6.6. Особености на електронната структура на атомите на хром, мед и някои други елементи

Ако внимателно разгледахте Приложение 4, вероятно сте забелязали, че последователността на запълване на орбиталите с електрони е нарушена в атомите на някои елементи. Понякога тези нарушения се наричат \u200b\u200b„изключения“, но не са - няма изключения от законите на Природата!

Първият елемент с това нарушение е хром. Нека разгледаме по-подробно неговата електронна структура (фиг. 6.16 и). Хромният атом има 4 с-подобно ниво не два, както би се очаквало, а само един електрон. Но в 3 д-подно ниво пет електрона, но това подниво се запълва след 4 с- подниво (вж. фиг. 6.4). За да разберем защо се случва това, нека видим какво представляват електронните облаци 3 де поднивото на този атом.

Всеки от петте 3 д-облаците в този случай се образуват от един електрон. Както вече знаете от § 4 на тази глава, общият електронен облак на тези пет електрона има сферична форма или, както се казва, сферично симетрична. По естеството на разпределението на електронната плътност в различни посоки е подобно на 1 с-ЕО. Енергията на поднивото, чиито електрони образуват такъв облак, се оказва по-малка, отколкото в случай на по-малко симетричен облак. В този случай енергията на орбиталите е 3 д-подно ниво е равно на енергия 4 с-орбитален. Когато симетрията е нарушена, например, когато се появи шестият електрон, енергията на орбиталите е 3 д-поднивото отново става повече от енергия 4 с-орбитален. Следователно мангановият атом отново има втори електрон с 4 с-АО.
Общият облак на всяко подниво, изпълнен с електрони, наполовина и напълно, има сферична симетрия. Намаляването на енергията в тези случаи е от общ характер и не зависи от това дали всяко подниво е наполовина или изцяло изпълнено с електрони. И ако е така, тогава трябва да търсим следващото нарушение в атома, в електронната обвивка на което деветото „идва“ последно д-електрон. Всъщност медният атом има 3 д-подно ниво 10 електрона и на 4 с- има само едно подниво (фиг. 6.16 б).
Намаляването на енергията на орбиталите, изцяло или наполовина от запълненото подниво, е причина за редица важни химични явления, с някои от които ще се запознаете.

В химията свойствата на изолираните атоми по правило не се изучават, тъй като почти всички атоми, като част от различни вещества, образуват химически връзки. Химичните връзки се образуват при взаимодействие на електронните обвивки на атомите. За всички атоми (с изключение на водорода) не всички електрони участват в образуването на химични връзки: борът има три електрона от пет, въглеродът има четири от шест и, например, барият има два от петдесет и шест. Тези "активни" електрони се наричат валентни електрони.

Понякога валентните електрони се бъркат с външенелектрони, които не са едно и също нещо.

Електронните облаци на външните електрони имат максимален радиус (и максимална стойност на главното квантово число).

Външните електрони първо участват в образуването на връзки, макар и само защото когато атомите се приближават един към друг, електронните облаци, образувани от тези електрони, влизат в контакт преди всичко. Но заедно с тях част от електроните могат да участват в образуването на връзка. пред-външни(предпоследен) слой, но само ако имат енергия, която не се различава много от енергията на външните електрони. И тези, и другите електрони на атома са валентни. (В лантанидите и актинидите дори някои "пред-външни" електрони са валентни)
Енергията на валентните електрони е много по-голяма от енергията на другите електрони на атома, а валентните електрони се различават значително по-малко по енергия един от друг.
Външните електрони винаги са валентни, само ако атомът изобщо може да образува химически връзки. И така, двата електрона на хелиевия атом са външни, но те не могат да се нарекат валентни, тъй като хелиевият атом изобщо не образува никакви химически връзки.
Валентните електрони заемат валентни орбитали, които от своя страна се оформят валентни поднива.

Като пример, разгледайте железен атом, чиято електронна конфигурация е показана на фиг. 6.17. От електроните на железния атом, максималното главно квантово число ( н\u003d 4) имат само две 4 с-електрон. Следователно те са външните електрони на този атом. Външните орбитали на железния атом са всички орбитали с н \u003d 4, а външните поднива са всички поднива, образувани от тези орбитали, тоест 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 е-EPU.
Външните електрони винаги са валентни, следователно 4 с-електрони на железния атом - валентни електрони. И ако е така, тогава 3 д-електроните с малко по-висока енергия също ще бъдат валентни. На външното ниво на железния атом, в допълнение към запълнените 4 с-АО все още има безплатни 4 стр-, 4д- и 4 е-АО. Всички те са външни, но сред тях има само 4 валентности. r-АО, тъй като енергията на другите орбитали е много по-висока и появата на електрони в тези орбитали не е от полза за железния атом.

