6,6. Características da estrutura eletrônica de átomos de cromo, cobre e alguns outros elementos

Se você olhou cuidadosamente o Apêndice 4, provavelmente notou que a sequência de preenchimento dos orbitais com elétrons é violada nos átomos de alguns elementos. Às vezes, essas violações são chamadas de "exceções", mas não são - não há exceções às leis da Natureza!

O primeiro elemento com essa violação é o cromo. Vamos considerar em mais detalhes sua estrutura eletrônica (Fig. 6.16 e) O átomo de cromo tem 4 s- subnível não dois, como seria de se esperar, mas apenas um elétron. Mas às 3 d- subnível cinco elétrons, mas este subnível é preenchido após 4 s- subnível (ver Fig. 6.4). Para entender por que isso acontece, vamos ver o que as nuvens de elétrons são 3 dé o subnível deste átomo.

Cada um dos cinco 3 d-nuvens, neste caso, é formada por um elétron. Como você já sabe do § 4 deste capítulo, a nuvem total de elétrons desses cinco elétrons tem uma forma esférica ou, como se costuma dizer, esfericamente simétrica. Pela natureza da distribuição da densidade eletrônica em diferentes direções, é semelhante a 1 s-EO. A energia do subnível, cujos elétrons formam essa nuvem, acaba sendo menor do que no caso de uma nuvem menos simétrica. Neste caso, a energia dos orbitais é 3 d- subnível é igual a energia 4 s-orbital. Quando a simetria é quebrada, por exemplo, quando o sexto elétron aparece, a energia dos orbitais é 3 d- o subnível novamente se torna mais do que energia 4 s-orbital. Portanto, o átomo de manganês novamente tem um segundo elétron por 4 s-AO.
Uma nuvem comum de qualquer subnível preenchida com elétrons, tanto pela metade quanto completamente, tem simetria esférica. A diminuição da energia nesses casos é de natureza geral e não depende se algum subnível está parcialmente ou completamente preenchido com elétrons. E se assim for, então devemos procurar a próxima violação no átomo, na camada de elétrons da qual o nono "vem" por último d-elétron. Na verdade, o átomo de cobre tem 3 d- subnível 10 elétrons e em 4 s- há apenas um subnível (Fig. 6.16 b).
A diminuição da energia dos orbitais de um subnível totalmente ou meio preenchido é a causa de uma série de fenômenos químicos importantes, alguns dos quais você se familiarizará.

Na química, as propriedades dos átomos isolados, via de regra, não são estudadas, pois quase todos os átomos, por fazerem parte de várias substâncias, formam ligações químicas. As ligações químicas são formadas quando as camadas de elétrons dos átomos interagem. Para todos os átomos (exceto hidrogênio), nem todos os elétrons participam da formação de ligações químicas: o boro tem três elétrons em cinco, o carbono tem quatro em seis e, por exemplo, o bário tem dois em cinquenta e seis. Esses elétrons "ativos" são chamados elétrons de valência.

Às vezes, os elétrons de valência são confundidos com externoelétrons, que não são a mesma coisa.

As nuvens de elétrons dos elétrons externos têm um raio máximo (e um valor máximo do número quântico principal).

São os elétrons externos que participam da formação de uma ligação em primeiro lugar, até porque, quando os átomos se aproximam, as nuvens de elétrons formadas por esses elétrons entram em contato primeiro. Mas junto com eles, parte dos elétrons pode participar da formação de uma ligação. pré-externo(penúltima) camada, mas apenas se eles tiverem uma energia que não difere muito da energia dos elétrons externos. Esses e outros elétrons de um átomo são valência. (Em lantanídeos e actinídeos, mesmo alguns elétrons "pré-externos" são de valência)
A energia dos elétrons de valência é muito maior do que a energia de outros elétrons do átomo, e os elétrons de valência diferem significativamente menos em energia uns dos outros.
Os elétrons externos são sempre valência apenas se o átomo puder formar ligações químicas. Portanto, os dois elétrons do átomo de hélio são externos, mas não podem ser chamados de valência, já que o átomo de hélio não forma nenhuma ligação química.
Elétrons de valência ocupam orbitais de valência, que por sua vez forma subníveis de valência.

Como exemplo, considere um átomo de ferro, cuja configuração eletrônica é mostrada na Fig. 6,17. Dos elétrons do átomo de ferro, o número quântico principal máximo ( n\u003d 4) tem apenas dois 4 s-elétron. Portanto, eles são os elétrons externos deste átomo. Os orbitais externos do átomo de ferro são todos orbitais com n \u003d 4, e os subníveis externos são todos subníveis formados por esses orbitais, ou seja, 4 s-, 4p-, 4d- e 4 f-EPU.
Os elétrons externos são sempre valência, portanto, 4 s-elétrons do átomo de ferro - elétrons de valência. E se sim, então 3 d-elétrons com energia ligeiramente superior também serão valência. No nível externo do átomo de ferro, além do 4 preenchido s-AO ainda existem 4 livres p-, 4d- e 4 f-AO. Eles são todos externos, mas existem apenas 4 valências entre eles. r-AO, visto que a energia dos outros orbitais é muito maior, e o aparecimento de elétrons nestes orbitais não é benéfico para o átomo de ferro.

