Електронна конфигурация на атоме формула, показваща разположението на електроните в атома по нива и поднива. След като изучите статията, ще научите къде и как се намират електроните, ще се запознаете с квантовите числа и ще можете да конструирате електронната конфигурация на атома по неговия номер; в края на статията има таблица с елементи.
Защо да изучаваме електронната конфигурация на елементите?
Атомите са като строителен комплект: има определен брой части, те се различават една от друга, но две части от един и същи вид са абсолютно еднакви. Но този конструктор е много по-интересен от пластмасовия и ето защо. Конфигурацията се променя в зависимост от това кой е наблизо. Например кислород до водород Може бисе превръща във вода, когато е близо до натрий, се превръща в газ, а когато е близо до желязо, напълно го превръща в ръжда. За да се отговори на въпроса защо това се случва и да се предвиди поведението на един атом до друг, е необходимо да се проучи електронната конфигурация, която ще бъде разгледана по-долу.
Колко електрона има в един атом?
Атомът се състои от ядро и електрони, въртящи се около него; ядрото се състои от протони и неутрони. В неутрално състояние всеки атом има брой електрони, равен на броя на протоните в ядрото му. Означен е броят на протоните сериен номерелемент, например сярата, има 16 протона - 16-ият елемент от периодичната таблица. Златото има 79 протона - 79-ият елемент от периодичната система. Съответно сярата има 16 електрона в неутрално състояние, а златото има 79 електрона.
Къде да търся електрон?
Чрез наблюдение на поведението на електрона са изведени определени модели, те са описани с квантови числа, общо четири:
- Главно квантово число
- Орбитално квантово число
- Магнитно квантово число
- Спиново квантово число
Орбитален
Освен това, вместо думата орбита, ще използваме термина „орбитала“; орбитала е вълновата функция на електрона; това е областта, в която електронът прекарва 90% от времето си.
N - ниво
L - черупка
M l - орбитален номер
M s - първи или втори електрон в орбитала
Орбитално квантово число l
В резултат на изследването на електронния облак беше установено, че в зависимост от енергийно ниво, облакът има четири основни форми: топка, дъмбел и две други по-сложни. По ред на нарастване на енергията тези форми се наричат s-, p-, d- и f-обвивка. Всяка от тези черупки може да има 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбитали. Орбиталното квантово число е обвивката, в която се намират орбиталите. Орбиталното квантово число за s, p, d и f орбиталите приема стойности съответно 0, 1, 2 или 3.
На s-обвивката има една орбитала (L=0) - два електрона
На p-обвивката (L=1) има три орбитали - шест електрона
Има пет орбитали на d-обвивката (L=2) - десет електрона
На f-обвивката (L=3) има седем орбитали - четиринадесет електрона
Магнитно квантово число m l
На p-обвивката има три орбитали, те се обозначават с числа от -L до +L, тоест за p-обвивката (L=1) има орбитали „-1“, „0“ и „1“ . Магнитното квантово число се обозначава с буквата m l.
Вътре в обвивката е по-лесно електроните да бъдат разположени в различни орбитали, така че първите електрони запълват по един във всяка орбитала, а след това към всяка се добавя двойка електрони.
Помислете за d-обвивката:
D-обвивката съответства на стойността L=2, т.е. пет орбитали (-2,-1,0,1 и 2), първите пет електрона запълват обвивката, приемайки стойностите M l =-2, M l =-1, Ml =0, Ml =1, Ml =2.
Спиново квантово число m s
Спинът е посоката на въртене на електрона около неговата ос, има две посоки, така че квантовото число на спина има две стойности: +1/2 и -1/2. Едно енергийно подниво може да съдържа само два електрона с противоположни спинове. Спиновото квантово число се означава с m s
Главно квантово число n
Основното квантово число е енергийното ниво при този моментизвестни са седем енергийни нива, всяко обозначено с арабска цифра: 1,2,3,...7. Броят на черупките на всяко ниво е равен на номера на нивото: има една черупка на първото ниво, две на второто и т.н.
Електронно число
И така, всеки електрон може да бъде описан с четири квантови числа, комбинацията от тези числа е уникална за всяка позиция на електрона, нека вземем първия електрон, най-ниският енергийно нивотова е N=1, на първо ниво има една черупка, първата черупка на което и да е ниво има формата на топка (s-черупка), т.е. L=0, магнитното квантово число може да приеме само една стойност, M l =0 и спинът ще бъде равен на +1/2. Ако вземем петия електрон (в какъвто и атом да е), то основните квантови числа за него ще бъдат: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.
Швейцарският физик В. Паули през 1925 г. установява, че в един атом в една орбитала не може да има повече от два електрона с противоположни (антипаралелни) спинове (преведено от английски като "вретено"), тоест притежаващи такива свойства, които могат да бъдат условно си представяше себе си като въртене на електрон около неговата въображаема ос: по или обратно на часовниковата стрелка. Този принцип се нарича принцип на Паули.
Ако има един електрон в орбитала, тогава той се нарича несдвоен; ако има два, тогава това са сдвоени електрони, тоест електрони с противоположни спинове.
Фигура 5 показва диаграма на разделянето на енергийните нива на поднива.
S-Orbital, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом (s = 1) се намира в тази орбитала и е несдвоен. Следователно неговата електронна формула или електронна конфигурация ще бъде написана както следва: 1s 1. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с числото пред буквата (1 ...), латиницаобозначават подниво (тип орбитала), а числото, което е написано в горния десен ъгъл на буквата (като показател) показва броя на електроните в поднивото.
За хелиев атом He, който има два сдвоени електрона в една s-орбитала, тази формула е: 1s 2.
Електронната обвивка на атома на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ.
На второто енергийно ниво (n = 2) има четири орбитали: една s и три p. Електроните на s-орбиталата на второто ниво (2s-орбитали) имат по-висока енергия, тъй като са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на 1s-орбитала (n = 2).
Като цяло, за всяка стойност на n има една s орбитала, но със съответен запас от електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ с увеличаване на стойността на n.
R-Orbital има формата на дъмбел или триизмерна осмица. И трите p-орбитали са разположени в атома взаимно перпендикулярно по пространствените координати, прекарани през ядрото на атома. Трябва още веднъж да се подчертае, че всяко енергийно ниво (електронен слой), започвайки от n = 2, има три p-орбитали. С увеличаването на n електроните се преместват в p-орбиталите, разположени на дълги разстоянияот сърцевината и насочен по осите x, y, z.
За елементи от втория период (n = 2) първо се запълва една b-орбитала, а след това три p-орбитали. Електронна формула 1l: 1s 2 2s 1. Електронът е по-свободно свързан с ядрото на атома, така че литиевият атом може лесно да се откаже от него (както си спомняте, този процес се нарича окисление), превръщайки се в Li+ йон.
В берилиевия атом Be 0, четвъртият електрон също се намира в 2s орбитала: 1s 2 2s 2. Двата външни електрона на берилиевия атом се разделят лесно - Be 0 се окислява до катион Be 2+.
В атома на бора петият електрон заема 2p орбитала: 1s 2 2s 2 2p 1. След това атомите C, N, O, E се запълват с 2p орбитали, които завършват с благородния газ неон: 1s 2 2s 2 2p 6.
За елементи от третия период са запълнени съответно орбиталите Sv и Sr. Пет d-орбитали от третото ниво остават свободни:
Понякога в диаграми, изобразяващи разпределението на електроните в атомите, се посочва само броят на електроните на всяко енергийно ниво, т.е. записват се съкратени електронни формули на атоми на химични елементи, за разлика от пълните електронни формули, дадени по-горе.
За елементи с големи периоди (четвърти и пети) първите два електрона заемат съответно 4-та и 5-та орбитала: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Започвайки от третия елемент на всеки голям период, следващите десет електрона ще влязат съответно в предишните 3d и 4d орбитали (за елементи от странични подгрупи): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Тр 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Като правило, когато предишното d-подниво се запълни, външното (4p- и 5p-съответно) p-подниво ще започне да се запълва.
За елементи с големи периоди - шести и непълен седми - електронните нива и поднива се запълват с електрони, като правило, така: първите два електрона ще отидат на външното b-подниво: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; следващият един електрон (за Na и Ac) към предишния (p-подниво: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 и 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Тогава следващите 14 електрона ще влязат в третото външно енергийно ниво в 4f и 5f орбиталите съответно на лантанидите и актинидите.