Така че железният атом
външно електронно ниво - четвърто,
външни поднива - 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 е-EPU,
външни орбитали - 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 е-АО,
външни електрони - два 4 с-електрон (4 с 2),
външен електронен слой - четвъртият,
външен електронен облак - 4 с-ЕО
валентни поднива - 4 с-, 4стр- и 3 д-EPU,
валентни орбитали - 4 с-, 4стр- и 3 д-АО,
валентни електрони - два 4 с-електрон (4 с 2) и шест 3 д-електрони (3 д 6).

Валентните поднива могат да бъдат частично или изцяло запълнени с електрони, или обикновено могат да останат свободни. С увеличаване на ядрения заряд стойностите на енергията на всички поднива намаляват, но поради взаимодействието на електроните помежду си, енергията на различните поднива намалява с различни „скорости“. Енергия напълно запълнена д- и е-подобните нива намаляват толкова много, че престават да бъдат валентни.

Като пример разгледайте атомите на титан и арсен (фиг. 6.18).

В случая на титановия атом 3 д-EPU се пълни с електрони само частично и енергията му е по-голяма от енергията 4 с-EPU и 3 д-електроните са валентни. Арсеновият атом има 3 д-EU е изцяло изпълнен с електрони и енергията му е значително по-малка от енергията 4 с-EPU и следователно 3 д-електроните не са валентност.
В дадените примери анализирахме валентна електронна конфигурацияатоми на титан и арсен.

Валентната електронна конфигурация на атом е изобразена като валентна електронна формула, или във формата енергийна диаграма на валентни поднива.

ВАЛЕНСНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВЪНШНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВАЛЕНТНИ ЕПУ, ВАЛЕНТНИ АО, ВАЛЕНТНИ ЕЛЕКТРОННИ КОНФИГУРАЦИИ НА АТОМА, ВАЛЕНТНИ ЕЛЕКТРОННИ ФОРМУЛИ, ДИАГРАМА НА ВАЛЕНСА НА НИВО

1. На енергийните диаграми, които сте съставили, и в пълните електронни формули на атомите Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, посочете външните и валентните електрони. Съставете валентните електронни формули на тези атоми. На енергийните диаграми маркирайте частите, съответстващи на енергийните диаграми на валентните поднива.
2. Какво е общото между електронните конфигурации на атоми а) Li и Na, B и Al, O и S, Ne и Ar; б) Zn и Mg, Sc и Al, Cr и S, Ti и Si; в) H и He, Li и O, K и Kr, Sc и Ga. Какви са разликите им
3. Колко валентни поднива в електронната обвивка на атом на всеки от елементите: а) водород, хелий и литий, б) азот, натрий и сяра, в) калий, кобалт и германий
4. Колко валентни орбитали са напълно запълнени в а) бор, б) флуор, в) натриев атом?
5. Колко орбитали с несдвоен електрон в атом на а) бор, б) флуор, в) желязо
6. Колко свободни външни орбитали има мангановият атом? И колко безплатни валенти?
7. За следващия урок подгответе лента хартия с ширина 20 mm, разделете я на клетки (20 × 20 mm) и нанесете естествен набор от елементи (от водород до мейтнериум) върху тази лента.
8. Във всяка клетка поставете символа на елемента, неговия пореден номер и валентната електронна формула, както е показано на фиг. 6.19 (използвайте Приложение 4).

Систематизирането на химичните елементи се основава на естествената поредица от елементи и принцип на сходство на електронните черупкитехните атоми.
Вече сте запознати с естествената гама от химични елементи. Сега нека се запознаем с принципа на подобие на електронните черупки.
Разглеждайки валентните електронни формули на атомите в NRE, е лесно да се установи, че за някои атоми те се различават само по стойностите на главното квантово число. Например 1 с 1 за водород, 2 с 1 за литий, 3 с 1 за натрий и др., Или 2 с 2 2стр 5 за флуор, 3 с 2 3стр 5 за хлор, 4 с 2 4стр 5 за бром и т.н. Това означава, че външните области на облаците от валентни електрони на такива атоми са много сходни по форма и се различават само по размер (и, разбира се, по електронна плътност). И ако е така, тогава могат да се извикат електронните облаци на такива атоми и съответните валентни конфигурации като... За атоми на различни елементи с подобни електронни конфигурации можем да пишем общи валентни електронни формули: ns 1 в първия случай и ns 2 np 5 във втория. Придвижвайки се по естествената поредица от елементи, може да се намерят други групи атоми с подобни валентни конфигурации.
По този начин, атоми с подобна валентна електронна конфигурация редовно се намират в естествената серия от елементи. Това е принципът на подобие на електронните черупки.
Нека се опитаме да идентифицираме вида на тази закономерност. За целта ще използваме естествения ред елементи, които сте направили.