Então, o átomo de ferro
nível eletrônico externo - quarto,
subníveis externos - 4 s-, 4p-, 4d- e 4 f-EPU,
orbitais externos - 4 s-, 4p-, 4d- e 4 f-AO,
elétrons externos - dois 4 s-elétron (4 s 2),
camada de elétrons externa - a quarta,
nuvem eletrônica externa - 4 s-EO
subníveis de valência - 4 s-, 4p-, e 3 d-EPU,
orbitais de valência - 4 s-, 4p-, e 3 d-AO,
elétrons de valência - dois 4 s-elétron (4 s 2) e seis 3 d-elétrons (3 d 6).

Os subníveis de valência podem ser parcialmente ou completamente preenchidos com elétrons, ou geralmente podem permanecer livres. Com o aumento da carga nuclear, os valores da energia de todos os subníveis diminuem, mas devido à interação dos elétrons entre si, a energia dos diferentes subníveis diminui com diferentes "taxas". Energia completamente preenchida d- e f- os subníveis diminuem tanto que deixam de ser valência.

Como exemplo, considere os átomos de titânio e arsênio (Fig. 6.18).

No caso do átomo de titânio 3 d-EPU é preenchido com elétrons apenas parcialmente, e sua energia é maior do que a energia 4 s-EPU e 3 d-elétrons são valência. O átomo de arsênio tem 3 d-EU é completamente preenchido com elétrons, e sua energia é significativamente menor do que a energia 4 s-EPU e, portanto, 3 d-elétrons não são valência.
Nos exemplos dados, analisamos configuração eletrônica de valênciaátomos de titânio e arsênico.

A configuração eletrônica de valência de um átomo é descrita como valence formula eletronica, ou na forma diagrama de energia dos subníveis de valência.

ELETRONS DE VALÊNCIA, ELÉTRONS EXTERNOS, VALENTE EPU, VALENTE AO, CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DE VALÊNCIA DO ÁTOMO, FÓRMULA ELETRÔNICA DE VALÊNCIA, DIAGRAMA DE SUBNÍVEL DE VALÊNCIA.

1. Nos diagramas de energia que você compilou e nas fórmulas eletrônicas completas dos átomos Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, indique os elétrons externos e de valência. Crie as fórmulas eletrônicas de valência desses átomos. Nos diagramas de energia, destaque as partes correspondentes aos diagramas de energia dos subníveis de valência.
2. O que há de comum entre as configurações eletrônicas dos átomos a) Li e Na, B e Al, O e S, Ne e Ar; b) Zn e Mg, Sc e Al, Cr e S, Ti e Si; c) H e He, Li e O, K e Kr, Sc e Ga. Quais são as diferenças deles
3. Quantos subníveis de valência na camada de elétrons de um átomo de cada um dos elementos: a) hidrogênio, hélio e lítio, b) nitrogênio, sódio e enxofre, c) potássio, cobalto e germânio
4. Quantos orbitais de valência estão completamente preenchidos em a) átomo de boro, b) flúor, c) sódio?
5. Quantos orbitais com um elétron desemparelhado em um átomo de a) boro, b) flúor, c) ferro
6. Quantos orbitais externos livres um átomo de manganês possui? E quantas valências grátis?
7. Para a próxima lição, prepare uma tira de papel de 20 mm de largura, divida-a em células (20 × 20 mm) e aplique uma gama natural de elementos (de hidrogênio a meitnério) a essa tira.
8. Em cada célula, coloque o símbolo do elemento, seu número ordinal e a fórmula eletrônica de valência, conforme mostrado na Fig. 6.19 (use o Apêndice 4).

A sistematização de elementos químicos é baseada na série natural de elementos e princípio de similaridade de conchas eletrônicasseus átomos.
Você já está familiarizado com a gama natural de elementos químicos. Agora vamos nos familiarizar com o princípio de similaridade de conchas eletrônicas.
Considerando as fórmulas eletrônicas de valência de átomos no NRE, é fácil descobrir que para alguns átomos eles diferem apenas nos valores do número quântico principal. Por exemplo 1 s 1 para hidrogênio, 2 s 1 para lítio, 3 s 1 para sódio, etc., ou 2 s 2 2p 5 para flúor, 3 s 2 3p 5 para cloro, 4 s 2 4p 5 para bromo, etc. Isso significa que as regiões externas das nuvens de elétrons de valência de tais átomos são muito semelhantes em forma e diferem apenas no tamanho (e, é claro, na densidade do elétron). E se assim for, então as nuvens de elétrons de tais átomos e as configurações de valência correspondentes podem ser chamadas gostar... Para átomos de diferentes elementos com configurações eletrônicas semelhantes, podemos escrever fórmulas eletrônicas gerais de valência: ns 1 no primeiro caso e ns 2 np 5 no segundo. Movendo-se ao longo da série natural de elementos, podem-se encontrar outros grupos de átomos com configurações de valência semelhantes.
Nesse caminho, átomos com configurações eletrônicas de valência semelhantes são encontrados regularmente na série natural de elementos. Este é o princípio de similaridade de conchas eletrônicas.
Vamos tentar identificar o tipo dessa regularidade. Para fazer isso, usaremos a linha natural de elementos que você criou.