След това второто външно енергийно ниво (d-подниво) ще започне да се изгражда отново: за елементи от странични подгрупи: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - и накрая, едва след като текущото ниво е напълно запълнено с десет електрона, външното p-подниво ще бъде запълнено отново:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Много често структурата на електронните обвивки на атомите се изобразява с помощта на енергийни или квантови клетки - записват се така наречените графични електронни формули. За тази нотация се използва следната нотация: всяка квантова клетка е обозначена с клетка, която съответства на една орбитала; Всеки електрон е обозначен със стрелка, съответстваща на посоката на въртене. Когато пишете графична електронна формула, трябва да запомните две правила: принципа на Паули, според който в клетка (орбитала) не може да има повече от два електрона, но с антипаралелни спинове, и правилото на Ф. Хунд, според което електроните заемат свободни клетки (орбитали) и се намират в Първоначално те са една по една и имат една и съща стойност на спина и едва след това се сдвояват, но спиновете ще бъдат противоположно насочени според принципа на Паули.
В заключение, разгледайте още веднъж картографирането електронни конфигурацииатоми на елементи според периодите на системата Д. И. Менделеев. Схема електронна структураатомите показват разпределението на електроните в електронните слоеве (енергийни нива). 
В атома на хелия първият електронен слой е завършен - има 2 електрона.
Водородът и хелият са s-елементи; s-орбиталата на тези атоми е запълнена с електрони.
Елементи от втория период
За всички елементи от втория период първият електронен слой е запълнен и електроните запълват e- и p-орбиталите на втория електронен слой в съответствие с принципа на най-малката енергия (първо s- и след това p) и Паули и Правила на Хунд (Таблица 2).
В неоновия атом вторият електронен слой е завършен – има 8 електрона.
Таблица 2 Структура на електронни обвивки на атоми на елементи от втория период
Край на масата. 2 
Li, Be са b-елементи.
B, C, N, O, F, Ne са p-елементи; тези атоми имат p-орбитали, запълнени с електрони.
Елементи на третия период
За атоми на елементи от третия период първият и вторият електронен слой са завършени, така че третият електронен слой е запълнен, в който електроните могат да заемат поднивата 3s, 3p и 3d (Таблица 3).
Таблица 3 Структура на електронни обвивки на атоми на елементи от третия период
Магнезиевият атом завършва своята 3s електронна орбитала. Na и Mg са s-елементи. 
Аргоновият атом има 8 електрона във външния си слой (трети електронен слой). Като външен слой е пълен, но общо в третия електронен слой, както вече знаете, може да има 18 електрона, което означава, че елементите от третия период имат незапълнени 3d орбитали.
Всички елементи от Al до Ar са p-елементи. S- и p-елементите формират основните подгрупи в периодичната система.
В калиевите и калциевите атоми се появява четвърти електронен слой и поднивото 4s се запълва (Таблица 4), тъй като има по-ниска енергия от поднивото 3d. За да опростим графичните електронни формули на атомите на елементите от четвъртия период: 1) нека обозначим конвенционалната графична електронна формула на аргон, както следва:
Ar;
2) няма да изобразяваме поднива, които не са запълнени в тези атоми.
Таблица 4 Структура на електронни обвивки на атоми на елементи от четвъртия период
K, Ca - s-елементи, включени в основните подгрупи. В атомите от Sc до Zn 3-то подниво е запълнено с електрони. Това са Zy елементи. Те са включени във вторични подгрупи, най-външният им електронен слой е запълнен и се класифицират като преходни елементи.
Обърнете внимание на структурата на електронните обвивки на хром и медни атоми. При тях има „пропадане” на един електрон от 4-то до 3-то подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените електронни конфигурации Zd 5 и Zd 10: 
В атома на цинка третият електронен слой е завършен - в него са запълнени всички поднива 3s, 3p и 3d, с общо 18 електрона.
В елементите след цинка, четвъртият електронен слой, поднивото 4p, продължава да бъде запълнен: Елементите от Ga до Kr са p-елементи. 
Атомът на криптон има външен слой (четвърти), който е пълен и има 8 електрона. Но общо в четвъртия електронен слой, както знаете, може да има 32 електрона; атомът на криптон все още има незапълнени поднива 4d и 4f.
За елементи от петия период поднивата се попълват в следния ред: 5s-> 4d -> 5p. Има и изключения, свързани с „отказ“ на електрони в 41 Nb, 42 MO и т.н.
В шестия и седмия период се появяват елементи, тоест елементи, в които се запълват съответно 4f- и 5f-поднива на третия външен електронен слой.
4f елементите се наричат лантаниди.
5f-елементите се наричат актиниди.
Редът на запълване на електронни поднива в атоми на елементи от шестия период: 55 Сs и 56 Ва - 6s елементи;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d елемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d елементи; 81 Tl— 86 Rn—6p елементи. Но и тук има елементи, при които редът на запълване на електронните орбитали е „нарушен“, което например се свързва с по-голямата енергийна стабилност на полу- и напълно запълнените f поднива, тоест nf 7 и nf 14. .
В зависимост от това кое подниво на атома е последно запълнено с електрони, всички елементи, както вече разбрахте, са разделени на четири електронни семейства или блокове (фиг. 7).
1) s-елементи; b-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; s-елементите включват водород, хелий и елементи от основните подгрупи на групи I и II;
2) p-елементи; р-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; p елементи включват елементи от основните подгрупи на групи III-VIII;
3) d-елементи; d-поднивото на предвъншното ниво на атома е запълнено с електрони; d-елементите включват елементи от вторични подгрупи от групи I-VIII, т.е. елементи от плъгин десетилетия с големи периоди, разположени между s- и p-елементи. Те се наричат още преходни елементи;
4) f-елементи, f-поднивото на третото външно ниво на атома е запълнено с електрони; те включват лантаниди и актиниди.
1. Какво би се случило, ако не се спазва принципът на Паули?
2. Какво би се случило, ако не се спазва правилото на Хунд?
3. Направете диаграми на електронния строеж, електронни формули и графични електронни формули на атомите на следните химични елементи: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Напишете електронната формула за елемент #110, като използвате подходящия символ за благороден газ.
5. Какво е „потапяне“ на електрони? Дайте примери за елементи, в които се наблюдава това явление, запишете техните електронни формули.
6. Как се определя принадлежността? химически елементкъм това или онова електронно семейство?
7. Сравнете електронните и графичните електронни формули на серния атом. Който Допълнителна информациясъдържа ли последната формула?
>> Химия: Електронни конфигурации на атоми на химични елементи
Швейцарският физик В. Паули през 1925 г. установява, че в един атом в една орбитала не може да има повече от два електрона с противоположни (антипаралелни) спинове (преведено от английски като "вретено"), тоест притежаващи такива свойства, които могат да бъдат условно си представяше себе си като въртене на електрон около неговата въображаема ос: по или обратно на часовниковата стрелка. Този принцип се нарича принцип на Паули.
Ако има един електрон в орбитала, тогава той се нарича несдвоен; ако има два, тогава това са сдвоени електрони, тоест електрони с противоположни спинове.
Фигура 5 показва диаграма на разделянето на енергийните нива на поднива.
S-орбиталата, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом (s = 1) се намира в тази орбитала и е несдвоен. Следователно неговата електронна формула или електронна конфигурация ще бъде написана както следва: 1s 1. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с числото пред буквата (1 ...), латинската буква обозначава поднивото (вид орбитала) и числото, което се записва в горния десен ъгъл на буква (като показател), показва броя на електроните в поднивото.
За хелиев атом He, който има два сдвоени електрона в една s-орбитала, тази формула е: 1s 2.
Електронната обвивка на атома на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ.
На второто енергийно ниво (n = 2) има четири орбитали: една s и три p. Електроните на s-орбиталата на второто ниво (2s-орбитали) имат по-висока енергия, тъй като са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на 1s-орбитала (n = 2).
Като цяло, за всяка стойност на n има една s орбитала, но със съответен запас от електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ с увеличаване на стойността на n.
p-Orbital има формата на дъмбел или триизмерна осмица. И трите p-орбитали са разположени в атома взаимно перпендикулярно по пространствените координати, прекарани през ядрото на атома. Трябва още веднъж да се подчертае, че всяко енергийно ниво (електронен слой), започвайки от n = 2, има три p-орбитали. С увеличаване на стойността на n електроните заемат p-орбитали, разположени на големи разстояния от ядрото и насочени по осите x, y, z.