ERE започва с водород, чиято валентна електронна формула е 1 с 1. В търсене на подобни валентни конфигурации, нека изрежем естествената поредица от елементи преди елементи с обща валентна електронна формула ns 1 (т.е. преди литий, преди натрий и др.). Получихме така наречените "периоди" на елементите. Нека добавим получените "точки", така че те да станат редовете на таблицата (виж фиг. 6.20). В резултат на това само атомите от първите две колони на таблицата ще имат подобни електронни конфигурации.

Нека се опитаме да постигнем сходство на валентните електронни конфигурации в други колони на таблицата. За целта ще изрежем от 6-ия и 7-ия периоди елементи с числа 58 - 71 и 90 - 103 (те са запълнени с 4 е- и 5 е-sub-level) и ги поставете под масата. Нека да преместим символите на останалите елементи хоризонтално, както е показано на фигурата. След това атомите на елементи, стоящи в една колона на таблицата, ще имат подобни валентни конфигурации, които могат да бъдат изразени с общи валентни електронни формули: ns 1 , ns 2 , ns 2 (н–1)д 1 , ns 2 (н–1)д 2 и така до ns 2 np 6. Всички отклонения от общите формули на валентност се дължат на същите причини, както в случая на хром и мед (виж параграф 6.6).

Както можете да видите, използвайки ERE и прилагайки принципа на сходството на електронните черупки, успяхме да систематизираме химичните елементи. Такава система от химични елементи се нарича естествен, тъй като се основава единствено на законите на Природата. Получената от нас таблица (фиг. 6.21) е един от начините за графично изобразяване на естествената система от елементи и се нарича дългосрочна таблица на химичните елементи.

ПРИНЦИП НА ПОДОБНОСТ НА ЕЛЕКТРОННИ ОБЛИЦИ, ЕСТЕСТВЕНА СИСТЕМА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ ("ПЕРИОДИЧНА" СИСТЕМА), ТАБЛИЦА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ.

Нека разгледаме по-отблизо структурата на дългопериодната таблица на химичните елементи.
Редовете в тази таблица, както вече знаете, се наричат \u200b\u200b"периоди" на елементите. Периодите са номерирани с арабски цифри от 1 до 7. В първия период има само два елемента. Извикват се вторият и третият период, всеки от които съдържа осем елемента къспериоди. Извикват се четвъртият и петият период, всеки от които съдържа 18 елемента дългопериоди. Извикват се шестият и седмият период, всеки от които съдържа 32 елемента изключително дълъг периоди.
Колоните в тази таблица са именувани в групиелементи. Груповите номера са обозначени с римски цифри с латински букви A или B.
Елементите на някои групи имат свои собствени общи (групови) имена: елементи на групата IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - алкални елементи(или алкални метални елементи); Елементи от група IIA (Ca, Sr, Ba и Ra) - алкалоземни елементи(или алкалоземни метални елементи) (наименованието "алкални метали" и алкалоземни метали "се отнася до прости вещества, образувани от съответните елементи и не трябва да се използва като имена за групи елементи); елементи от група VIA (O, S, Se, Te, Po) - халкогени, елементи от група VIIA (F, Cl, Br, I, At) - халогени, елементи от група VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) - благородни газови елементи(Традиционното наименование "благородни газове" също се отнася до прости вещества)
Извикват се елементи със серийни номера 58 - 71 (Ce - Lu), извадени обикновено в дъното на таблицата лантаниди ("следващ лантан") и елементи с поредни номера 90 - 103 (Th - Lr) - актиноиди ("след актиния"). Съществува вариант на таблицата с дълги периоди, при която лантанидите и актинидите не се изрязват от NRE, а остават на местата си в свръхдълги периоди. Тази таблица понякога се нарича свръхдълъг период.
Таблицата с дълъг период е разделена на четири блок(или раздел).
s-Блок включва елементи от IA и IIA-групи с общи валентни електронни формули ns 1 и ns 2 (s-елементи).
r-Блок включва елементи от IIIA до VIIIA група с общи валентни електронни формули от ns 2 np 1 до ns 2 np 6 (p-елементи).
d-блок включва елементи от IIIB до IIB група с общи валентни електронни формули от ns 2 (н–1)д 1 до ns 2 (н–1)д 10 (d-елементи).
f-Блок включва лантаниди и актиноиди ( f-елементи).