ERE começa com hidrogênio, cuja fórmula eletrônica de valência é 1 s 1 Em busca de configurações de valência semelhantes, vamos cortar a série natural de elementos antes de elementos com uma fórmula eletrônica de valência comum ns 1 (ou seja, antes do lítio, antes do sódio, etc.). Temos os chamados "períodos" dos elementos. Vamos adicionar os "períodos" resultantes para que se tornem as linhas da tabela (ver Fig. 6.20). Como resultado, apenas os átomos das duas primeiras colunas da tabela terão configurações eletrônicas semelhantes.

Vamos tentar alcançar a similaridade das configurações eletrônicas de valência em outras colunas da tabela. Para fazer isso, cortamos do 6º e 7º períodos os elementos com os números 58 - 71 e 90 - 103 (eles são preenchidos com 4 f- e 5 f-sub-níveis) e coloque-os abaixo da mesa. Vamos mover os símbolos dos elementos restantes horizontalmente como mostrado na figura. Depois disso, átomos de elementos em uma coluna da tabela terão configurações de valência semelhantes, que podem ser expressas por fórmulas eletrônicas de valência gerais: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 e assim por diante até ns 2 np 6 Todos os desvios das fórmulas gerais de valência são devidos aos mesmos motivos que no caso do cromo e do cobre (ver parágrafo 6.6).

Como você pode ver, usando o ERE e aplicando o princípio da similaridade das conchas eletrônicas, conseguimos sistematizar os elementos químicos. Esse sistema de elementos químicos é chamado natural, pois é baseado exclusivamente nas leis da Natureza. A tabela que recebemos (Fig. 6.21) é uma das maneiras de representar graficamente o sistema natural de elementos e é chamada tabela de longo período de elementos químicos.

PRINCÍPIO DE SIMILARIDADE DE ESCUDOS ELETRÔNICOS, SISTEMA NATURAL DE ELEMENTOS QUÍMICOS (SISTEMA "PERIÓDICO"), TABELA DE ELEMENTOS QUÍMICOS.

Vamos dar uma olhada mais de perto na estrutura da tabela de elementos químicos de longo período.
As linhas desta tabela, como você já sabe, são chamadas de "períodos" dos elementos. Os períodos são numerados com algarismos arábicos de 1 a 7. Existem apenas dois elementos no primeiro período. O segundo e o terceiro períodos, cada um contendo oito elementos, são chamados curtoperíodos. O quarto e o quinto períodos, cada um contendo 18 elementos, são chamados longoperíodos. O sexto e o sétimo períodos, cada um contendo 32 elementos, são chamados extra longo períodos.
As colunas desta tabela são nomeadas em gruposelementos Os números dos grupos são designados por algarismos romanos com letras latinas A ou B.
Os elementos de alguns grupos têm seus próprios nomes (grupos) comuns: elementos do grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - elementos alcalinos(ou elementos de metal alcalino); Elementos do Grupo IIA (Ca, Sr, Ba e Ra) - elementos alcalino-terrosos(ou elementos de metal alcalino-terroso) (o nome "metais alcalinos" e metais alcalino-terrosos "refere-se a substâncias simples formadas pelos elementos correspondentes e não devem ser usados \u200b\u200bcomo nomes de grupos de elementos); elementos do grupo VIA (O, S, Se, Te, Po) - calcogênios, elementos do grupo VIIA (F, Cl, Br, I, At) - halogênios, elementos do grupo VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) - elementos de gás nobres. (O nome tradicional "gases nobres" também se refere a substâncias simples)
Elementos com números de série 58 - 71 (Ce - Lu) geralmente retirados da parte inferior da tabela são chamados lantanídeos ("seguindo lantânio"), e elementos com números ordinais 90 - 103 (Th - Lr) - actinidas ("após o actínio"). Há uma variante da tabela de longo período, na qual os lantanídeos e os actinídeos não são eliminados do NRE, mas permanecem no local em períodos superlongos. Esta mesa às vezes é chamada período superlongo.
A tabela de longo período é dividida em quatro quadra(ou seção).
s-Block inclui elementos de grupos IA e IIA com fórmulas eletrônicas de valência comuns ns 1 e ns 2 (elementos s).
r-Block inclui elementos do grupo IIIA a VIIIA com fórmulas eletrônicas de valência geral de ns 2 np 1 para ns 2 np 6 (elementos p).
bloco d inclui elementos de grupo IIIB a IIB com fórmulas eletrônicas de valência geral de ns 2 (n–1)d 1 para ns 2 (n–1)d 10 (elementos d).
f-Block inclui lantanídeos e actinídeos ( elementos f).