За елементи от втория период (n = 2) първо се запълва една b-орбитала, а след това три p-орбитали. Електронна формула 1l: 1s 2 2s 1. Електронът е по-свободно свързан с ядрото на атома, така че литиевият атом може лесно да се откаже от него (както си спомняте, този процес се нарича окисление), превръщайки се в Li+ йон.
В берилиевия атом Be 0, четвъртият електрон също се намира в 2s орбитала: 1s 2 2s 2. Двата външни електрона на берилиевия атом лесно се отделят - Be 0 се окислява до катион Be 2+.
В атома на бора петият електрон заема 2p орбитала: 1s 2 2s 2 2p 1. След това атомите C, N, O, E се запълват с 2p орбитали, които завършват с благородния газ неон: 1s 2 2s 2 2p 6.
За елементи от третия период са запълнени съответно орбиталите Sv и Sr. Пет d-орбитали от третото ниво остават свободни:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.
Понякога в диаграми, изобразяващи разпределението на електроните в атомите, се посочва само броят на електроните на всяко енергийно ниво, т.е. записват се съкратени електронни формули на атоми на химични елементи, за разлика от пълните електронни формули, дадени по-горе.
За елементи с големи периоди (четвърти и пети) първите два електрона заемат съответно 4-та и 5-та орбитала: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Започвайки от третия елемент на всеки голям период, следващите десет електрона ще влязат съответно в предишните 3d и 4d орбитали (за елементи от странични подгрупи): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Тр 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Като правило, когато предишното d-подниво се запълни, външното (4p- и 5p-съответно) p-подниво ще започне да се запълва.
За елементи с големи периоди - шести и непълен седми - електронните нива и поднива се запълват с електрони, като правило, така: първите два електрона ще отидат на външното b-подниво: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; следващият един електрон (за Na и Ac) към предишния (p-подниво: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 и 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Тогава следващите 14 електрона ще влязат в третото външно енергийно ниво в 4f и 5f орбиталите съответно на лантанидите и актинидите.
След това второто външно енергийно ниво (d-подниво) ще започне да се изгражда отново: за елементи от странични подгрупи: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - и накрая, едва след като текущото ниво е напълно запълнено с десет електрона, външното p-подниво ще бъде запълнено отново:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Много често структурата на електронните обвивки на атомите се изобразява с помощта на енергийни или квантови клетки - записват се така наречените графични електронни формули. За тази нотация се използва следната нотация: всяка квантова клетка е обозначена с клетка, която съответства на една орбитала; Всеки електрон е обозначен със стрелка, съответстваща на посоката на въртене. Когато пишете графична електронна формула, трябва да запомните две правила: принципа на Паули, според който в клетка (орбитала) не може да има повече от два електрона, но с антипаралелни спинове, и правилото на Ф. Хунд, според което електроните заемат свободни клетки (орбитали) и се намират в Първоначално те са една по една и имат една и съща стойност на спина и едва след това се сдвояват, но спиновете ще бъдат противоположно насочени според принципа на Паули.
В заключение, нека отново разгледаме показването на електронните конфигурации на елементите според периодите на системата Д.И. Диаграмите на електронната структура на атомите показват разпределението на електроните в електронните слоеве (енергийни нива). 
В атома на хелия първият електронен слой е завършен - има 2 електрона.
Водородът и хелият са s-елементи; s-орбиталата на тези атоми е запълнена с електрони.
Елементи от втория период
За всички елементи от втория период първият електронен слой е запълнен и електроните запълват e- и p-орбиталите на втория електронен слой в съответствие с принципа на най-малката енергия (първо s- и след това p) и Паули и Правила на Хунд (Таблица 2).
В атома на неона вторият електронен слой е завършен - има 8 електрона.
Таблица 2 Структура на електронни обвивки на атоми на елементи от втория период
Край на масата. 2 
Li, Be - b-елементи.
B, C, N, O, F, Ne са p-елементи; тези атоми имат p-орбитали, запълнени с електрони.
Елементи на третия период
За атоми на елементи от третия период първият и вторият електронен слой са завършени, така че третият електронен слой е запълнен, в който електроните могат да заемат поднивата 3s, 3p и 3d (Таблица 3).
Таблица 3 Структура на електронни обвивки на атоми на елементи от третия период
Магнезиевият атом завършва своята 3s електронна орбитала. Na и Mg-s-елементи. 
Аргоновият атом има 8 електрона във външния си слой (трети електронен слой). Като външен слой е пълен, но общо в третия електронен слой, както вече знаете, може да има 18 електрона, което означава, че елементите от третия период имат незапълнени 3d орбитали.
Всички елементи от Al до Ar са p-елементи. S- и p-елементите формират основните подгрупи в периодичната система.
В калиевите и калциевите атоми се появява четвърти електронен слой и поднивото 4s се запълва (Таблица 4), тъй като има по-ниска енергия от поднивото 3d. За да опростим графичните електронни формули на атомите на елементите от четвъртия период: 1) нека обозначим конвенционалната графична електронна формула на аргон, както следва:
Ar;
2) няма да изобразяваме поднива, които не са запълнени в тези атоми.
Таблица 4 Структура на електронни обвивки на атоми на елементи от четвъртия период
K, Ca - s-елементи, включени в основните подгрупи. В атомите от Sc до Zn 3-то подниво е запълнено с електрони. Това са Zy елементи. Те са включени във вторични подгрупи, най-външният им електронен слой е запълнен и се класифицират като преходни елементи.
Обърнете внимание на структурата на електронните обвивки на хром и медни атоми. При тях има „пропадане” на един електрон от 4-то до 3-то подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените електронни конфигурации Zd 5 и Zd 10: 
В атома на цинка третият електронен слой е завършен – в него са запълнени всички поднива 3s, 3p и 3d, с общо 18 електрона.
В елементите след цинка, четвъртият електронен слой, 4p-поднивото, продължава да бъде запълнен: Елементите от Ga до Kr са p-елементи. 
Атомът на криптон има външен слой (четвърти), който е пълен и има 8 електрона. Но общо в четвъртия електронен слой, както знаете, може да има 32 електрона; атомът на криптон все още има незапълнени поднива 4d и 4f.
За елементи от петия период поднивата се попълват в следния ред: 5s-> 4d -> 5p. Има и изключения, свързани с „отказ“ на електрони в 41 Nb, 42 MO и т.н.
В шестия и седмия период се появяват елементи, тоест елементи, в които се запълват съответно 4f- и 5f-поднива на третия външен електронен слой.
4f елементите се наричат лантаниди.
5f-елементите се наричат актиниди.
Редът на запълване на електронните поднива в атомите на елементите от шестия период: 55 Сs и 56 Ва - 6s елементи;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d елемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d елементи; 81 Tl- 86 Rn - 6p-елементи. Но и тук има елементи, при които редът на запълване на електронните орбитали е „нарушен“, което например се свързва с по-голямата енергийна стабилност на полу- и напълно запълнените f поднива, тоест nf 7 и nf 14. .
В зависимост от това кое подниво на атома е последно запълнено с електрони, всички елементи, както вече разбрахте, са разделени на четири електронни семейства или блокове (фиг. 7).
1) s-елементи; b-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; s-елементите включват водород, хелий и елементи от основните подгрупи на групи I и II;
2) p-елементи; р-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; p елементи включват елементи от основните подгрупи на групи III-VIII;
3) d-елементи; d-поднивото на предвъншното ниво на атома е запълнено с електрони; d-елементите включват елементи от вторични подгрупи от групи I-VIII, т.е. елементи от плъгин десетилетия с големи периоди, разположени между s- и p-елементи. Те се наричат още преходни елементи;
4) f-елементи, f-поднивото на третото външно ниво на атома е запълнено с електрони; те включват лантаниди и актиниди.
1. Какво би се случило, ако не се спазва принципът на Паули?
2. Какво би се случило, ако не се спазва правилото на Хунд?
3. Направете диаграми на електронния строеж, електронни формули и графични електронни формули на атомите на следните химични елементи: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Напишете електронната формула за елемент #110, като използвате подходящия символ за благороден газ.
Съдържание на урока бележки към уроцитеподдържаща рамка презентация урок методи ускорение интерактивни технологии Практикувайте задачи и упражнения самопроверка работилници, обучения, казуси, куестове домашна работа въпроси за дискусия риторични въпроси от ученици Илюстрации аудио, видео клипове и мултимедияснимки, картини, графики, таблици, диаграми, хумор, анекдоти, вицове, комикси, притчи, поговорки, кръстословици, цитати Добавки резюметастатии трикове за любознателните ясли учебници основен и допълнителен речник на термините други Подобряване на учебниците и уроцитекоригиране на грешки в учебникаактуализиране на фрагмент в учебник, елементи на иновация в урока, замяна на остарели знания с нови Само за учители перфектни уроци календарен планза година насокидискусионни програми Интегрирани уроциХимикалите са това, от което се състои светът около нас.