Елементите с- и стр-блокове формират A-групи и елементите д -блок - В-група на системата от химични елементи. Всичко е-елементите са официално включени в група IIIB.
Елементите от първия период - водород и хелий - са с-елементи и могат да бъдат поставени в групи IA и IIA. Но хелийът по-често се поставя в VIIIA групата като елемент, който завършва периода, който напълно съответства на неговите свойства (хелий, както и всички други прости вещества, образувани от елементите на тази група, е благороден газ). Водородът, от друга страна, често се поставя в групата VIIA, тъй като по своите свойства той е много по-близо до халогени, отколкото до алкални елементи.
Всеки от периодите на системата започва с елемент с валентна конфигурация на атомите ns 1, тъй като именно от тези атоми започва образуването на следващия електронен слой и завършва с елемент с валентна конфигурация на атомите ns 2 np 6 (с изключение на първия период). Това улеснява различаването на енергийната диаграма на група поднива, пълни с електрони, от атоми на всеки от периодите (фиг. 6.22). Направете тази работа с всички поднива, показани във вашето копие на фигура 6.4. Поднивата, подчертани на фигура 6.22 (с изключение на напълно запълнени д- и е-подобни нива) са валентност за атомите на всички елементи от даден период.
Външен вид в периоди с-, стр-, д- или е-елементите напълно съответстват на последователността на попълване с-, стр-, д- или е-електрони на подниво. Тази характеристика на системата от елементи позволява, знаейки периода и групата, към които принадлежи този елемент, незабавно да запише неговата валентна електронна формула.

ДЪЛГОПЕРИОДНА ТАБЛИЦА ХИМИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ, БЛОКОВЕ, ПЕРИОДИ, ГРУПИ, АЛКАЛНИ ЕЛЕМЕНТИ, АЛКАЛНИ ЗЕМНИ ЕЛЕМЕНТИ, ХАЛКОГЕНИ, ХАЛОГЕНИ, ЕЛЕМЕНТИ НА БЛАГОРОДНИ ГАЗОВЕ, ЛАТАНОИДИ.
Запишете общите валентни електронни формули на атоми на елементи а) IVA и IVB групи, б) IIIA и VIIB групи?
2. Какво е общото между електронните конфигурации на атоми на елементи А и В групи? По какво се различават?
3. Колко групи елементи са включени в а) с-блок, б) r-блок, в) д-блок?
4. Продължете Фигура 30 към увеличаване на енергията на поднивата и изберете групите на поднива, които са пълни с електрони през 4-ти, 5-ти и 6-и период.
5. Избройте валентните поднива на а) калций, б) фосфор, в) титан, г) хлор, д) натрий. 6. Формулирайте как s-, p- и d-елементите се различават помежду си.
7. Обяснете защо принадлежността на атом към който и да е елемент се определя от броя на протоните в ядрото, а не от масата на този атом.
8. За атоми на литий, алуминий, стронций, селен, желязо и олово съставете валентност, пълни и съкратени електронни формули и изчертайте енергийни диаграми на валентни поднива. 9. Атомите на чиито елементи съответстват на следните валентни електронни формули: 3 с 1 , 4с 1 3д 1, 2s 2 2 стр 6 , 5с 2 5стр 2 , 5с 2 4д 2 ?

За различни цели трябва да знаем или пълната, или валентната конфигурация на атома. Всяка от тези електронни конфигурации може да бъде представена както с формула, така и с енергийна диаграма. Т.е., пълна електронна конфигурация на атомизразено пълната електронна формула на атома, или пълна енергийна диаграма на атома... На свой ред, валентна електронна конфигурация на атомизразено валентност(или, както често се нарича, " къс ") електронна формула на атома, или диаграма на валентните поднива на атома(фиг. 6.23).

Използвахме електронните формули на атомите, като използвахме поредните номера на елементите. В този случай определихме последователността на запълване на поднивата с електрони от енергийната диаграма: 1 с, 2с, 2стр, 3с, 3стр, 4с, 3д, 4стр, 5с, 4д, 5стр, 6с, 4е, 5д, 6стр, 7с и така нататък. И само чрез записване на пълната електронна формула, бихме могли да запишем валентната формула.
Електронната формула на валентността на атома, която се използва най-често, е по-удобна за писане въз основа на позицията на елемента в системата от химични елементи, според координатите период - група.
Нека разгледаме подробно как се прави това за елементи. с-, стр- и д-блокове.
За артикули с-блокова валентна електронна формула на атом се състои от три символа. Като цяло може да се напише, както следва:

На първо място (на мястото на голямата клетка) се поставя номерът на периода (равен на основния квантов брой от тях с-електрони), а на третия (в горния индекс) е номерът на групата (равен на броя на валентните електрони). Като вземем за пример магнезиевия атом (3-ти период, група IIA), получаваме:

За артикули стр-блокова валентна електронна формула на атом се състои от шест символа:

Тук на мястото на големите клетки се поставя и номерът на периода (равен на основното квантово число на тези с- и стр-електрони), а номерът на групата (равен на броя на валентните електрони) е равен на сумата от горните индекси. За кислородния атом (2-ри период, група VIA) получаваме:

2с 2 2стр 4 .

Електронна формула на валентността на повечето елементи д-block може да се напише така:

Както в предишните случаи, тук вместо първата клетка се поставя номерът на периода (равен на главния квантов брой на тези с-електрони). Броят във втората клетка се оказва с едно по-малко, тъй като основният квантов брой от тях д-електрони. Номерът на групата тук също е равен на сумата от индексите. Пример - валентна електронна формула на титан (4-ти период, IVB група): 4 с 2 3д 2 .

Номерът на групата е равен на сумата от индексите и за елементите на групата VIB, но те, както си спомняте, на валентността с- има само едно електронно подниво и общата валентна електронна формула ns 1 (н–1)д пет. Следователно, валентната електронна формула, например, молибден (5-ти период) - 5 с 1 4д 5 .
Също толкова лесно е да се състави валентната електронна формула на всеки елемент от група IB, например злато (6-ти период)\u003e -\u003e 6 с 1 5д 10, но в този случай трябва да се помни, че д- електроните на атомите на елементите от тази група все още остават валентни и някои от тях могат да участват в образуването на химични връзки.
Общата валентна електронна формула на атомите на елементи от група IIB е ns 2 (н – 1)д десет. Следователно, валентната електронна формула, например, на цинков атом е 4 с 2 3д 10 .
Валентните електронни формули на елементите от първата триада (Fe, Co и Ni) също се подчиняват на общите правила. Желязото, елемент от група VIIIB, има валентна електронна формула 4 с 2 3д 6. Кобалтовият атом има такъв д-електрон по-голям (4 с 2 3д 7), а за никеловия атом - с два (4 с 2 3д 8).
Използвайки само тези правила за писане на валентни електронни формули, е невъзможно да се съставят електронните формули на атоми на някои д-елементи (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), тъй като тяхното запълване с електрони на валентните поднива поради тенденцията към силно симетрични електронни обвивки има някои допълнителни характеристики.
Познавайки електронната формула на валентността, можете да запишете пълната електронна формула на атома (вижте по-долу).
Често вместо тромави пълни електронни формули човек пише съкратени електронни формулиатоми. За да се съставят в електронната формула, се избират всички електрони на атома, с изключение на валентните, символите им се поставят в квадратни скоби и частта от електронната формула, съответстваща на електронната формула на атома на последния елемент от предходния период (елементът, който образува благородния газ), се заменя със символа на този атом.

Примери за електронни формули от различен тип са показани в Таблица 14.

Таблица 14. Примери за електронни формули на атоми

Алгоритъм за съставяне на електронни формули на атоми (например йодния атом)

Бележки
1. За елементите от 2-ри и 3-ти период третата операция (без четвъртия) веднага води до пълна електронна формула.
2. (н – 1)д 10 -Електроните остават валентни при атомите на елементите от група IB.

ПЪЛНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, ВАЛЕНСНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, НАМАЛЕНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, АЛГОРИТЪМ ЗА СЪСТАВ НА ЕЛЕКТРОННИ ФОРМУЛИ НА АТОМИТЕ.
1. Направете валентна електронна формула на атома на елемент а) втори период от трета А група, б) трети период от втора А група, в) четвърти период от четвърта А група.
2. Направете съкратените електронни формули на атомите на магнезий, фосфор, калий, желязо, бром и аргон.

За повече от 100 години, изминали от откриването на естествената система от елементи, са предложени няколкостотин от най-разнообразните таблици, отразяващи графично тази система. От тях, в допълнение към таблицата с дълги периоди, най-широко разпространена е така наречената краткосрочна таблица на елементи от Д. И. Менделеев. Таблица с кратък период се получава от таблица с дълги периоди, ако 4-ти, 5-ти, 6-ти и 7-ми период се изрежат преди елементите на IB групата, да се раздалечат и получените редове да се сгънат, както използвахме за добавяне на периодите. Резултатът е показан на фигура 6.24.