Os elementos s- e p-blocos formam grupos A, e os elementos d -bloco - grupo B do sistema de elementos químicos. Tudo f-os elementos são formalmente incluídos no grupo IIIB.
Os elementos do primeiro período - hidrogênio e hélio - são s-elementos e podem ser colocados nos grupos IA e IIA. Mas o hélio é mais frequentemente colocado no grupo VIIIA como um elemento que encerra o período, o que corresponde plenamente às suas propriedades (o hélio, como todas as outras substâncias simples formadas pelos elementos deste grupo, é um gás nobre). O hidrogênio, por outro lado, costuma ser colocado no grupo VIIA, pois em suas propriedades está muito mais próximo dos halogênios do que dos elementos alcalinos.
Cada um dos períodos do sistema começa com um elemento com uma configuração de valência de átomos ns 1, visto que é a partir desses átomos que começa a formação da próxima camada de elétrons e termina com um elemento com configuração de valência de átomos ns 2 np 6 (exceto para o primeiro período). Isso torna fácil distinguir no diagrama de energia um grupo de subníveis preenchidos com elétrons de átomos de cada um dos períodos (Fig. 6.22). Faça este trabalho com todos os subníveis mostrados em sua cópia da Figura 6.4. Os subníveis destacados na Figura 6.22 (exceto para completamente preenchidos d- e f-sublevels) são valências para átomos de todos os elementos de um determinado período.
Aparência em períodos s-, p-, d- ou f- os elementos correspondem totalmente à sequência de enchimento s-, p-, d- ou felétrons de subnível. Esta característica do sistema de elementos permite, conhecendo o período e grupo a que pertence este elemento, anotar imediatamente a sua fórmula eletrónica de valência.

TABELA DE LONGO PERÍODO DE ELEMENTOS QUÍMICOS, BLOCOS, PERÍODOS, GRUPOS, ELEMENTOS ALCALINOS, ELEMENTOS DE TERRA ALCALINOS, CALCÓGENOS, HALOGENOS, ELEMENTOS DE GASES NOBRES, LANTANÓIDES.
Escreva as fórmulas eletrônicas gerais de valência dos átomos dos elementos a) grupos IVA e IVB, b) grupos IIIA e VIIB?
2. O que há de comum entre as configurações eletrônicas dos átomos dos grupos dos elementos A e B? Como eles diferem?
3. Quantos grupos de elementos estão incluídos em a) s-bloco B) r-bloco, c) d-quadra?
4. Continue a Figura 30 para aumentar a energia dos subníveis e selecione os grupos de subníveis que são preenchidos com elétrons no 4º, 5º e 6º períodos.
5. Liste os subníveis de valência de a) cálcio, b) fósforo, c) titânio, d) cloro, e) sódio. 6.Formule como os elementos s-, p- e d diferem uns dos outros.
7. Explique por que o pertencimento de um átomo a qualquer elemento é determinado pelo número de prótons no núcleo, e não pela massa desse átomo.
8. Para átomos de lítio, alumínio, estrôncio, selênio, ferro e chumbo, desenhe valência, fórmulas eletrônicas completas e abreviadas e desenhe diagramas de energia de subníveis de valência. 9. Os átomos cujos elementos correspondem às seguintes fórmulas eletrônicas de valência: 3 s 1 , 4s 1 3d 1, 2s 2 2 p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?

Para finalidades diferentes, precisamos saber a configuração completa ou a configuração de valência do átomo. Cada uma dessas configurações eletrônicas pode ser representada por uma fórmula e um diagrama de energia. Ou seja, configuração eletrônica completa de um átomoexpresso a fórmula eletrônica completa do átomo, ou diagrama de energia completo do átomo... Por sua vez, configuração de valência de elétrons de um átomoexpresso valência(ou, como é frequentemente chamado, " curto ") fórmula eletrônica do átomo, ou diagrama dos subníveis de valência do átomo(fig. 6.23).