Свойствата на всяко химично вещество се разделят на два вида: химични, характеризиращи способността му да образува други вещества, и физични, които се наблюдават обективно и могат да се разглеждат изолирано от химичните трансформации. Например физичните свойства на веществото са агрегатното му състояние (твърдо, течно или газообразно), топлопроводимост, топлинен капацитет, разтворимост в различни среди (вода, алкохол и др.), плътност, цвят, вкус и др.
Трансформации на някои химически веществав други вещества се наричат химични явления или химични реакции. Трябва да се отбележи, че има и физически явления, които очевидно са придружени от промени в някои физически свойствавещества без превръщането им в други вещества. Физическите явления например включват топенето на лед, замръзване или изпаряване на вода и др.
Фактът, че по време на всеки процес възниква химично явление, може да се заключи чрез наблюдение характерни особености химична реакция, като промяна на цвета, утаяване, отделяне на газ, топлина и/или светлина.
Например, заключение за протичането на химични реакции може да се направи чрез наблюдение:
Образуване на утайка при кипене на вода, наричана котлен камък в ежедневието;
Отделянето на топлина и светлина при изгаряне на огън;
Промяна на цвета на парче прясна ябълка във въздуха;
Образуване на газови мехурчета по време на ферментация на тестото и др.
Най-малките частици на веществото, които практически не претърпяват промени по време на химични реакции, а само се свързват помежду си по нов начин, се наричат атоми.
Самата идея за съществуването на такива единици материя възниква още през древна Гърцияв съзнанието на древните философи, което всъщност обяснява произхода на термина „атом“, тъй като „atomos“ буквално преведено от гръцки означава „неделим“.
Въпреки това, противно на идеята на древногръцките философи, атомите не са абсолютният минимум на материята, т.е. сами по себе си имат сложна структура.
Всеки атом се състои от така наречените субатомни частици - протони, неутрони и електрони, обозначени съответно със символите p +, n o и e -. Горният индекс в използваната нотация показва, че протонът има единичен положителен заряд, електронът има единичен отрицателен заряд и неутронът няма заряд.
Що се отнася до качествената структура на атома, във всеки атом всички протони и неутрони са концентрирани в така нареченото ядро, около което електроните образуват електронна обвивка.
Протонът и неутронът имат почти еднакви маси, т.е. m p ≈ m n, а масата на електрона е почти 2000 пъти по-малка от масата на всеки от тях, т.е. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.
Тъй като основното свойство на атома е неговата електрическа неутралност и зарядът на един електрон е равен на заряда на един протон, от това можем да заключим, че броят на електроните във всеки атом е равен на броя на протоните.
Например таблицата по-долу показва възможния състав на атомите:
Тип атоми с еднакъв ядрен заряд, т.е. с еднакъв брой протони в ядрата си се нарича химичен елемент. Така от таблицата по-горе можем да заключим, че atom1 и atom2 принадлежат към един химичен елемент, а atom3 и atom4 принадлежат към друг химичен елемент.
Всеки химичен елемент има свое име и индивидуален символ, който се чете по определен начин. Така например най-простият химичен елемент, чиито атоми съдържат само един протон в ядрото, се нарича „водород“ и се обозначава със символа „Н“, който се чете като „пепел“ и химичен елемент с ядрен заряд от +7 (т.е. съдържащ 7 протона) - "азот", има символа "N", който се чете като "en".
Както можете да видите от таблицата по-горе, атомите на един химичен елемент могат да се различават по броя на неутроните в своите ядра.
Атомите, които принадлежат към един и същ химичен елемент, но имат различен брой неутрони и в резултат на това маса, се наричат изотопи.
Например химичният елемент водород има три изотопа - 1 H, 2 H и 3 H. Индексите 1, 2 и 3 над символа H означават общия брой неутрони и протони. Тези. Знаейки, че водородът е химичен елемент, който се характеризира с факта, че има един протон в ядрата на неговите атоми, можем да заключим, че в изотопа 1 Н изобщо няма неутрони (1-1 = 0), в изотопа 2H - 1 неутрон (2-1=1) и в изотопа 3H – два неутрона (3-1=2). Тъй като, както вече беше споменато, неутронът и протонът имат еднакви маси, а масата на електрона е пренебрежимо малка в сравнение с тях, това означава, че изотопът 2 H е почти два пъти по-тежък от изотопа 1 H, а 3 Изотопът H е дори три пъти по-тежък. Поради такова голямо разсейване в масите на изотопите на водорода, изотопите 2H и 3H дори получиха отделни индивидуални имена и символи, което не е характерно за никой друг химичен елемент. Изотопът 2H е наречен деутерий и е обозначен със символа D, а изотопът 3H е наречен тритий и е обозначен със символа T.
Ако вземем масата на протона и неутрона като едно и пренебрегнем масата на електрона, всъщност горният ляв индекс, в допълнение към общия брой протони и неутрони в атома, може да се счита за неговата маса и следователно този индекс се нарича масово числои са обозначени със символа A. Тъй като протоните са отговорни за заряда на ядрото на всеки атом и зарядът на всеки протон обикновено се счита за равен на +1, броят на протоните в ядрото се нарича число на заряда (Z ). Като се обозначи броят на неутроните в атома като N, връзката между масовото число, зарядното число и броя на неутроните може да се изрази математически като:
Според съвременните представи електронът има двойствена (частично-вълнова) природа. Има свойствата както на частица, така и на вълна. Подобно на частица, електронът има маса и заряд, но в същото време потокът от електрони, като вълна, се характеризира със способността за дифракция.
За описание на състоянието на електрона в атома се използват понятията на квантовата механика, според които електронът няма определена траектория на движение и може да се намира във всяка точка на пространството, но с различни вероятности.
Областта от пространството около ядрото, където е най-вероятно да се намери електрон, се нарича атомна орбитала.
Една атомна орбитала може да има различни форми, размер и ориентация. Атомната орбитала се нарича още електронен облак.
Графично една атомна орбитала обикновено се обозначава като квадратна клетка:
Квантовата механика има изключително сложен математически апарат, поради което в рамките на училищния курс по химия се разглеждат само последиците от теорията на квантовата механика.
Според тези следствия всяка атомна орбитала и намиращият се в нея електрон се характеризират изцяло с 4 квантови числа.
- Главното квантово число, n, определя общата енергия на електрона в дадена орбитала. Диапазон от стойности на основното квантово число – всички цели числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.н.
- Орбиталното квантово число - l - характеризира формата на атомната орбитала и може да приеме произволно цяло число от 0 до n-1, където n, припомнете си, е основното квантово число.
Орбитали с l = 0 се наричат с-орбитали. s-орбиталите са сферични по форма и нямат насоченост в пространството:
Орбитали с l = 1 се наричат стр-орбитали. Тези орбитали имат формата на триизмерна осмица, т.е. форма, получена чрез въртене на осмица около ос на симетрия и външно прилича на дъмбел:
Орбитали с l = 2 се наричат д-орбитали, и с l = 3 – f-орбитали. Тяхната структура е много по-сложна.
3) Магнитно квантово число – m l – определя пространствената ориентация на конкретна атомна орбитала и изразява проекцията на орбиталния ъглов момент върху посоката магнитно поле. Магнитното квантово число m l съответства на ориентацията на орбиталата спрямо посоката на вектора на силата на външното магнитно поле и може да приема всякакви цели числа от –l до +l, включително 0, т.е. обща сума възможни стойностие равно на (2l+1). Така например за l = 0 m l = 0 (една стойност), за l = 1 m l = -1, 0, +1 (три стойности), за l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (пет стойности на магнитно квантово число) и т.н.
Така например p-орбиталите, т.е. орбитали с орбитално квантово число l = 1, имащи формата на „триизмерна осмица“, съответстват на три стойности на магнитното квантово число (-1, 0, +1), които от своя страна съответстват на три посоки, перпендикулярни една на друга в пространството.
4) Квантовото число на спина (или просто спин) - m s - може условно да се счита за отговорно за посоката на въртене на електрона в атома; то може да приема стойности. Електроните с различни спинове са обозначени с вертикални стрелки, насочени в различни посоки: ↓ и .
