6.6. Funktioner i den elektroniska strukturen av atomer av krom, koppar och några andra element

Om du noggrant tittade på bilaga 4 har du förmodligen märkt att för atomer av vissa grundämnen störs sekvensen av att fylla orbitaler med elektroner. Ibland kallas dessa kränkningar "undantag", men det är inte så - det finns inga undantag från naturens lagar!

Det första elementet med denna sjukdom är krom. Låt oss ta en närmare titt på dess elektroniska struktur (Fig. 6.16 A). Kromatomen har 4 s-det finns inte två undernivåer, som man kan förvänta sig, utan bara en elektron. Men vid 3 d-undernivå har fem elektroner, men denna undernivå fylls efter 4 s-undernivå (se fig. 6.4). För att förstå varför detta händer, låt oss titta på vad elektronmoln är 3 d-subnivå av denna atom.

Var och en av fem 3 d-moln i detta fall bildas av en elektron. Som du redan vet från § 4 i detta kapitel har det totala elektronmolnet av sådana fem elektroner en sfärisk form, eller, som man säger, sfäriskt symmetrisk. Enligt arten av fördelningen av elektrondensitet i olika riktningar liknar den 1 s-EO. Energin för den undernivå vars elektroner bildar ett sådant moln visar sig vara mindre än i fallet med ett mindre symmetriskt moln. I detta fall är orbitalenergin 3 d-subnivå är lika med energi 4 s-orbitaler. När symmetri bryts, till exempel när en sjätte elektron dyker upp, är orbitalens energi 3 d-subnivån blir återigen större än energi 4 s-orbitaler. Därför har manganatomen återigen en andra elektron vid 4 s-AO.
Det allmänna molnet på vilken undernivå som helst, fyllt med elektroner antingen till hälften eller helt, har sfärisk symmetri. Minskningen av energi i dessa fall är av generell karaktär och beror inte på om någon undernivå är halv eller helt fylld med elektroner. Och i så fall måste vi leta efter nästa kränkning i atomen i vars elektronskal den nionde "anländer" sist d-elektron. Kopparatomen har faktiskt 3 d-undernivå har 10 elektroner och 4 s- endast en undernivå (Fig. 6.16 b).
Minskningen av energin hos orbitalerna på en helt eller halvfylld undernivå orsakar ett antal viktiga kemiska fenomen, av vilka du kommer att bli bekant med några.

I kemi studeras som regel inte egenskaperna hos isolerade atomer, eftersom nästan alla atomer, när de ingår i olika ämnen, bildar kemiska bindningar. Kemiska bindningar bildas genom interaktion mellan atomers elektronskal. För alla atomer (utom väte) deltar inte alla elektroner i bildandet av kemiska bindningar: bor har tre av fem elektroner, kol har fyra av sex och till exempel barium har två av femtiosex. Dessa "aktiva" elektroner kallas valenselektroner.

Valenselektroner förväxlas ibland med extern elektroner, men det här är inte samma sak.

Elektroniska moln av yttre elektroner har en maximal radie (och ett maximalt värde på det huvudsakliga kvanttalet).

Det är de yttre elektronerna som i första hand deltar i bildningen av bindningar, om så bara för att när atomer närmar sig varandra kommer elektronmolnen som bildas av dessa elektroner i kontakt först och främst. Men tillsammans med dem kan vissa elektroner också delta i bildandet av en bindning. pre-extern(näst sista) lagret, men bara om de har en energi som inte skiljer sig mycket från energin hos de yttre elektronerna. Båda elektronerna i en atom är valenselektroner. (I lantanider och aktinider är även vissa "yttre" elektroner valens)
Valenselektronernas energi är mycket större än energin hos andra elektroner i atomen, och valenselektroner skiljer sig betydligt mindre i energi från varandra.
Yttre elektroner är alltid valenselektroner endast om atomen överhuvudtaget kan bilda kemiska bindningar. Heliumatomens båda elektroner är alltså externa, men de kan inte kallas valens, eftersom heliumatomen inte bildar några kemiska bindningar alls.
Valenselektroner upptar valens orbitaler, som i sin tur bildar valens undernivåer.

Som ett exempel, betrakta en järnatom, vars elektroniska konfiguration visas i fig. 6.17. Av elektronerna i en järnatom är det maximala huvudsakliga kvantantal ( n= 4) har bara två 4 s-elektron. Följaktligen är de de yttre elektronerna i denna atom. Järnatomens yttre orbitaler är alla orbitaler med n= 4, och de yttre undernivåerna är alla undernivåerna som bildas av dessa orbitaler, det vill säga 4 s-, 4sid-, 4d- och 4 f-EPU.
Yttre elektroner är alltid valenselektroner, därför 4 s-Järnatomens elektroner är valenselektroner. Och i så fall 3 d-elektroner med något högre energi kommer också att vara valenselektroner. På den yttre nivån av järnatomen, förutom de fyllda 4 s-AO det finns fortfarande 4 lediga sid-, 4d- och 4 f-AO. Alla av dem är externa, men endast 4 av dem är valens R-AO, eftersom energin hos de återstående orbitalerna är mycket högre, och förekomsten av elektroner i dessa orbitaler är inte fördelaktigt för järnatomen.