Costumávamos fazer as fórmulas eletrônicas dos átomos usando os números ordinais dos elementos. Neste caso, determinamos a sequência de preenchimento dos subníveis com elétrons do diagrama de energia: 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s etc. E apenas escrevendo a fórmula eletrônica completa, poderíamos escrever a fórmula de valência.
A fórmula eletrônica de valência do átomo, mais utilizada, é mais conveniente de escrever com base na posição do elemento no sistema de elementos químicos, de acordo com as coordenadas período - grupo.
Vamos considerar em detalhes como isso é feito para os elementos. s-, p- e d-blocos.
Para itens s-block valence fórmula eletrônica de um átomo consiste em três símbolos. Em geral, pode ser escrito da seguinte forma:

Em primeiro lugar (no lugar da célula grande), é colocado o número do período (igual ao número quântico principal destes s-elétrons), e no terceiro (no sobrescrito) está o número do grupo (igual ao número de elétrons de valência). Tomando o átomo de magnésio como exemplo (3º período, grupo IIA), obtemos:

Para itens p- fórmula eletrônica de valência de bloco de um átomo consiste em seis símbolos:

Aqui, no lugar de células grandes, o número do período também é colocado (igual ao número quântico principal destes s- e p-elétrons), e o número do grupo (igual ao número de elétrons de valência) é igual à soma dos sobrescritos. Para o átomo de oxigênio (2º período, grupo VIA), obtemos:

2s 2 2p 4 .

Valence fórmula eletrônica da maioria dos elementos d-bloco pode ser escrito assim:

Como nos casos anteriores, aqui, ao invés da primeira célula, é colocado o número do período (igual ao número quântico principal destes s-elétrons). O número na segunda célula acaba sendo um a menos, uma vez que o número quântico principal destes d-elétrons. O número do grupo aqui também é igual à soma dos índices. Exemplo - a fórmula eletrônica de valência do titânio (4º período, grupo IVB): 4 s 2 3d 2 .

O número do grupo é igual à soma dos índices e dos elementos do grupo VIB, mas eles, como você se lembra, na valência s- há apenas um subnível de elétron e a fórmula eletrônica geral de valência ns 1 (n–1)d cinco. Portanto, a fórmula eletrônica de valência, por exemplo, molibdênio (5º período) - 5 s 1 4d 5 .
É tão fácil compor a fórmula eletrônica de valência de qualquer elemento do grupo IB, por exemplo, ouro (6º período)\u003e -\u003e 6 s 1 5d 10, mas neste caso deve ser lembrado que d- os elétrons dos átomos dos elementos desse grupo ainda permanecem valência, e alguns deles podem participar da formação de ligações químicas.
A fórmula eletrônica de valência geral de átomos de elementos do grupo IIB é ns 2 (n – 1)d dez. Portanto, a fórmula eletrônica de valência, por exemplo, de um átomo de zinco é 4 s 2 3d 10 .
As fórmulas eletrônicas de valência dos elementos da primeira tríade (Fe, Co e Ni) também obedecem às regras gerais. O ferro, um elemento do grupo VIIIB, possui uma fórmula eletrônica de valência de 4 s 2 3d 6 O átomo de cobalto tem um d-elétron maior (4 s 2 3d 7), e para o átomo de níquel - por dois (4 s 2 3d 8).
Usando apenas essas regras para escrever fórmulas eletrônicas de valência, é impossível compor as fórmulas eletrônicas de átomos de alguns d-elementos (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), uma vez que o seu preenchimento dos subníveis de valência com elétrons devido à tendência a camadas de elétrons altamente simétricas tem algumas características adicionais.
Conhecendo a fórmula eletrônica de valência, você pode escrever a fórmula eletrônica completa do átomo (veja abaixo).
Muitas vezes, em vez de fórmulas eletrônicas completas complicadas, escreve-se fórmulas eletrônicas abreviadasátomos. Para compô-los na fórmula eletrônica, todos os elétrons do átomo são selecionados, exceto os de valência, seus símbolos são colocados entre colchetes e a parte da fórmula eletrônica correspondente à fórmula eletrônica do átomo do último elemento do período anterior (o elemento que forma o gás nobre) é substituída pelo símbolo deste átomo.

Exemplos de fórmulas eletrônicas de diferentes tipos são mostrados na Tabela 14.

Tabela 14. Exemplos de fórmulas eletrônicas de átomos

Algoritmo para compor fórmulas eletrônicas de átomos (por exemplo, o átomo de iodo)

Notas
1. Para os elementos do 2º e 3º períodos, a terceira operação (sem o quarto) leva imediatamente a uma fórmula eletrônica completa.
2. (n – 1)d 10 - Os elétrons permanecem valência nos átomos dos elementos do grupo IB.

FÓRMULA ELETRÔNICA COMPLETA, FÓRMULA ELETRÔNICA DE VALÊNCIA, FÓRMULA ELETRÔNICA REDUZIDA, ALGORITMO PARA COMPOSIÇÃO DE FÓRMULAS ELETRÔNICAS DE ÁTOMOS.
1. Faça a fórmula eletrônica de valência do átomo do elemento a) o segundo período do terceiro grupo A, b) o terceiro período do segundo grupo A, c) o quarto período do quarto grupo A.
2. Faça as fórmulas eletrônicas abreviadas dos átomos de magnésio, fósforo, potássio, ferro, bromo e argônio.