Наборът от всички орбитали в атома, които имат едно и също главно квантово число, се нарича енергийно ниво или електронна обвивка. Всяко произволно енергийно ниво с някакъв номер n се състои от n 2 орбитали.
Набор от орбитали с еднакви стойности на главното квантово число и орбиталното квантово число представлява енергийно подниво.
Всяко енергийно ниво, което съответства на главното квантово число n, съдържа n поднива. От своя страна всяко енергийно подниво с орбитално квантово число l се състои от (2l+1) орбитали. Така поднивото s се състои от една s орбитала, поднивото p се състои от три p орбитали, поднивото d се състои от пет d орбитали, а поднивото f се състои от седем f орбитали. Тъй като, както вече беше споменато, една атомна орбитала често се означава с една квадратна клетка, s-, p-, d- и f-поднивата могат да бъдат представени графично, както следва:
Всяка орбитала съответства на индивидуален строго определен набор от три квантови числа n, l и m l.
Разпределението на електроните между орбиталите се нарича електронна конфигурация.
Запълването на атомните орбитали с електрони става в съответствие с три условия:
- Принцип на минимална енергия: Електроните запълват орбиталите, започвайки от най-ниското енергийно подниво. Последователността на поднивата в нарастващ ред на техните енергии е следната: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
За да улесните запомнянето на тази последователност от попълване на електронни поднива, следната графична илюстрация е много удобна:
- принцип на Паули: Всяка орбитала може да съдържа не повече от два електрона.
Ако има един електрон в орбитала, тогава той се нарича несдвоен, а ако има два, тогава те се наричат електронна двойка.
- Правилото на Хунд: най-стабилното състояние на атома е това, при което в рамките на едно подниво атомът има максималния възможен брой несдвоени електрони. Това най-стабилно състояние на атома се нарича основно състояние.
Всъщност горното означава, че например разполагането на 1-ви, 2-ри, 3-ти и 4-ти електрони в три орбитали на p-поднивото ще се извърши, както следва:
Запълването на атомни орбитали от водород, който има зарядно число 1, до криптон (Kr), със зарядно число 36, ще се извърши, както следва:
Такова представяне на реда на запълване на атомните орбитали се нарича енергийна диаграма. Въз основа на електронните диаграми на отделните елементи е възможно да се запишат техните така наречени електронни формули (конфигурации). Така например елемент с 15 протона и, като следствие, 15 електрона, т.е. фосфор (P) ще има следната енергийна диаграма:
Когато се преобразува в електронна формула, фосфорният атом ще приеме формата:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Числата с нормален размер отляво на символа на поднивото показват номера на енергийното ниво, а горните индекси вдясно на символа на поднивото показват броя на електроните в съответното подниво.
По-долу са електронните формули на първите 36 елемента от периодичната таблица от D.I. Менделеев.
| Период | Артикул № | символ | Име | електронна формула |
| аз | 1 | з | водород | 1s 1 |
| 2 | Той | хелий | 1s 2 | |
| II | 3 | Ли | литий | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Бъда | берилий | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | б | бор | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | ° С | въглерод | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | н | азот | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | О | кислород | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | Е | флуор | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | не | неон | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | натрий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | магнезий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Ал | алуминий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | силиций | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | П | фосфор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | С | сяра | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | кл | хлор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ар | аргон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | К | калий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | ок | калций | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | скандий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ти | титан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | ванадий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Кр | хром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 тук наблюдаваме скок на един електрон с сНа дподниво | |
| 25 | Мн | манган | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | желязо | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | кобалт | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | никел | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | мед | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 тук наблюдаваме скок на един електрон с сНа дподниво | |
| 30 | Zn | цинк | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | галий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | германий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Като | арсен | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | селен | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | бр | бром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Кр | криптон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Както вече споменахме, в основното си състояние електроните в атомните орбитали са разположени според принципа на най-малката енергия. Въпреки това, при наличието на празни p-орбитали в основното състояние на атома, често, чрез предаване на излишна енергия към него, атомът може да бъде прехвърлен в така нареченото възбудено състояние. Например атом на бор в своето основно състояние има електронна конфигурация и енергийна диаграма със следната форма:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
И във възбудено състояние (*), т.е. Когато малко енергия се придаде на борен атом, неговата електронна конфигурация и енергийна диаграма ще изглеждат така:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
В зависимост от това кое подниво в атома е запълнено последно, химичните елементи се делят на s, p, d или f.
Намиране на s, p, d и f елементи в таблицата D.I. Менделеев:
- S-елементите имат последното s-подниво, което трябва да бъде запълнено. Тези елементи включват елементи от основните (отляво в клетката на таблицата) подгрупи от групи I и II.
- За p-елементите p-поднивото е запълнено. P-елементите включват последните шест елемента от всеки период, с изключение на първия и седмия, както и елементи от основните подгрупи на групи III-VIII.
- d-елементите са разположени между s- и p-елементите в големи периоди.
- f-елементите се наричат лантаниди и актиниди. Те са изброени в долната част на таблицата D.I. Менделеев.
6.6. Характеристики на електронната структура на атомите на хром, мед и някои други елементи
Ако сте разгледали внимателно Приложение 4, вероятно сте забелязали, че за атомите на някои елементи последователността на запълване на орбиталите с електрони е нарушена. Понякога тези нарушения се наричат „изключения“, но това не е така - няма изключения от законите на природата!
Първият елемент с това разстройство е хромът. Нека разгледаме по-отблизо неговата електронна структура (фиг. 6.16 А). Атомът на хрома има 4 с-няма две поднива, както би се очаквало, а само един електрон. Но на 3 д-подниво има пет електрона, но това подниво се запълва след 4 с-подниво (виж фиг. 6.4). За да разберем защо се случва това, нека да разгледаме какво представляват електронните облаци 3 д-подниво на този атом.
Всеки от пет 3 д-облаците в този случай се образуват от един електрон. Както вече знаете от § 4 на тази глава, общият електронен облак от такива пет електрона има сферична форма или, както се казва, сферично симетричен. Според характера на разпределението на електронната плътност в различни посоки тя е подобна на 1 с-ЕО. Енергията на поднивото, чиито електрони образуват такъв облак, се оказва по-малка, отколкото в случая на по-малко симетричен облак. В този случай орбиталната енергия е 3 д-подниво е равно на енергия 4 с-орбитали. Когато симетрията е нарушена, например, когато се появи шести електрон, енергията на орбиталите е 3 д- поднивото отново става по-голямо от енергия 4 с-орбитали. Следователно мангановият атом отново има втори електрон при 4 с-AO.
Общият облак на всяко подниво, изпълнен с електрони наполовина или изцяло, има сферична симетрия. Намаляването на енергията в тези случаи е от общ характер и не зависи от това дали някое подниво е наполовина или напълно запълнено с електрони. И ако е така, тогава трябва да търсим следващото нарушение в атома, в чиято електронна обвивка деветото "пристига" последно д- електрон. Наистина, медният атом има 3 д-поднивото има 10 електрона и 4 с- само едно подниво (фиг. 6.16 b).
Намаляването на енергията на орбиталите на напълно или наполовина запълнено подниво причинява редица важни химични явления, с някои от които ще се запознаете.
6.7. Външни и валентни електрони, орбитали и поднива
В химията свойствата на изолираните атоми като правило не се изучават, тъй като почти всички атоми, когато са част от различни вещества, образуват химични връзки. Химичните връзки се образуват от взаимодействието на електронните обвивки на атомите. За всички атоми (с изключение на водорода) не всички електрони участват в образуването на химични връзки: борът има три от пет електрона, въглеродът има четири от шест, а например барият има два от петдесет и шест. Тези „активни“ електрони се наричат валентни електрони.
Валентните електрони понякога се бъркат с външенелектрони, но това не е едно и също нещо.
Електронните облаци от външни електрони имат максимален радиус (и максимална стойност на главното квантово число).
Външните електрони участват в образуването на връзки на първо място, 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 някои електрони също могат да участват в образуването на връзка. предвъншен(предпоследен) слой, но само ако имат енергия, която не е много различна от енергията на външните електрони. И двата електрона на атома са валентни електрони. (В лантанидите и актинидите дори някои „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 електрони само ако атомът изобщо може да образува химически връзки. По този начин и двата електрона на хелиевия атом са външни, но 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 образуват валентни поднива.