Лантанидите и актиноидите също са поставени под основната маса тук.

IN групитази таблица съдържа елементи, чиито атоми равен брой валентни електронибез значение в какви орбитали са тези електрони. По този начин елементите хлор (типичен елемент, който образува неметален; 3 с 2 3стр 5) и манган (металообразуващ елемент; 4 с 2 3д 5), които не притежават подобието на електронни черупки, тук попадат в същата седма група. Необходимостта да се прави разлика между такива елементи ви принуждава да избирате в групи подгрупи: основното- аналози на А-групите на дългопериодната таблица и страна - аналози на В-групи. На фигура 34 символите на елементите на основните подгрупи са изместени наляво, а елементите на вторичните подгрупи - надясно.
Вярно е, че това подреждане на елементите в таблицата също има своите предимства, тъй като именно броят на валентните електрони определя преди всичко валентните възможности на атома.
Дългопериодната таблица отразява закономерностите на електронната структура на атомите, сходството и закономерностите на промените в свойствата на простите вещества и съединения по групи елементи, редовната промяна в редица физически величини, характеризиращи атомите, простите вещества и съединения в цялата система от елементи и много други. Краткосрочната таблица е по-малко удобна в това отношение.

КРАТКОПЕРИОДНА МАСА, ОСНОВНИ ПОДГРУПИ, СТРАННИ ПОДГРУПИ.
1. Преобразувайте таблицата с дълъг период, която сте изградили от естествена поредица от елементи, в краткосрочна. Обърнете трансформацията.
2. Възможно ли е да се изготви обща валентна електронна формула на атоми на елементи от една група на краткосрочна таблица? Защо?

Атомът няма ясни граници. Какво се счита за размера на изолиран атом? Ядрото на атома е заобиколено от електронна обвивка, а обвивката се състои от електронни облаци. Размерът на EO се характеризира с радиуса r ео. Всички облаци във външния слой имат приблизително еднакъв радиус. Следователно размерът на атома може да се характеризира с този радиус. Нарича се орбитален радиус на атома(r 0).

Стойностите на орбиталните радиуси на атомите са дадени в допълнение 5.
Радиусът на EO зависи от заряда на ядрото и от това в коя орбита се намира електронът, който образува този облак. Следователно, орбиталният радиус на атома зависи от същите характеристики.
Да разгледаме електронните обвивки на водородните и хелиевите атоми. Както във водородния атом, така и в хелиевия атом, електроните са на 1 с-АО и техните облаци биха имали еднакъв размер, ако зарядите на ядрата на тези атоми бяха еднакви. Но зарядът на ядрото на хелиевия атом е два пъти по-голям от заряда на ядрото на водородния атом. Според закона на Кулон силата на привличане, действаща върху всеки от електроните на хелиев атом, е два пъти по-голяма от силата на привличане на електрон към ядрото на водородния атом. Следователно радиусът на хелиевия атом трябва да бъде много по-малък от радиуса на водородния атом. И има: r 0 (Той) / r 0 (Н) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Литиевият атом има външен електрон при 2 с-АО, тоест образува облак от втория слой. Естествено радиусът му трябва да е по-голям. Наистина ли: r 0 (Li) \u003d 1.586 E.
Атомите на останалите елементи от втория период имат външни електрони (и 2 си 2 стр) са разположени в същия втори електронен слой и ядреният заряд на тези атоми се увеличава с увеличаване на серийния номер. Електроните се привличат по-силно към ядрото и естествено радиусите на атомите намаляват. Бихме могли да повторим това разсъждение за атомите на елементите от други периоди, но с едно уточнение: орбиталният радиус намалява монотонно само когато всяко от поднивата е запълнено.
Но ако пренебрегнем подробностите, тогава общият характер на промяната в размера на атомите в системата от елементи е следният: с увеличаване на серийния номер в периода орбиталните радиуси на атомите намаляват, а в групата те се увеличават. Най-големият атом е цезиев атом, а най-малкият е хелиев атом, но от атомите на елементите, които образуват химични съединения (хелий и неон не ги образуват), най-малкият е флуорен атом.
Повечето от атомите на елементите, които са в естествения ред след лантанидите, имат орбитални радиуси, малко по-малки, отколкото би се очаквало, въз основа на общи закони. Това се дължи на факта, че 14 лантанида са разположени между лантана и хафния в системата от елементи и следователно зарядът на ядрото на хафниевия атом е 14 д повече от лантан. Следователно външните електрони на тези атоми се привличат към ядрото по-силно, отколкото биха били привлечени при липса на лантаниди (този ефект често се нарича „компресия на лантанид“).
Моля, обърнете внимание, че когато преминавате от атомите на елементите от VIIIA групата към атомите на елементите на IA групата, радиусът на орбитата рязко се увеличава. Следователно изборът ни на първите елементи от всеки период (вж. § 7) се оказа верен.