Alltså järnatomen
extern elektronisk nivå – fjärde,
externa undernivåer – 4 s-, 4sid-, 4d- och 4 f-EPU,
yttre orbitaler – 4 s-, 4sid-, 4d- och 4 f-AO,
yttre elektroner – två 4 s-elektron (4 s 2),
yttre elektroniska lagret – fjärde,
externt elektronmoln – 4 s-EO
valens undernivåer – 4 s-, 4sid-, och 3 d-EPU,
valens orbitaler – 4 s-, 4sid-, och 3 d-AO,
valenselektroner – två 4 s-elektron (4 s 2) och sex 3 d-elektroner (3 d 6).

Valenssubnivåer kan fyllas delvis eller helt med elektroner, eller så kan de förbli helt fria. När kärnladdningen ökar minskar energivärdena för alla undernivåer, men på grund av elektronernas interaktion med varandra minskar energin för olika undernivåer med olika "hastigheter". Energi helt fylld d- Och f-subnivåer minskar så mycket att de upphör att vara valens.

Som ett exempel, betrakta atomerna av titan och arsenik (Fig. 6.18).

När det gäller titanatom 3 d-EPU är bara delvis fylld med elektroner, och dess energi är större än energi 4 s-EPU och 3 d-elektroner är valens. Arsenikatomen har 3 d-EPU är helt fylld med elektroner, och dess energi är betydligt mindre än energin på 4 s-EPU, och därför 3 d-elektroner är inte valens.
I de givna exemplen analyserade vi valenselektronkonfiguration titan- och arsenikatomer.

En atoms valens elektroniska konfiguration avbildas som valenselektronformel, eller i formen energidiagram över valensundernivåer.

VALENSELEKTRONER, EXTERNA ELEKTRONER, VALENS EPU, VALENS AO, VALENSELEKTRONS KONFIGURATION AV EN ATOM, VALENSELEKTRONFORMEL, DIAGRAM FÖR VALENSDELNIVÅER.

1. På energidiagrammen du har sammanställt och i de fullständiga elektroniska formlerna för atomerna Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, ange de yttre och valenselektronerna. Skriv valens elektroniska formler för dessa atomer. På energidiagrammen markerar du de delar som motsvarar energidiagrammen för valensundernivåerna.
2. Vad har atomernas elektroniska konfigurationer gemensamt: a) Li och Na, B och Al, O och S, Ne och Ar; b) Zn och Mg, Sc och Al, Cr och S, Ti och Si; c) H och He, Li och O, K och Kr, Sc och Ga. Vilka är deras skillnader
3. Hur många valensundernivåer finns i elektronskalet av en atom av varje grundämne: a) väte, helium och litium, b) kväve, natrium och svavel, c) kalium, kobolt och germanium
4. Hur många valensorbitaler är helt fyllda i a) bor, b) fluor, c) natriumatom?
5. Hur många orbitaler med en oparad elektron har en atom: a) bor, b) fluor, c) järn
6. Hur många fria yttre orbitaler har manganatomen? Hur många fria valenser?
7.För nästa lektion, förbered en pappersremsa 20 mm bred, dela den i celler (20 × 20 mm) och applicera en naturlig serie av element (från väte till meitnerium) på denna remsa.
8.I varje cell, placera symbolen för elementet, dess atomnummer och valenselektronformel, som visas i Fig. 6.19 (använd bilaga 4).

Systematiseringen av kemiska grundämnen bygger på den naturliga serien av grundämnen Och principen om likhet mellan elektronskal deras atomer.
Du är redan bekant med den naturliga serien av kemiska grundämnen. Låt oss nu bekanta oss med principen om likhet med elektroniska skal.
Med tanke på de elektroniska valensformlerna för atomer i ERE, är det lätt att upptäcka att för vissa atomer skiljer de sig endast i värdena för det huvudsakliga kvanttalet. Till exempel, 1 s 1 för väte, 2 s 1 för litium, 3 s 1 för natrium, etc. Eller 2 s 2 2sid 5 för fluor, 3 s 2 3sid 5 för klor, 4 s 2 4sid 5 för brom, etc. Detta betyder att de yttre områdena av molnen av valenselektroner hos sådana atomer är mycket lika i form och skiljer sig endast i storlek (och, naturligtvis, elektrontäthet). Och om så är fallet, kan elektronmolnen för sådana atomer och motsvarande valenskonfigurationer kallas liknande. För atomer av olika grundämnen med liknande elektroniska konfigurationer kan vi skriva allmänna valens elektroniska formler: ns 1 i det första fallet och ns 2 n.p. 5 i tvåan. När du rör dig genom den naturliga serien av element kan du hitta andra grupper av atomer med liknande valenskonfigurationer.
Således, atomer med liknande valenselektronkonfigurationer finns regelbundet i den naturliga serien av element. Detta är principen om likhet med elektroniska skal.
Låt oss försöka identifiera typen av denna regelbundenhet. För att göra detta kommer vi att använda den naturliga serien av element du gjort.