Като пример, разгледайте железен атом, чиято електронна конфигурация е показана на фиг. 6.17. От електроните на железен атом, максималното главно квантово число ( н= 4) има само две 4 с-електрон. Следователно те са външните електрони на този атом. Всички външни орбитали на железния атом са орбитали с н= 4, а външните поднива са всички поднива, образувани от тези орбитали, т.е. 4 с-,
4стр-, 4д- и 4 f-EPU.
Външните електрони винаги са валентни електрони, следователно 4 с-електроните на железния атом са валентни електрони. И ако е така, тогава 3 д-електрони с малко по-висока енергия също ще бъдат валентни електрони. На външното ниво на железния атом, в допълнение към запълнените 4 с-AO има още 4 свободни стр-, 4д- и 4 f-AO. Всички те са външни, но само 4 от тях са валентни Р-AO, тъй като енергията на останалите орбитали е много по-висока и появата на електрони в тези орбитали не е от полза за железния атом.
И така, железният атом
външно електронно ниво – четвърто,
външни поднива – 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 f-EPU,
външни орбитали – 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 f-AO,
външни електрони – два 4 с-електрон (4 с 2),
външен електронен слой – четвърти,
външен електронен облак – 4 с-ЕО
валентни поднива – 4 с-, 4стр- и 3 д-EPU,
валентни орбитали – 4 с-, 4стр- и 3 д-AO,
валентни електрони – два 4 с-електрон (4 с 2) и шест 3 д- електрони (3 д 6).
Валентните поднива могат да бъдат запълнени частично или изцяло с електрони или могат да останат напълно свободни. С увеличаването на ядрения заряд енергийните стойности на всички поднива намаляват, но поради взаимодействието на електроните един с друг, енергията на различните поднива намалява с различни „скорости“. Напълно заредена с енергия д- И f-поднива намалява толкова много, че престават да бъдат валентни.
Като пример, разгледайте атомите на титан и арсен (фиг. 6.18).
В случай на титанов атом 3 д-EPU е само частично запълнен с електрони и неговата енергия е по-голяма от енергия 4 с-EPU и 3 д- електроните са валентни. Атомът на арсена има 3 д-EPU е напълно запълнен с електрони и неговата енергия е значително по-малка от енергията на 4 с-EPU и следователно 3 д-електроните не са валентни.
В дадените примери анализирахме конфигурация на валентни електрониатоми на титан и арсен.
Валентната електронна конфигурация на атома е изобразена като формула на валентния електрон, или във формата енергийна диаграма на валентни поднива.
ВАЛЕНТНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВЪНШНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВАЛЕНТЕН EPU, ВАЛЕНТЕН AO, ВАЛЕНТЕН ЕЛЕКТРОН КОНФИГУРАЦИЯ НА АТОМА, ВАЛЕНТЕН ЕЛЕКТРОН ФОРМУЛА, ДИАГРАМА НА ВАЛЕНТНИ ПОДНИВА.
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. Напишете валентните електронни формули на тези атоми. На енергийните диаграми маркирайте частите, съответстващи на енергийните диаграми на валентните поднива.
2. Кое е общото между електронните конфигурации на атомите: 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 техните различия?
3. Колко валентни поднива има в електронната обвивка на атом на всеки елемент: а) водород, хелий и литий, б) азот, натрий и сяра, в) калий, кобалт и германий
4. Колко валентни орбитали са напълно запълнени в а) борния, б) флуорния, в) натриевия атом?
5. Колко орбитали с несдвоен електрон има един атом: а) бор, б) флуор, в) желязо
6. Колко свободни външни орбитали има мангановият атом? Колко свободни валенции?
7. За следващия урок подгответе лента хартия с ширина 20 mm, разделете я на клетки (20 × 20 mm) и нанесете естествена серия от елементи (от водород до мейтнерий) върху тази лента.
8. Във всяка клетка поставете символа на елемента, неговия атомен номер и формулата на валентния електрон, както е показано на фиг. 6.19 (използвайте Приложение 4).
6.8. Систематизиране на атомите според структурата на техните електронни обвивки
Систематизацията на химичните елементи се основава на естествената серия от елементи
И принцип на подобие на електронните обвивкитехните атоми.
Вече се запознахте с естествената редица от химични елементи. Сега нека се запознаем с принципа на подобие на електронните черупки.
Като се имат предвид валентните електронни формули на атомите в ERE, лесно е да се открие, че за някои атоми те се различават само в стойностите на основното квантово число. Например, 1 с 1 за водород, 2 с 1 за литий, 3 с 1 за натрий и т.н. 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, електронна плътност). И ако е така, тогава електронните облаци на такива атоми и съответните валентни конфигурации могат да бъдат наречени подобен. За атоми на различни елементи с подобни електронни конфигурации можем да напишем общи валентни електронни формули: ns 1 в първия случай и ns 2 н.п. 5 във втория. Докато се движите през естествената серия от елементи, можете да намерите други групи атоми с подобни конфигурации на валентност.
По този начин, атоми с подобни конфигурации на валентни електрони се срещат редовно в естествената серия от елементи.
Това е принципът на подобие на електронните черупки.
Нека се опитаме да идентифицираме вида на тази закономерност. За да направим това, ще използваме естествената серия от елементи, които сте направили.
ERE започва с водород, чиято валентна електронна формула е 1 с 1 . В търсене на подобни валентни конфигурации, ние изрязваме естествената серия от елементи пред елементи с обща валентна електронна формула ns 1 (т.е. преди литий, преди натрий и т.н.). Получихме така наречените "периоди" на елементите. Нека добавим получените „периоди“, така че да станат редове на таблицата (виж Фиг. 6.20). В резултат на това само атомите в 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 изрязваме от 6-ти и 7-ми периоди елементи с номера 58 – 71 и 90 –103 (те запълват 4 f- и 5 f-поднива) и ги поставете под масата. Ще преместим символите на останалите елементи хоризонтално, както е показано на фигурата. След това атомите на елементите, разположени в една и съща колона на таблицата, ще имат сходни валентни конфигурации, които могат да бъдат изразени чрез общи валентни електронни формули: ns 1 , ns 2 , ns 2 (н–1)д 1 , ns 2 (н–1)д 2 и така нататък, докато ns 2 н.п. 6. Всички отклонения от общите формули за валентност се обясняват със същите причини, както в случая на хром и мед (виж параграф 6.6).
Както можете да видите, използвайки ERE и прилагайки принципа на подобие на електронните обвивки, успяхме да систематизираме химичните елементи. Такава система от химични елементи се нарича естествено, тъй като се основава изключително на законите на природата. Таблицата, която получихме (фиг. 6.21), е един от начините за графично изобразяване на естествена система от елементи и се нарича дългопериодична таблица на химичните елементи.
ПРИНЦИП НА ПОДОБИЕ НА ЕЛЕКТРОННИТЕ ОБВИВКИ, ЕСТЕСТВЕНА СИСТЕМА ОТ ХИМИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ ("ПЕРИОДИЧНА" СИСТЕМА), ТАБЛИЦА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ.
6.9. Дълга периодична таблица на химичните елементи
Нека разгледаме по-отблизо структурата на дългопериодичната таблица на химичните елементи.
Редовете на тази таблица, както вече знаете, се наричат "периоди" от елементи. Периодите са номерирани с арабски цифри от 1 до 7. Първият период има само два елемента. Вторият и третият период, съдържащи по осем елемента, се наричат къспериоди. Четвъртият и петият период, съдържащи по 18 елемента, се наричат дългопериоди. Наричат се шести и седми период, съдържащи по 32 елемента много дългапериоди.
Колоните на тази таблица се наричат групиелементи. Номерата на групите се обозначават с римски цифри с латински букви A или B.
Елементите от някои групи имат свои собствени общи (групови) имена: елементи от група IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – алкални елементи(или елементи от алкални метали); Елементи от група IIA (Ca, Sr, Ba и Ra) – алкалоземни елементи(или алкалоземни метални елементи)(наименованието „алкални метали“ и алкалоземни метали“ се отнася за прости вещества, образувани от съответните елементи и не трябва да се използва като имена на групи от елементи); елементи VIA група (O, S, Se, Te, Po) – халкогени, елементи от група VIIA (F, Cl, Br, I, At) – халогени, елементи от група VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – благородни газови елементи.(Традиционното наименование „благородни газове“ също се отнася за прости вещества)
Елементите с поредни номера 58 – 71 (Ce – Lu), обикновено поставени в долната част на таблицата, се наричат лантаниди(„следващ лантан“) и елементи със серийни номера 90 – 103 (Th – Lr) – актиниди("следване на морска анемона"). Има версия на таблицата с дълги периоди, в която лантанидите и актинидите не се изрязват от ERE, а остават на местата си в ултра дълги периоди. Тази таблица понякога се нарича свръхдълъг период.