Por mais de 100 anos que se passaram desde a descoberta do sistema natural de elementos, várias centenas das mais diversas tabelas foram propostas, refletindo graficamente esse sistema. Destes, além da tabela de longo período, a chamada tabela de elementos de curto período de DI Mendeleev é a mais difundida. Uma tabela de curto período é obtida de uma tabela de longo período se o 4º, 5º, 6º e 7º períodos são cortados antes dos elementos do grupo IB, se afastam e as linhas resultantes são dobradas como costumávamos adicionar os períodos. O resultado é mostrado na Figura 6.24.

Lantanídeos e actinídeos também são colocados sob a mesa principal aqui.

AT gruposesta tabela contém elementos cujos átomos igual número de elétrons de valêncianão importa em que orbitais esses elétrons estejam. Assim, os elementos cloro (um elemento típico que forma um não-metal; 3 s 2 3p 5) e manganês (elemento formador de metal; 4 s 2 3d 5), não possuindo a aparência de conchas eletrônicas, aqui caem no mesmo sétimo grupo. A necessidade de distinguir entre tais elementos força você a selecionar em grupos subgrupos: o principal- análogos dos grupos A da mesa de longo período e lado - análogos de grupos B. Na Figura 34, os símbolos dos elementos dos subgrupos principais são deslocados para a esquerda e os elementos dos subgrupos secundários são deslocados para a direita.
É verdade que tal arranjo de elementos na tabela também tem suas vantagens, porque é o número de elétrons de valência que determina principalmente as capacidades de valência de um átomo.
A tabela de longo período reflete as regularidades da estrutura eletrônica dos átomos, a similaridade e regularidades das mudanças nas propriedades de substâncias e compostos simples por grupos de elementos, uma mudança regular em uma série de quantidades físicas que caracterizam átomos, substâncias simples e compostos em todo o sistema de elementos e muito mais. A tabela de curto período é menos conveniente nesse aspecto.

TABELA DE CURTO PERÍODO, SUBGRUPOS PRINCIPAIS, SUBGRUPOS LATERAIS.
1. Converta a tabela de longo período que você construiu de uma série natural de elementos em uma de curto período. Reverta a transformação.
2. É possível traçar uma fórmula eletrônica de valência geral de átomos de elementos de um grupo de uma tabela de curto período? Por quê?

O átomo não tem limites claros. Qual é considerado o tamanho de um átomo isolado? O núcleo de um átomo é cercado por uma camada de elétrons, e a camada consiste em nuvens de elétrons. O tamanho do EO é caracterizado pelo raio r eo. Todas as nuvens na camada externa têm aproximadamente o mesmo raio. Portanto, o tamanho de um átomo pode ser caracterizado por este raio. É chamado raio orbital do átomo(r 0).

Os valores dos raios orbitais dos átomos são dados no Apêndice 5.
O raio do EO depende da carga do núcleo e em qual orbital está o elétron que forma esta nuvem. Portanto, o raio orbital de um átomo depende das mesmas características.
Considere as camadas de elétrons dos átomos de hidrogênio e hélio. Tanto no átomo de hidrogênio quanto no de hélio, os elétrons estão em 1 s-AO, e suas nuvens teriam o mesmo tamanho se as cargas dos núcleos desses átomos fossem as mesmas. Mas a carga do núcleo de um átomo de hélio é duas vezes maior que a carga do núcleo de um átomo de hidrogênio. De acordo com a lei de Coulomb, a força de atração que atua sobre cada um dos elétrons de um átomo de hélio é duas vezes a força de atração de um elétron para o núcleo de um átomo de hidrogênio. Conseqüentemente, o raio do átomo de hélio deve ser muito menor do que o raio do átomo de hidrogênio. E aqui está: r 0 (Ele) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Um átomo de lítio tem um elétron externo em 2 s-AO, ou seja, forma uma nuvem da segunda camada. Naturalmente, seu raio deve ser maior. Sério: r 0 (Li) \u003d 1.586 E.
Os átomos dos elementos restantes do segundo período têm elétrons externos (e 2 s, e 2 p) estão localizados na mesma segunda camada de elétrons, e a carga nuclear desses átomos aumenta com o aumento do número de série. Os elétrons são mais fortemente atraídos para o núcleo e, naturalmente, os raios dos átomos diminuem. Poderíamos repetir esse raciocínio para átomos de elementos de outros períodos, mas com um esclarecimento: o raio orbital diminui monotonicamente apenas quando cada um dos subníveis é preenchido.
Mas se ignorarmos as particularidades, então a natureza geral da mudança no tamanho dos átomos no sistema de elementos é a seguinte: com um aumento no número de série no período, os raios orbitais dos átomos diminuem, e no grupo, eles aumentam. O maior átomo é um átomo de césio e o menor é um átomo de hélio, mas dos átomos dos elementos que formam compostos químicos (hélio e néon não os formam), o menor é um átomo de flúor.
A maioria dos átomos dos elementos, que estão na linha natural após os lantanídeos, têm raios orbitais um pouco menores do que se esperaria, com base em leis gerais. Isso se deve ao fato de que 14 lantanídeos estão localizados entre o lantânio e o háfnio no sistema de elementos e, portanto, a carga do núcleo do átomo de háfnio é 14 e mais do que lantânio. Portanto, os elétrons externos desses átomos são atraídos para o núcleo mais fortemente do que seriam atraídos na ausência de lantanídeos (esse efeito é freqüentemente chamado de "compressão de lantanídeos").
Observe que ao passar dos átomos dos elementos do grupo VIIIA para os átomos dos elementos do grupo IA, o raio orbital aumenta abruptamente. Consequentemente, nossa escolha dos primeiros elementos de cada período (ver § 7) acabou sendo correta.