ERE börjar med väte, vars valens elektroniska formel är 1 s 1 . På jakt efter liknande valenskonfigurationer skär vi den naturliga serien av element framför element med en vanlig valens elektronisk formel ns 1 (dvs före litium, före natrium, etc.). Vi fick de så kallade "perioderna" av elementen. Låt oss lägga till de resulterande "perioderna" så att de blir tabellrader (se fig. 6.20). Som ett resultat kommer endast atomer i de två första kolumnerna i tabellen att ha liknande elektroniska konfigurationer.

Låt oss försöka uppnå likheter mellan valens elektroniska konfigurationer i andra kolumner i tabellen. För att göra detta skär vi ut element från den 6:e och 7:e perioden med nummer 58 – 71 och 90 –103 (de fyller 4 f- och 5 f-sublevels) och placera dem under bordet. Vi kommer att flytta symbolerna för de återstående elementen horisontellt som visas i figuren. Efter detta kommer atomerna av element som finns i samma kolumn i tabellen att ha liknande valenskonfigurationer, som kan uttryckas med allmänna valens elektroniska formler: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 och så vidare tills ns 2 n.p. 6. Alla avvikelser från de allmänna valensformlerna förklaras av samma skäl som i fallet med krom och koppar (se avsnitt 6.6).

Som du kan se, genom att använda ERE och tillämpa principen om likhet mellan elektronskal, kunde vi systematisera kemiska element. Ett sådant system av kemiska element kallas naturlig, eftersom den enbart bygger på naturens lagar. Tabellen vi fick (fig. 6.21) är ett av sätten att grafiskt avbilda ett naturligt system av element och kallas långtidstabell över kemiska grundämnen.

PRINCIPEN OM LIKHET FÖR ELEKTRONHAL, NATURLIGT SYSTEM AV KEMISKA ELEMENT ("PERIODISKA" SYSTEM), TABELL ÖVER KEMISKA ELEMENT.

Låt oss ta en närmare titt på strukturen i långperiodtabellen för kemiska element.
Raderna i denna tabell, som du redan vet, kallas "perioder" av element. Perioderna är numrerade med arabiska siffror från 1 till 7. Den första perioden har bara två element. Den andra och tredje perioden, som innehåller åtta element vardera, kallas kort perioder. Den fjärde och femte perioden, som innehåller 18 element vardera, kallas lång perioder. Den sjätte och sjunde perioden, som innehåller 32 element vardera, kallas extra lång perioder.
Kolumnerna i denna tabell kallas grupper element. Gruppnummer anges med romerska siffror med latinska bokstäver A eller B.
Element i vissa grupper har sina egna gemensamma (grupp)namn: element i grupp IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkaliska grundämnen(eller alkalimetallelement); Grupp IIA-element (Ca, Sr, Ba och Ra) – alkaliska jordartsmetaller(eller alkaliska jordartsmetaller)(namnet "alkalimetaller" och alkaliska jordartsmetaller" hänvisar till enkla ämnen som bildas av motsvarande grundämnen och bör inte användas som namn på grupper av grundämnen); grundämnen VIA-grupp (O, S, Se, Te, Po) – kalkogener, grupp VIIA-element (F, Cl, Br, I, At) – halogener, grupp VIII-element (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – ädelgaselement.(Det traditionella namnet "ädelgaser" syftar också på enkla ämnen)
Elementen med serienummer 58 – 71 (Ce – Lu) vanligtvis placerade längst ner i tabellen kallas lantanider("efter lantan") och element med serienummer 90 – 103 (Th – Lr) – aktinider("följande sjöanemon"). Det finns en version av långperiodstabellen, där lantanider och aktinider inte skärs ut från ERE, utan stannar kvar på sina ställen under ultralånga perioder. Denna tabell kallas ibland ultralång period.
Den långa periodtabellen är uppdelad i fyra blockera(eller avsnitt).
s-block inkluderar element av IA- och IIA-grupper med vanliga elektroniska valensformler ns 1 och ns 2 (s-element).
r-block innehåller element från grupp IIIA till VIIIA med vanliga valens elektroniska formler från ns 2 n.p. 1 till ns 2 n.p. 6 (p-element).
d-Block innehåller element från grupp IIIB till IIB med vanliga valens elektroniska formler från ns 2 (n–1)d 1 till ns 2 (n–1)d 10 (d-element).
f-block inkluderar lantanider och aktinider ( f-element).

