaka orbitala zauzeta jednim elektronom, tako da je odbijanje između elektrona svedeno na minimum.
   • Svaki atom teži stabilnom stanju, a najstabilnije konfiguracije imaju popunjene podnivoe s i p (s2 i p6). Plemeniti gasovi imaju ovu konfiguraciju, tako da retko reaguju i nalaze se desno u periodnom sistemu. Stoga, ako se konfiguracija završi na 3p 4 , tada su joj potrebna dva elektrona da bi se postiglo stabilno stanje (potrebno je više energije da se izgubi šest, uključujući elektrone s nivoa, pa je četiri lakše izgubiti). A ako se konfiguracija završi u 4d 3 , tada treba izgubiti tri elektrona da bi dostigla stabilno stanje. Osim toga, polupopunjeni podnivoi (s1, p3, d5..) su stabilniji od, na primjer, p4 ili p2; međutim, s2 i p6 će biti još stabilniji.
   • Kada imate posla sa jonom, to znači da broj protona nije isti kao i broj elektrona. Naboj atoma u ovom slučaju će biti prikazan u gornjem desnom uglu (obično) hemijskog simbola. Dakle, atom antimona sa nabojem od +2 ima elektronsku konfiguraciju 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Imajte na umu da se 5p 3 promijenilo u 5p 1. Budite oprezni kada konfiguracija neutralnog atoma završava na podnivoima koji nisu s i p. Kada uzimate elektrone, možete ih uzeti samo iz valentnih orbitala (s i p orbitala). Stoga, ako se konfiguracija završi sa 4s 2 3d 7 i atom dobije +2 naboj, tada će konfiguracija završiti sa 4s 0 3d 7 . Imajte na umu da 3d 7 ne promjene, umjesto toga se gube elektroni s-orbitale.
   • Postoje uslovi kada je elektron primoran da "pređe na viši energetski nivo". Kada podnivou nedostaje jedan elektron da bi bio pola ili pun, uzmite jedan elektron s najbližeg s ili p podnivoa i premjestite ga na podnivo kojem je potreban elektron.
   • Postoje dvije opcije za pisanje elektronske konfiguracije. Mogu se pisati rastućim redoslijedom broja energetskih nivoa ili redoslijedom kojim su popunjene orbitale elektrona, kao što je gore prikazano za erbijum.
   • Također možete napisati elektronsku konfiguraciju elementa tako što ćete napisati samo valentnu konfiguraciju, koja je posljednji s i p podnivo. Dakle, valentna konfiguracija antimona će biti 5s 2 5p 3 .
   • Joni nisu isti. Sa njima je mnogo teže. Preskočite dva nivoa i pratite isti obrazac u zavisnosti od toga gde ste počeli i koliko je veliki broj elektrona.