RAIO ORBITAL DE UM ÁTOMO, SUA MUDANÇA NO SISTEMA DE ELEMENTOS.
1. De acordo com os dados fornecidos no Apêndice 5, plote em papel milimetrado um gráfico da dependência do raio orbital de um átomo no número ordinal de um elemento para elementos com Z de 1 a 40. O comprimento do eixo horizontal é de 200 mm, o comprimento do eixo vertical é de 100 mm.
2.Como você pode caracterizar a aparência da linha quebrada resultante?

Se você transmitir energia adicional a um elétron em um átomo (como isso pode ser feito, você aprenderá em um curso de física), então o elétron pode ir para outro AO, ou seja, o átomo estará em estado de excitação... Este estado é instável, e o elétron retornará quase imediatamente ao seu estado original e o excesso de energia será liberado. Mas se a energia transmitida ao elétron for grande o suficiente, o elétron pode se separar completamente do átomo, enquanto o átomo ioniza, isto é, ele se transforma em um íon carregado positivamente ( cátion) A energia necessária para isso é chamada a energia de ionização do átomo(E e).

É bastante difícil arrancar um elétron de um único átomo e medir a energia necessária para isso, portanto, é praticamente determinado e usado energia de ionização molar(E e m).

A energia de ionização molar mostra qual é a menor energia necessária para separar 1 mol de elétrons de 1 mol de átomos (um elétron de cada átomo). Este valor é geralmente medido em quilojoules por mol. Os valores da energia de ionização molar do primeiro elétron para a maioria dos elementos são dados no Apêndice 6.
Como a energia de ionização de um átomo depende da posição de um elemento em um sistema de elementos, ou seja, como ela muda em um grupo e em um período?
De acordo com o significado físico, a energia de ionização é igual ao trabalho que precisa ser despendido para superar a força de atração do elétron para o átomo quando o elétron se move do átomo para uma distância infinita dele.

onde q - carga do elétron, Q É a carga do cátion remanescente após a remoção do elétron, e r o é o raio orbital do átomo.

E qe Q - as quantidades são constantes, e podemos concluir que, o trabalho de separação de um elétron E, e com ela a energia de ionização E e, são inversamente proporcionais ao raio orbital do átomo.
Tendo analisado os valores dos raios orbitais dos átomos de vários elementos e os valores correspondentes da energia de ionização fornecidos nos Apêndices 5 e 6, você pode ter certeza de que a relação entre esses valores é próxima da proporcional, mas um pouco diferente dela. A razão pela qual nossa conclusão não concorda muito bem com os dados experimentais é que usamos um modelo muito bruto que não leva em consideração muitos fatores significativos. Mas mesmo este modelo grosseiro nos permitiu tirar a conclusão correta de que com um aumento no raio orbital, a energia de ionização de um átomo diminui e, inversamente, com uma diminuição no raio, ela aumenta.
Como o raio orbital dos átomos diminui no período com o aumento do número ordinal, a energia de ionização aumenta. Em um grupo, com o aumento do número de série, o raio orbital dos átomos, via de regra, aumenta e a energia de ionização diminui. A maior energia de ionização molar é encontrada nos menores átomos, átomos de hélio (2372 kJ / mol), e entre os átomos capazes de formar ligações químicas, em átomos de flúor (1681 kJ / mol). O menor é para os átomos maiores, átomos de césio (376 kJ / mol). Em um sistema de elementos, a direção de aumento da energia de ionização pode ser esquematicamente mostrada da seguinte forma:

Em química, é importante que a energia de ionização caracterize a tendência de um átomo a ceder "seus" elétrons: quanto maior a energia de ionização, menos o átomo tende a ceder elétrons e vice-versa.