ОРБИТАЛЕН РАДИУС НА АТОМА, НЕГОВАТА ПРОМЯНА В СИСТЕМАТА НА ЕЛЕМЕНТИТЕ.
1. Съгласно данните, дадени в допълнение 5, нанесете на милиметровата графика графика на зависимостта на орбиталния радиус на атом от поредния номер на елемент за елементи с Z. от 1 до 40. Дължината на хоризонталната ос е 200 mm, дължината на вертикалната ос е 100 mm.
2. Как можете да характеризирате външния вид на получената прекъсната линия?

Ако придадете допълнителна енергия на електрон в атома (как това може да се направи, ще научите от курс по физика), тогава електронът може да премине към друг АО, тоест атомът ще бъде в възбудено състояние... Това състояние е нестабилно и електронът почти веднага ще се върне в първоначалното си състояние и излишната енергия ще се освободи. Но ако енергията, предадена на електрона, е достатъчно голяма, електронът може напълно да се откъсне от атома, докато атомът йонизира, тоест се превръща в положително зареден йон ( катион). Необходимата за това енергия се нарича енергията на йонизация на атома(Е и).

Доста е трудно да се откъсне електрон от един атом и да се измери енергията, необходима за това, следователно той практически се определя и използва енергия на моларна йонизация(E и m).

Моларната йонизационна енергия показва коя е най-малката енергия, необходима за отделяне на 1 мол електрони от 1 мол атоми (по един електрон от всеки атом). Тази стойност обикновено се измерва в килоджаули на мол. Стойностите на енергията на моларна йонизация на първия електрон за повечето елементи са дадени в допълнение 6.
Как енергията на йонизация на атома зависи от положението на даден елемент в система от елементи, т.е. как се променя в група и период?
Според физическия смисъл йонизационната енергия е равна на работата, която трябва да бъде изразходвана за преодоляване на силата на привличане на електрона към атома, когато електронът се движи от атома на безкрайно разстояние от него.

където q - електронен заряд, Въпрос: Остава ли зарядът на катиона след отстраняването на електрона и r o е орбиталният радиус на атома.

И qи Въпрос: - количествата са постоянни и можем да заключим, че работата по разделянето на един електрон И, а с него и йонизационната енергия Е. и са обратно пропорционални на орбиталния радиус на атома.
След като анализирате стойностите на орбиталните радиуси на атоми на различни елементи и съответните стойности на йонизационната енергия, дадени в приложения 5 и 6, можете да се уверите, че връзката между тези стойности е близка до пропорционалната, но донякъде различна от нея. Причината, поради която нашето заключение не се съгласува много добре с експериментални данни, е, че използвахме много груб модел, който не отчита много значими фактори. Но дори този груб модел ни позволи да направим правилното заключение, че с увеличаване на радиуса на орбитата, енергията на йонизация на атома намалява и, обратно, с намаляване на радиуса, тя се увеличава.
Тъй като орбиталният радиус на атомите намалява в периода с увеличаване на поредния номер, йонизационната енергия се увеличава. В група, с увеличаване на серийния номер, орбиталният радиус на атомите, като правило, се увеличава и енергията на йонизация намалява. Най-голямата моларна йонизационна енергия се намира в най-малките атоми, хелиевите атоми (2372 kJ / mol) и сред атомите, способни да образуват химически връзки, във флуорните атоми (1681 kJ / mol). Най-малката е за най-големите атоми, цезиеви атоми (376 kJ / mol). В система от елементи посоката на увеличаване на йонизационната енергия може да бъде схематично показана, както следва:

В химията е важно йонизационната енергия да характеризира тенденцията на атома да се отказва от „своите“ електрони: колкото по-голяма е йонизационната енергия, толкова по-малко е атомът склонен да се отказва от електрони и обратно.