Element s- Och sid-block bildar A-grupper och element d-block – B-grupp av systemet av kemiska grundämnen. Allt f-element ingår formellt i grupp IIIB.
Grundämnena i den första perioden - väte och helium - är s-element och kan placeras i grupperna IA och IIA. Men helium placeras oftare i grupp VIIIA som grundämnet med vilket perioden slutar, vilket helt motsvarar dess egenskaper (helium, liksom alla andra enkla ämnen som bildas av elementen i denna grupp, är en ädelgas). Väte placeras ofta i grupp VIIA, eftersom dess egenskaper är mycket närmare halogener än alkaliska element.
Var och en av systemets perioder börjar med ett element som har en valenskonfiguration av atomer ns 1, eftersom det är från dessa atomer som bildandet av nästa elektroniska lager börjar och slutar med ett element med en valenskonfiguration av atomer ns 2 n.p. 6 (förutom den första perioden). Detta gör det enkelt att på energidiagrammet identifiera grupper av undernivåer fyllda med elektroner i atomer för varje period (Fig. 6.22). Gör det här arbetet med alla undernivåer som visas i kopian du gjorde av figur 6.4. Undernivåerna som är markerade i figur 6.22 (förutom helt ifyllda d- Och f-subnivåer) är valens för atomer av alla element i en given period.
Utseende i perioder s-, sid-, d- eller f-element motsvarar helt fyllningssekvensen s-, sid-, d- eller f-undernivåer med elektroner. Denna egenskap hos elementsystemet gör det möjligt att, med kännedom om perioden och gruppen som ett givet element tillhör, omedelbart skriva ner dess elektroniska valensformel.

LÅNGPERIODSTABEL ÖVER KEMISKA ELEMENT, BLOCK, PERIODER, GRUPPER, ALKALISKA ELEMENT, ALKALISKA JORDELEMENT, KALKOGENER, HALOGENER, ÄDELGASELEMENT, LANTANOIDER, AKTINOIDER.
Skriv ner de allmänna valens elektroniska formlerna för atomer av element i a) IVA- och IVB-grupper, b) IIIA- och VIIB-grupper?
2. Vad har de elektroniska konfigurationerna av atomer i element i grupperna A och B gemensamt? Hur skiljer de sig åt?
3. Hur många grupper av element ingår i a) s-block, b) R-block, c) d-blockera?
4.Fortsätt Figur 30 i riktning mot att öka energin för undernivåerna och markera grupper av undernivåer fyllda med elektroner i den 4:e, 5:e och 6:e perioden.
5. Lista valenssubnivåerna för a) kalcium, b) fosfor, c) titan, d) klor, e) natriumatomer. 6. Ange hur s-, p- och d-element skiljer sig från varandra.
7.Förklara varför medlemskapet av en atom i något grundämne bestäms av antalet protoner i kärnan och inte av denna atoms massa.
8. För atomer av litium, aluminium, strontium, selen, järn och bly, komponera valens, fullständiga och förkortade elektroniska formler och rita energidiagram över valensundernivåer. 9. Vilka elementatomer motsvarar följande elektroniska valensformler: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 sid 6 , 5s 2 5sid 2 , 5s 2 4d 2 ?

För olika ändamål behöver vi veta antingen den totala eller valenskonfigurationen för en atom. Var och en av dessa elektronkonfigurationer kan representeras av antingen en formel eller ett energidiagram. Det är, full elektronkonfiguration för en atomär uttryckt fullständig elektronisk formel för en atom, eller komplett energidiagram av en atom. I sin tur, valenselektronkonfiguration för en atomär uttryckt valens(eller som det ofta kallas, " kort") atomens elektroniska formel, eller diagram över valens undernivåer av en atom(Fig. 6.23).