ESTADO ANIMADO, IONIZAÇÃO, CAÇÃO, ENERGIA DE IONIZAÇÃO, ENERGIA DE IONIZAÇÃO MOLAR, MUDANÇA NA ENERGIA DE IONIZAÇÃO NO SISTEMA DE ELEMENTOS.
1.Usando os dados fornecidos no Apêndice 6, determine quanta energia precisa ser gasta para retirar um elétron de todos os átomos de sódio com uma massa total de 1 g.
2. Usando os dados fornecidos no Apêndice 6, determine quantas vezes mais energia deve ser gasta para separar um elétron de todos os átomos de sódio com massa de 3 g do que de todos os átomos de potássio com a mesma massa. Por que essa razão é diferente da razão das energias de ionização molar dos mesmos átomos?
3. De acordo com os dados fornecidos no Apêndice 6, construa um gráfico da dependência da energia de ionização molar no número de série para elementos com Z de 1 a 40. As dimensões do gráfico são as mesmas da tarefa do parágrafo anterior. Veja se este cronograma corresponde à seleção de "períodos" do sistema de elementos.

A segunda característica de energia mais importante de um átomo é energia de afinidade de elétrons(E a partir de).

Na prática, como no caso da energia de ionização, a quantidade molar correspondente é normalmente usada - energia de afinidade de elétron molar().

A energia molar de afinidade por um elétron mostra qual é a energia liberada quando um mol de elétrons é ligado a um mol de átomos neutros (um elétron para cada átomo). Como a energia de ionização molar, este valor também é medido em kilojoules por mol.
À primeira vista, pode parecer que a energia não deveria ser liberada neste caso, porque um átomo é uma partícula neutra, e não há forças eletrostáticas de atração entre um átomo neutro e um elétron carregado negativamente. Ao contrário, ao se aproximar de um átomo, um elétron, ao que parece, deveria se repelir dos mesmos elétrons carregados negativamente que formam uma camada de elétrons. Na verdade, isso não é verdade. Lembre-se se você já teve que lidar com cloro atômico. Claro que não. Afinal, ele só existe em temperaturas muito altas. Mesmo o cloro molecular mais estável praticamente não é encontrado na natureza - se necessário, deve ser obtido por meio de reações químicas. E você tem que lidar com cloreto de sódio (sal de cozinha) o tempo todo. Afinal, o sal de cozinha é consumido todos os dias por uma pessoa com comida. E na natureza, ocorre com bastante frequência. Mas a composição do sal de cozinha contém íons de cloreto, isto é, átomos de cloro, que possuem um elétron "extra" anexado. Uma das razões para essa prevalência de íons cloreto é que os átomos de cloro tendem a anexar elétrons, ou seja, quando os íons cloreto são formados a partir de átomos e elétrons de cloro, a energia é liberada.
Uma das razões para a liberação de energia já é conhecida por você - ela está associada a um aumento na simetria da camada de elétrons do átomo de cloro durante a transição para um ânion... Ao mesmo tempo, como você se lembra, a energia 3 p- diminui o subnível. Existem também outras razões mais complexas.
Devido ao fato de que o valor da energia de afinidade do elétron é influenciado por vários fatores, a natureza da mudança neste valor no sistema de elementos é muito mais complexa do que a natureza da mudança na energia de ionização. Você pode se convencer disso analisando a tabela dada no Apêndice 7. Mas como o valor dessa quantidade é determinado, em primeiro lugar, pela mesma interação eletrostática dos valores da energia de ionização, então sua mudança no sistema de elementos (pelo menos em A- grupos), em termos gerais, é semelhante a uma mudança na energia de ionização, ou seja, a energia de afinidade por um elétron em um grupo diminui e em um período aumenta. É máximo para átomos de flúor (328 kJ / mol) e cloro (349 kJ / mol). A natureza da mudança na energia de afinidade por um elétron em um sistema de elementos se assemelha à natureza da mudança na energia de ionização, ou seja, a direção de um aumento na energia de afinidade por um elétron pode ser esquematicamente mostrada da seguinte forma:

2. Na mesma escala ao longo do eixo horizontal como nas tarefas anteriores, plote a dependência da energia molar de afinidade para um elétron no número ordinal para átomos de elementos com Z de 1 a 40 usando o app 7.
3. Qual é o significado físico dos valores negativos da energia de afinidade do elétron?
4. Por que, de todos os átomos dos elementos do 2º período, apenas o berílio, o nitrogênio e o neônio têm valores negativos de energia molar de afinidade por um elétron?

Você já sabe que a propensão de um átomo a desistir dos seus próprios e anexar elétrons estranhos depende de suas características de energia (energia de ionização e energia de afinidade por um elétron). Quais átomos são mais propensos a doar seus elétrons e quais são mais inclinados a aceitar outros?
Para responder a esta pergunta, vamos resumir na Tabela 15 tudo o que sabemos sobre a mudança nessas tendências no sistema de elementos.

Tabela 15. Mudança na propensão dos átomos de abrir mão dos seus próprios e anexar os elétrons de outras pessoas