ВЪЗБУДЕНО СЪСТОЯНИЕ, ЙОНИЗАЦИЯ, КАТИОН, ИОНИЗАЦИОННА ЕНЕРГИЯ, МОЛАРНА ИОНИЗАЦИОННА ЕНЕРГИЯ, ИОНИЗАЦИОННА ЕНЕРГИЯ ПРОМЯНА В СИСТЕМАТА НА ЕЛЕМЕНТИ
1. Използвайки данните, дадени в допълнение 6, определете колко енергия трябва да бъде изразходвана, за да се отстрани един електрон от всички натриеви атоми с обща маса 1 g.
2. Използвайки данните, дадени в допълнение 6, определете колко пъти повече енергия трябва да бъде изразходвана за отделяне на един електрон от всички натриеви атоми с маса 3 g, отколкото от всички калиеви атоми със същата маса. Защо това съотношение се различава от съотношението на енергиите на моларна йонизация на същите атоми?
3. Съгласно данните, дадени в допълнение 6, изградете графика на зависимостта на енергията на моларна йонизация от серийния номер за елементи с Z. от 1 до 40. Размерите на графиката са същите като в задачата към предходния параграф. Вижте дали този график съответства на избора на "периоди" на системата от елементи.

Втората по важност енергийна характеристика на атома е електронна афинитетна енергия(Е от).

На практика, както в случая с йонизационната енергия, обикновено се използва съответното моларно количество - моларна енергия на афинитет на електрон().

Моларната енергия на афинитет към електрон показва каква е енергията, освободена, когато един мол електрони е прикрепен към един мол неутрални атоми (по един електрон към всеки атом). Подобно на моларната йонизационна енергия, тази стойност също се измерва в килоджаули на мол.
На пръв поглед може да изглежда, че в този случай енергията не трябва да се освобождава, тъй като атомът е неутрална частица и няма електростатични сили на привличане между неутрален атом и отрицателно зареден електрон. Напротив, приближаването на атом, електрон, изглежда, трябва да се отблъсне от същите отрицателно заредени електрони, които образуват електронна обвивка. Всъщност това не е вярно. Не забравяйте дали някога сте имали работа с атомен хлор. Разбира се, че не. В крайна сметка тя съществува само при много високи температури. Дори по-стабилният молекулен хлор практически не се среща в природата - ако е необходимо, той трябва да бъде получен чрез химични реакции. И трябва постоянно да се справяте с натриев хлорид (готварска сол). В крайна сметка трапезната сол се консумира всеки ден от човек с храна. И в природата се среща доста често. Но съставът на трапезната сол включва хлоридни йони, тоест хлорни атоми, които са прикрепили един „допълнителен“ електрон. Една от причините за това разпространение на хлоридните йони е, че хлорните атоми имат тенденция да прикачват електрони, т.е. когато хлоридните йони се образуват от хлорни атоми и електрони, енергията се освобождава.
Една от причините за освобождаването на енергия вече ви е известна - тя е свързана с увеличаване на симетрията на електронната обвивка на хлорния атом по време на прехода към еднозареден анион... В същото време, както си спомняте, енергия 3 стр-поднивото намалява. Има и други по-сложни причини.
Поради факта, че стойността на енергията на афинитет на електроните се влияе от няколко фактора, естеството на промяната в тази стойност в системата от елементи е много по-сложно от естеството на промяната в йонизационната енергия. Можете да се убедите в това, като анализирате таблицата, дадена в Приложение 7. Но тъй като стойността на тази величина се определя, преди всичко, от същото електростатично взаимодействие като стойностите на йонизационната енергия, тогава нейната промяна в системата от елементи (поне в A- групи), като цяло е подобно на промяна в енергията на йонизация, тоест енергията на афинитет към електрон в група намалява и в период се увеличава. Той е максимален за флуорни (328 kJ / mol) и хлорни (349 kJ / mol) атоми. Естеството на промяната в енергията на афинитет към електрон в система от елементи наподобява естеството на промяна в енергията на йонизация, т.е. посоката на увеличаване на енергията на афинитет към електрон може да бъде схематично показана, както следва:

2. В същия мащаб по хоризонталната ос, както в предишните задачи, нанесете зависимостта на моларната енергия на афинитет за електрон от поредния номер за атоми на елементи с Z. от 1 до 40 с помощта на приложение 7.
3. Какво е физическото значение на отрицателните стойности на енергията на афинитет на електроните?
4. Защо от всички атоми на елементите от 2-ри период само берилий, азот и неон имат отрицателни стойности на моларната енергия на афинитет към електрон?

Вече знаете, че склонността на атома да се откаже от своите и да прикачи чужди електрони зависи от неговите енергийни характеристики (енергия на йонизация и енергия на афинитет на електроните). Кои атоми са по-склонни да отдадат своите електрони и кои са по-склонни да приемат други?
За да отговорим на този въпрос, нека обобщим в таблица 15 всичко, което знаем за промяната в тези тенденции в системата от елементи.

Таблица 15. Промяна в склонността на атомите да се откажат от своите и да прикачат извънземни електрони