Tidigare gjorde vi elektroniska formler för atomer med hjälp av grundämnenas atomnummer. Samtidigt bestämde vi sekvensen för att fylla undernivåer med elektroner enligt energidiagrammet: 1 s, 2s, 2sid, 3s, 3sid, 4s, 3d, 4sid, 5s, 4d, 5sid, 6s, 4f, 5d, 6sid, 7s och så vidare. Och bara genom att skriva ner den fullständiga elektroniska formeln kunde vi skriva ner valensformeln.
Det är bekvämare att skriva den elektroniska valensformeln för en atom, som oftast används, baserat på elementets position i systemet av kemiska element, med hjälp av periodgruppkoordinater.
Låt oss ta en närmare titt på hur detta görs för element s-, sid- Och d-block
För element s-blockvalens elektronisk formel för en atom består av tre symboler. I allmänhet kan det skrivas så här:

I första hand (i stället för den stora cellen) placeras periodnumret (lika med huvudkvanttalet för dessa s-elektroner), och på den tredje (upphöjd) - gruppnumret (lika med antalet valenselektroner). Med magnesiumatomen (3:e perioden, grupp IIA) som exempel får vi:

För element sid-blockvalens elektronisk formel för en atom består av sex symboler:

Här, i stället för de stora cellerna, placeras även periodnumret (lika med huvudkvanttalet för dessa s- Och sid-elektroner), och grupptalet (lika med antalet valenselektroner) visar sig vara lika med summan av de upphöjda. För syreatomen (2:a perioden, VIA-grupp) får vi:

2s 2 2sid 4 .

Valens elektronisk formel för de flesta element d-block kan skrivas så här:

Som i tidigare fall, här istället för den första cellen sätts periodnumret (lika med huvudkvanttalet för dessa s-elektroner). Antalet i den andra cellen visar sig vara ett mindre, eftersom huvudkvantnumret av dessa d-elektroner. Gruppnumret här är också lika med summan av indexen. Exempel – valens elektronisk formel för titan (4:e perioden, IVB-grupp): 4 s 2 3d 2 .

Gruppnumret är lika med summan av indexen för elementen i VIB-gruppen, men, som ni minns, i deras valens s-undernivå har bara en elektron, och den allmänna valens elektroniska formeln är ns 1 (n–1)d 5 . Därför är den elektroniska valensformeln, till exempel, för molybden (5:e perioden) 5 s 1 4d 5 .
Det är också lätt att komponera den elektroniska valensformeln för alla element i IB-gruppen, till exempel guld (6:e perioden)>–>6 s 1 5d 10, men i det här fallet måste du komma ihåg det d- elektronerna i atomerna i elementen i denna grupp förblir fortfarande valens, och några av dem kan delta i bildandet av kemiska bindningar.
Den allmänna valens elektroniska formeln för atomer i grupp IIB-element är ns 2 (n – 1)d 10 . Därför är den elektroniska valensformeln, till exempel, för en zinkatom 4 s 2 3d 10 .
Generella regler De elektroniska valensformlerna för elementen i förstatriaden (Fe, Co och Ni) lyder också. Järn, ett element i grupp VIIIB, har en valens elektronisk formel på 4 s 2 3d 6. Koboltatomen har en d-elektron mer (4 s 2 3d 7), och för nickelatomen - med två (4 s 2 3d 8).
Genom att bara använda dessa regler för att skriva valens elektroniska formler är det omöjligt att komponera elektroniska formler för atomerna i vissa d-element (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), eftersom i dem, på grund av önskan om mycket symmetriska elektronskal, har fyllningen av valensundernivåer med elektroner några ytterligare funktioner.
Genom att känna till den elektroniska valensformeln kan du skriva ner den fullständiga elektroniska formeln för atomen (se nedan).
Ofta, istället för krångliga kompletta elektroniska formler, skriver de förkortade elektroniska formler atomer. För att sammanställa dem i den elektroniska formeln är alla elektroner i atomen utom valensen isolerade, deras symboler placeras inom hakparenteser och den del av den elektroniska formeln som motsvarar den elektroniska formeln för atomen i det sista elementet i föregående period (grundämnet som bildar en ädelgas) ersätts med symbolen för denna atom.

Exempel på elektroniska formler av olika slag ges i Tabell 14.

Tabell 14. Exempel på elektroniska formler för atomer

Algoritm för att sammanställa elektroniska formler för atomer (med exemplet med jodatomen)

Anteckningar
1. För element i den 2:a och 3:e perioden leder den tredje operationen (utan den fjärde) omedelbart till den fullständiga elektroniska formeln.
2. (n – 1)d 10 - Elektroner förblir valens på atomerna i grupp IB-element.

FULLSTÄNDIG ELEKTRONISK FORMEL, VALENS ELEKTRONISK FORMEL, FÖRKORTAD ELEKTRONISK FORMEL, ALGORITM FÖR SAMMANSTÄLLNING AV ELEKTRONISKA FORMLER FÖR ATOMER.
1. Skapa den elektroniska valensformeln för en atom i elementet a) den andra perioden i den tredje A-gruppen, b) den tredje perioden i den andra A-gruppen, c) den fjärde perioden i den fjärde A-gruppen.
2. Gör förkortade elektroniska formler för atomerna magnesium, fosfor, kalium, järn, brom och argon.