Таблицата с дълги периоди е разделена на четири блок(или секции).
s-блоквключва елементи от IA и IIA групи с обща валентност електронни формули ns 1 и ns 2
(s-елементи).
r-Блоквключва елементи от група IIIA до VIIIA с обща валентност електронни формули от ns 2 н.п. 1 към ns 2 н.п. 6 (р-елементи).
d-блоквключва елементи от група IIIB до IIB с обща валентност електронни формули от ns 2 (н–1)д 1 към ns 2 (н–1)д 10 (d-елементи).
f-блоквключва лантаниди и актиниди ( f-елементи).
Елементи с- И стр-блокове образуват А-групи и елементи д-блок – B-група от системата на химичните елементи. всичко f-елементите са формално включени в група IIIB.
Елементите от първия период - водород и хелий - са с-елементи и могат да се поставят в групи IA и IIA. Но хелият по-често се поставя в група VIIIA като елемент, с който завършва периодът, което напълно отговаря на неговите свойства (хелият, както всички други прости вещества, образувани от елементите на тази група, е благороден газ). Водородът често се поставя в група VIIA, тъй като свойствата му са много по-близки до халогените, отколкото до алкалните елементи.
Всеки от периодите на системата започва с елемент с валентна конфигурация на атоми ns 1, тъй като именно от тези атоми започва образуването на следващия електронен слой и завършва с елемент с валентна конфигурация на атоми ns 2 н.п. 6 (с изключение на първия период). Това улеснява идентифицирането на енергийната диаграма на групи от поднива, запълнени с електрони в атомите от всеки период (фиг. 6.22). Направете тази работа с всички поднива, показани в копието, което сте направили на Фигура 6.4. Поднивата, подчертани на Фигура 6.22 (с изключение на напълно запълнените д- И f-поднива) са валентност за атомите на всички елементи от даден период.
Поява в периоди с-, стр-, д- или f-елементи напълно отговарят на последователността на запълване с-, стр-, д- или f-поднива с електрони. Тази характеристика на системата от елементи позволява, като се знае периода и групата, към която принадлежи даден елемент, незабавно да се запише неговата валентна електронна формула.
ДЪЛГОПЕРИОДНА ТАБЛИЦА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ, БЛОКОВЕ, ПЕРИОДИ, ГРУПИ, АЛКАЛНИ ЕЛЕМЕНТИ, АЛКАЛНОЗЕМНИ ЕЛЕМЕНТИ, ХАЛКОГЕНИ, ХАЛОГЕНИ, ЕЛЕМЕНТИ БЛАГОРОДНИ ГАЗОВЕ, ЛАНТАНОИДИ, АКТИНОИДИ.
Запишете общите валентни електронни формули на атомите на елементи от а) IVA и IVB групи, б) IIIA и VIIB групи?
2. Какво е общото между електронните конфигурации на атомите на елементи от групи А и В? С какво се различават?
3. Колко групи елементи са включени в а) с-блок, б) Р-блок, c) д- блокирам?
4. Продължете Фигура 30 в посока на увеличаване на енергията на поднивата и маркирайте групи от поднива, запълнени с електрони в 4-ти, 5-ти и 6-ти периоди.
5. Избройте валентните поднива на а) калций, б) фосфор, в) титан, г) хлор, д) натриеви атоми. 6. Посочете как s-, p- и d-елементите се различават един от друг.
7. Обяснете защо членството на един атом във всеки елемент се определя от броя на протоните в ядрото, а не от масата на този атом.
8. За атомите на литий, алуминий, стронций, селен, желязо и олово съставете валентни, пълни и съкратени електронни формули и начертайте енергийни диаграми на валентни поднива. 9. Атомите на кои елементи отговарят 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 ?
6.10. Видове електронни формули на атома. Алгоритъм за тяхното съставяне
За различни цели трябва да знаем или общата, или валентната конфигурация на атома. Всяка от тези електронни конфигурации може да бъде представена или чрез формула, или чрез енергийна диаграма. Това е, пълна електронна конфигурация на атомсе изразява пълна електронна формула на атом, или пълна енергийна диаграма на атом. на свой ред валентна електронна конфигурация на атомсе изразява валентност(или както често се нарича, " къс") електронна формула на атома, или диаграма на валентните поднива на атома(фиг. 6.23).
Преди това правехме електронни формули за атоми, използвайки атомните номера на елементите. В същото време ние определихме последователността на запълване на поднива с електрони според енергийната диаграма: 1 с, 2с,
2стр, 3с, 3стр, 4с, 3д, 4стр, 5с, 4д, 5стр,
6с, 4f, 5д, 6стр, 7си така нататък. И само като запишем пълната електронна формула, можем да запишем формулата на валентността.
По-удобно е да се напише валентната електронна формула на атома, която най-често се използва, въз основа на позицията на елемента в системата от химични елементи, като се използват координати на периодична група.
Нека да разгледаме по-отблизо как се прави това за елементите с-, стр- И д-блокове
За елементи с-блокова валентност електронна формула на атом се състои от три символа. Най-общо може да се напише по следния начин:
На първо място (на мястото на голямата клетка) се поставя номерът на периода (равен на основното квантово число на тези с-електрони), а на третия (в горния индекс) - номерът на групата (равен на броя на валентните електрони). Като вземем магнезиевия атом (3-ти период, група IIA) като пример, получаваме:
За елементи 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) се оказва равен на сумата от горните индекси. За кислородния атом (2-ри период, VIA група) получаваме:
2с 2 2стр 4 .
Валентна електронна формула на повечето елементи д-блок може да бъде написан така:
Както и в предишните случаи, тук вместо първата клетка се поставя номерът на периода (равен на основното квантово число на тези с- електрони). Числото във втората клетка се оказва с едно по-малко от основното квантово число на тези д- електрони. Номерът на групата тук също е равен на сумата от индексите. Пример – валентна електронна формула на титан (4 период, IVB група): 4 с 2 3д 2 .
Номерът на групата е равен на сумата от индексите за елементите от VIB група, но, както си спомняте, в тяхната валентност с-подниво има само един електрон, а общата валентна електронна формула е ns 1 (н–1)д 5. Следователно електронната формула на валентността, например, на молибден (5-ти период) е 5 с 1 4д 5 .
Също така е лесно да се състави валентната електронна формула на всеки елемент от група IB, например злато (6-ти период)>–>6 с 1 5д 10, но в този случай трябва да запомните това 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 елементите от група IIB е ns 2 (н – 1)д 10. Следователно електронната формула на валентността, 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 общи правила. Желязото, елемент от група VIIIB, има валентна електронна формула 4 с 2 3д 6. Кобалтовият атом има такъв д-електрон повече (4 с 2 3д 7), а за атома на никела - с две (4 с 2 3д 8).
Използвайки само тези правила за писане на валентни електронни формули, е невъзможно да се съставят електронни формули за атомите на някои д-елементи (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), тъй като при тях, поради желанието за силно симетрични електронни обвивки, запълването на валентните поднива с електрони има някои допълнителни характеристики.
Познавайки валентната електронна формула, можете да запишете пълната електронна формула на атома (вижте по-долу).
Често вместо тромави пълни електронни формули те пишат съкратени електронни формулиатоми. За да ги компилирате в електронната формула, всички електрони на атома, с изключение на валентните, се изолират, техните символи се поставят в квадратни скоби и частта от електронната формула, съответстваща на електронната формула на атома на последния елемент от предходен период (елементът, образуващ благороден газ) се заменя със символа на този атом.
Примери за електронни формули от различни типове са дадени в таблица 14.