Under de över 100 år som har gått sedan upptäckten av det naturliga systemet av element har flera hundra olika tabeller föreslagits som grafiskt återspeglar detta system. Av dessa, förutom långperiodtabellen, är den mest utbredda den så kallade kortperiodtabellen av element av D. I. Mendeleev. En kortperiodtabell erhålls från en långperiodstabell om den 4:e, 5:e, 6:e och 7:e perioden skärs framför elementen i IB-gruppen, flyttas isär och de resulterande raderna viks på samma sätt som vi tidigare vikta perioderna. Resultatet visas i figur 6.24.

Lantanider och aktinider är också placerade under huvudtabellen här.

I grupper Denna tabell innehåller element vars atomer samma antal valenselektroner oavsett vilka orbitaler dessa elektroner befinner sig i. Alltså grundämnena klor (ett typiskt grundämne som bildar en icke-metall; 3 s 2 3sid 5) och mangan (ett metallbildande element; 4 s 2 3d 5), som inte har liknande elektronskal, faller här i samma sjunde grupp. Behovet av att särskilja sådana element tvingar oss att särskilja dem i grupper undergrupper: huvud– analoger till A-grupperna i långperiodtabellen och sida– analoger till B-grupper. I figur 34 skiftas symbolerna för elementen i huvudundergrupperna åt vänster och symbolerna för elementen i de sekundära undergrupperna skiftas åt höger.
Det är sant att detta arrangemang av element i tabellen också har sina fördelar, eftersom det är antalet valenselektroner som i första hand bestämmer valensförmågan hos en atom.
Långperiodtabellen återspeglar lagarna för atomernas elektroniska struktur, likheterna och mönstren för förändringar i egenskaperna hos enkla ämnen och föreningar över grupper av grundämnen, de regelbundna förändringarna i ett antal fysikaliska storheter som kännetecknar atomer, enkla ämnen och föreningar genom hela systemet av element, och mycket mer. Kortperiodtabellen är mindre bekväm i detta avseende.

KORTPERIODSTABELL, HUVUDUNDERGRUPPER, SIDOUNDERGRUPPER.
1. Konvertera långperiodtabellen som du konstruerade från en naturlig serie av element till en kortperiodisk. Gör omvänd konvertering.
2. Är det möjligt att sammanställa en allmän valens elektronisk formel för atomer av element i en grupp i kortperiodtabellen? Varför?

Atomen har inga tydliga gränser. Vad anses vara storleken på en isolerad atom? Kärnan i en atom är omgiven av ett elektronskal, och skalet består av elektronmoln. Storleken på EO kännetecknas av en radie r eo. Alla moln i det yttre lagret har ungefär samma radie. Därför kan storleken på en atom karakteriseras av denna radie. Det kallas atomens omloppsradie(r 0).

Värdena på atomernas omloppsradier ges i bilaga 5.
Radien för EO beror på kärnans laddning och på den omloppsbana där elektronen som bildar detta moln befinner sig. Följaktligen beror en atoms omloppsradie på samma egenskaper.
Låt oss överväga de elektroniska skalen av väte- och heliumatomer. I både väteatomen och heliumatomen finns elektroner vid 1 s-AO, och deras moln skulle ha samma storlek om laddningarna för dessa atomers kärnor var desamma. Men laddningen på kärnan i en heliumatom är dubbelt så stor som laddningen på kärnan i en väteatom. Enligt Coulombs lag är attraktionskraften som verkar på varje elektron i en heliumatom dubbelt så stor som en elektrons attraktionskraft till kärnan i en väteatom. Därför måste heliumatomens radie vara mycket mindre än väteatomens radie. Detta är sant: r 0 (han) / r O (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Litiumatomen har en yttre elektron vid 2 s-AO, det vill säga, bildar ett moln av det andra lagret. Naturligtvis bör dess radie vara större. Verkligen: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomerna i de återstående elementen i den andra perioden har yttre elektroner (och 2 s, och 2 sid) är belägna i samma andra elektronskikt, och kärnladdningen hos dessa atomer ökar med ökande atomnummer. Elektroner attraheras starkare till kärnan, och naturligtvis minskar atomernas radier. Vi skulle kunna upprepa dessa argument för atomer av element från andra perioder, men med ett förtydligande: omloppsradien minskar monotont endast när var och en av undernivåerna är fyllda.
Men om vi bortser från detaljerna är den allmänna karaktären av förändringen i storleken på atomer i ett system av element som följer: med en ökning av ordningsnumret under en period minskar atomernas omloppsradier, och i en grupp öka. Den största atomen är en cesiumatom, och den minsta är en heliumatom, men av atomerna i grundämnen som bildar kemiska föreningar (helium och neon bildar dem inte) är den minsta en fluoratom.
De flesta atomer av grundämnen i den naturliga serien efter lantaniderna har orbitala radier som är något mindre än vad som skulle förväntas baserat på allmänna lagar. Detta beror på det faktum att det mellan lantan och hafnium i elementsystemet finns 14 lantanider, och därför är laddningen av hafniumatomens kärna 14 e mer än lantan. Därför attraheras de yttre elektronerna av dessa atomer till kärnan starkare än de skulle vara i frånvaro av lantanider (denna effekt kallas ofta "lantanidkontraktion").
Observera att när du flyttar från atomer av grupp VIIIA-element till atomer av grupp IA-element, ökar omloppsradien abrupt. Följaktligen visade sig vårt val av de första elementen i varje period (se § 7) vara korrekt.

ORBITRADIUS FÖR EN ATOM, DESS FÖRÄNDRING I SYSTEMET AV ELEMENT.
1. Enligt uppgifterna i bilaga 5, rita på diagrampapper en graf över beroendet av en atoms omloppsradie på grundämnets atomnummer för grundämnen med Z från 1 till 40. Längden på den horisontella axeln är 200 mm, längden på den vertikala axeln är 100 mm.
2. Hur kan du karakterisera utseendet på den resulterande brutna linjen?

Om du ger en elektron i en atom ytterligare energi (du kommer att lära dig hur detta kan göras i en fysikkurs), så kan elektronen flytta till en annan AO, det vill säga att atomen hamnar i upphetsat tillstånd. Detta tillstånd är instabilt, och elektronen kommer nästan omedelbart att återgå till sitt ursprungliga tillstånd, och överskottsenergi kommer att frigöras. Men om energin som ges till elektronen är tillräckligt stor kan elektronen helt bryta sig loss från atomen, medan atomen joniserad det vill säga förvandlas till en positivt laddad jon ( katjon). Den energi som krävs för detta kallas atomär joniseringsenergi(E Och).

Det är ganska svårt att ta bort en elektron från en enda atom och mäta den energi som krävs för detta, så det är praktiskt taget bestämt och används molär joniseringsenergi(E och m).

Molär joniseringsenergi visar vad som är den minsta energi som krävs för att ta bort 1 mol elektroner från 1 mol atomer (en elektron från varje atom). Detta värde mäts vanligtvis i kilojoule per mol. Värdena på den molära joniseringsenergin för den första elektronen för de flesta grundämnen ges i bilaga 6.
Hur beror joniseringsenergin hos en atom på elementets position i elementsystemet, det vill säga hur förändras den i gruppen och perioden?
I sin fysiska betydelse är joniseringsenergi lika med det arbete som måste förbrukas för att övervinna attraktionskraften mellan en elektron och en atom när en elektron flyttas från en atom till ett oändligt avstånd från den.

Var q– elektronladdning, Fär laddningen av katjonen som finns kvar efter avlägsnandet av en elektron, och r o är atomens omloppsradie.

OCH q, Och F– kvantiteterna är konstanta, och vi kan dra slutsatsen att arbetet med att ta bort en elektron A, och med den joniseringsenergin E och är omvänt proportionella mot atomens omloppsradie.
Genom att analysera värdena för omloppsradien för atomer av olika element och motsvarande joniseringsenergivärden som anges i bilagorna 5 och 6, kan du säkerställa att förhållandet mellan dessa storheter är nära proportionellt, men skiljer sig något från det . Anledningen till att vår slutsats inte stämmer särskilt väl överens med experimentdata är att vi använde en väldigt grov modell som inte tog hänsyn till många viktiga faktorer. Men även denna grova modell tillät oss att dra den korrekta slutsatsen att med ökande omloppsradie minskar atomens joniseringsenergi och, omvänt, med minskande radie ökar den.
Eftersom under en period med ökande atomnummer atomernas omloppsradie minskar, ökar joniseringsenergin. I en grupp, när atomnumret ökar, ökar atomernas omloppsradie som regel, och joniseringsenergin minskar. Den högsta molära joniseringsenergin finns i de minsta atomerna, heliumatomer (2372 kJ/mol), och av de atomer som kan bilda kemiska bindningar, fluoratomer (1681 kJ/mol). Den minsta är för de största atomerna, cesiumatomer (376 kJ/mol). I ett system av element kan riktningen för ökande joniseringsenergi visas schematiskt enligt följande:

Inom kemin är det viktigt att joniseringsenergi kännetecknar en atoms tendens att ge upp "sina" elektroner: ju högre joniseringsenergin är, desto mindre benägen är atomen att ge upp elektroner, och vice versa.

EXCITERAT TILLSTÅND, JONISERING, KATJON, JONISATIONSENERGIE, MOLAR JONISATIONSENERGIE, FÖRÄNDRING I JONISATIONSENERGIEN I ETT SYSTEM AV ELEMENT.
1. Använd data som ges i bilaga 6 och bestäm hur mycket energi som måste förbrukas för att avlägsna en elektron från alla natriumatomer med en total massa på 1 g.
2. Använd data som ges i bilaga 6 och bestäm hur många gånger mer energi som behövs för att avlägsna en elektron från alla natriumatomer som väger 3 g än från alla kaliumatomer med samma massa. Varför skiljer sig detta förhållande från förhållandet mellan de molära joniseringsenergierna för samma atomer?
3. Enligt uppgifterna i bilaga 6, plotta beroendet av den molära joniseringsenergin på atomnumret för grundämnen med Z från 1 till 40. Dimensionerna på grafen är desamma som i uppgiften till föregående stycke. Kontrollera om denna graf motsvarar valet av "perioder" i elementsystemet.

Den näst viktigaste energiegenskapen för en atom är elektronaffinitetsenergi(E Med).

I praktiken, som i fallet med joniseringsenergi, används vanligtvis motsvarande molära kvantitet - molär elektronaffinitetsenergi().

Molär elektronaffinitetsenergi visar den energi som frigörs när en mol elektroner läggs till en mol neutrala atomer (en elektron för varje atom). Liksom molär joniseringsenergi mäts denna mängd också i kilojoule per mol.
Vid första anblicken kan det tyckas att energi inte bör frigöras i detta fall, eftersom en atom är en neutral partikel, och det finns inga elektrostatiska attraktionskrafter mellan en neutral atom och en negativt laddad elektron. Tvärtom, när man närmar sig en atom bör en elektron, verkar det som, stötas bort av samma negativt laddade elektroner som bildar elektronskalet. Detta är faktiskt inte sant. Kom ihåg om du någonsin har haft att göra med atomärt klor. Självklart inte. Det finns trots allt bara vid mycket höga temperaturer. Även det mer stabila molekylära kloret förekommer praktiskt taget inte i naturen, om nödvändigt måste det erhållas genom kemiska reaktioner. Och du måste ta itu med natriumklorid (bordssalt) hela tiden. När allt kommer omkring konsumeras bordssalt varje dag av människor med mat. Och i naturen förekommer det ganska ofta. Men bordsalt innehåller kloridjoner, det vill säga kloratomer som har lagt till en "extra" elektron. En av anledningarna till att kloridjoner är så vanliga är att kloratomer har en tendens att få elektroner, det vill säga när kloridjoner bildas av kloratomer och elektroner frigörs energi.
En av anledningarna till frigörandet av energi är redan känd för dig - det är förknippat med en ökning av symmetrin hos kloratomens elektronskal under övergången till enkelladdad anjon. Samtidigt, som du minns, energi 3 sid-subnivå minskar. Det finns andra mer komplexa skäl.
På grund av det faktum att värdet av elektronaffinitetsenergi påverkas av flera faktorer, är naturen av förändringen i denna kvantitet i ett system av element mycket mer komplex än naturen av förändringen i joniseringsenergin. Du kan verifiera detta genom att analysera tabellen i bilaga 7. Men eftersom värdet på denna kvantitet bestäms, först och främst, av samma elektrostatiska interaktion som värdena för joniseringsenergi, då dess förändring i systemet av element ( enligt minst i A-grupper) liknar i allmänhet förändringen i joniseringsenergi, det vill säga energin för elektronaffinitet i gruppen minskar, och under perioden ökar den. Det är maximalt för fluor (328 kJ/mol) och klor (349 kJ/mol) atomer. Naturen av förändringen i elektronaffinitetsenergi i ett system av element liknar karaktären av förändringen i joniseringsenergi, det vill säga riktningen för ökningen av elektronaffinitetsenergi kan visas schematiskt enligt följande:

2. På samma skala längs den horisontella axeln som i tidigare uppgifter, konstruera en graf över beroendet av den molära energin för elektronaffinitet på atomnumret för atomer av element med Z från 1 till 40 med app 7.
3. Vilket fysisk mening har negativa elektronaffinitetsenergier?
4. Varför, av alla atomer av element i den andra perioden, är det bara beryllium, kväve och neon som har negativa värden på den molära energin för elektronaffinitet?

Du vet redan att en atoms tendens att ge upp sina egna elektroner och lägga till andras elektroner beror på dess energiegenskaper (joniseringsenergi och elektronaffinitetsenergi). Vilka atomer är mer benägna att ge upp sina elektroner, och vilka är mer benägna att acceptera andra?
För att besvara denna fråga, låt oss i Tabell 15 sammanfatta allt vi vet om förändringen av dessa lutningar i elementsystemet.

Tabell 15. Förändringar i atomernas benägenhet att ge upp sina egna elektroner och få främmande elektroner