Таблица 14. Примери за електронни формули на атоми
Електронни формули |
|||
Съкратено |
Валентност |
||
1с 2 2с 2 2стр 3 |
2с 2 2стр 3 |
2с 2 2стр 3 |
|
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 5 |
3с 2 3стр 5 |
3с 2 3стр 5 |
|
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 4с 2 3д 5 |
4с 2 3д 5 |
4с 2 3д 5 |
|
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 10 4с 2 4стр 3 |
4с 2 4стр 3 |
4с 2 4стр 3 |
|
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 10 4с 2 4стр 6 |
4с 2 4стр 6 |
4с 2 4стр 6 |
|
Алгоритъм за съставяне на електронни формули на атоми (използвайки примера на йодния атом)
№ |
Операция |
Резултат |
|
Определете координатите на атома в таблицата на елементите. |
Период 5, група VIIA |
||
Напишете формулата на валентния електрон. |
5с 2 5стр 5 |
||
Попълнете символите за вътрешните електрони в реда, в който запълват поднивата. |
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 4с 2 3д 10 4стр 6 5с 2 4д 10 5стр 5 |
||
Като се има предвид намаляването на енергията при напълно запълнени д- И f-поднива, запишете пълната електронна формула. |
|
||
Маркирайте валентните електрони. |
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 10 4с 2 4стр 6 4д 10 5с 2 5стр 5 |
||
Идентифицирайте електронната конфигурация на предходния атом на благороден газ. |
|||
Запишете съкратената електронна формула, като комбинирате всичко в квадратни скоби невалентенелектрони. |
5с 2 5стр 5 |
Бележки
1. За елементи от 2-ри и 3-ти период третата операция (без четвъртата) веднага води до пълната електронна формула.
2. (н – 1)д 10 -Електроните остават валентни на атомите на елементи от група IB.
ПЪЛНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, ВАЛЕНТНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, СЪКРАТЕНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, АЛГОРИТЪМ ЗА СЪСТАВЯНЕ НА ЕЛЕКТРОННИ ФОРМУЛИ НА АТОМИТЕ.
1. Съставете валентната електронна формула на атом на елемента а) втори период от трета А група, б) трети период от втора А група, в) четвърти период от четвърта А група.
2. Съставете съкратени електронни формули за атомите на магнезий, фосфор, калий, желязо, бром и аргон.
6.11. Кратка периодична таблица на химичните елементи
За повече от 100 години, изминали от откриването на естествената система от елементи, бяха предложени няколкостотин различни таблици, които графично отразяват тази система. От тях, в допълнение към дългопериодичната таблица, най-разпространена е така наречената краткопериодична таблица на елементите на Д. И. Менделеев. Краткопериодична таблица се получава от дългопериодична, ако 4-ти, 5-ти, 6-ти и 7-ми периоди се изрежат пред елементите от групата IB, раздалечат се и получените редове се сгънат по същия начин, както преди сгънати периодите. Резултатът е показан на фигура 6.24.
Лантанидите и актинидите също са поставени под основната таблица тук.
IN групиТази таблица съдържа елементи, чиито атоми същия брой валентни електронинезависимо на какви орбитали са тези електрони. Така елементите хлор (типичен елемент, образуващ неметал; 3 с 2 3стр 5) и манган (металообразуващ елемент; 4 с 2 3д 5), които нямат подобни електронни обвивки, попадат тук в същата седма група. Необходимостта да разграничим такива елементи ни принуждава да ги разграничим в групи подгрупи: основен– аналози на А-групите на дългопериодичната таблица и страна– аналози на B-групи. На фигура 34 символите на елементите на главните подгрупи са изместени наляво, а символите на елементите на второстепенните подгрупи са изместени надясно.
Вярно е, че това подреждане на елементите в таблицата също има своите предимства, тъй като именно броят на валентните електрони определя основно валентните способности на атома.
Дългопериодичната таблица отразява законите на електронната структура на атомите, приликите и моделите на промени в свойствата на прости вещества и съединения в групи от елементи, регулярните промени в редица физически величини, характеризиращи атомите, простите вещества и съединения в цялата система от елементи и много повече. Краткопериодичната таблица е по-малко удобна в това отношение.
КРАТКОПЕРИОДНА ТАБЛИЦА, ОСНОВНИ ПОДГРУПИ, СТРАНИЧНИ ПОДГРУПИ.
1. Преобразувайте дългопериодичната таблица, която сте конструирали от естествена поредица от елементи, в краткопериодична таблица. Направете обратното преобразуване.
2. Възможно ли е да се състави обща валентна електронна формула за атоми на елементи от една група от краткопериодичната таблица? Защо?
6.12. Атомни размери. Орбитални радиуси
.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 ЕО се характеризира с радиус rео. 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 Приложение 5.
Радиусът на EO зависи от заряда на ядрото и от орбиталата, в която се намира електронът, образуващ този облак. Следователно орбиталният радиус на атома зависи от същите тези характеристики.
Нека разгледаме електронните обвивки на водородните и хелиевите атоми. Както във водородния атом, така и в атома на хелия, електроните са разположени на 1 с-AO, и техните облаци биха имали еднакъв размер, ако зарядите на ядрата на тези атоми бяха еднакви. Но зарядът на ядрото на атома на хелия е два пъти по-голям от заряда на ядрото на атома на водорода. Според закона на Кулон силата на привличане, действаща върху всеки електрон на хелиев атом, е два пъти по-голяма от силата на привличане на електрона към ядрото на водородния атом. Следователно радиусът на атома на хелия трябва да бъде много по-малък от радиуса на атома на водорода. Това е вярно: r 0 (Той) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Литиевият атом има външен електрон при 2 с-AO, т.е. образува облак от втория слой. Естествено радиусът му трябва да е по-голям. Наистина ли: r 0 (Li) = 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 атомния номер. Електроните се привличат по-силно към ядрото и, естествено, радиусите на атомите намаляват. Бихме могли да повторим тези аргументи за атоми на елементи от други периоди, но с едно уточнение: орбиталният радиус намалява монотонно само когато всяко от поднивата е запълнено.
Но ако пренебрегнем подробностите, общият характер на промяната в размерите на атомите в система от елементи е следният: с увеличаване на поредния номер в период, орбиталните радиуси на атомите намаляват, а в група те нараства. Най-големият атом е атом на цезий, а най-малкият е атом на хелий, но от атомите на елементите, които образуват химични съединения (хелий и неон не ги образуват), най-малкият е атом на флуор.
Повечето атоми на елементи в естествената серия след лантанидите имат орбитални радиуси, които са малко по-малки, отколкото би се очаквало въз основа на общите закони. Това се дължи на факта, че между лантан и хафний в системата от елементи има 14 лантанида и следователно зарядът на ядрото на хафниевия атом е 14 дповече от лантан. Следователно външните електрони на тези атоми се привличат към ядрото по-силно, отколкото биха били в отсъствието на лантаниди (този ефект често се нарича „свиване на лантаноидите“).
Моля, обърнете внимание, че при преминаване от атоми на елементи от група VIIIA към атоми на елементи от група IA, орбиталният радиус се увеличава рязко. Следователно нашият избор на първите елементи на всеки период (виж § 7) се оказа правилен.
ОРБИТАЛЕН РАДИУС НА АТОМА, ПРОМЯНАТА МУ В СИСТЕМАТА ОТ ЕЛЕМЕНТИ.
1. Съгласно данните, дадени в Приложение 5, начертайте върху милиметрова хартия графика на зависимостта на орбиталния радиус на атома от атомния номер на елемента за елементи с Зот 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?
6.13. Атомна йонизационна енергия
Ако дадете на електрон в атом допълнителна енергия (ще научите как това може да стане в курс по физика), тогава електронът може да се премести в друга АО, тоест атомът ще се озове в възбудено състояние. Това състояние е нестабилно и електронът почти веднага ще се върне в първоначалното си състояние и излишната енергия ще бъде освободена. Но ако енергията, предадена на електрона, е достатъчно голяма, електронът може напълно да се откъсне от атома, докато атомът йонизиран, тоест се превръща в положително зареден йон ( катион). Необходимата за това енергия се нарича атомна йонизационна енергия(дИ).
Доста трудно е да се отстрани електрон от един атом и да се измери енергията, необходима за това, така че практически се определя и използва моларна йонизационна енергия(E и m).
Моларната йонизационна енергия показва каква е минималната енергия, необходима за отстраняване на 1 мол електрони от 1 мол атоми (един електрон от всеки атом). Тази стойност обикновено се измерва в килоджаули на мол. Стойностите на моларната йонизационна енергия на първия електрон за повечето елементи са дадени в Приложение 6.
Как енергията на йонизация на атома зависи от позицията на елемента в системата от елементи, т.е. как се променя в групата и периода?
Във физическото си значение йонизационната енергия е равна на работата, която трябва да бъде изразходвана за преодоляване на силата на привличане между електрон и атом при преместване на електрон от атом на безкрайно разстояние от него.
Където р– електронен заряд, Qе зарядът на катиона, оставащ след отстраняването на електрона, и r o е орбиталният радиус на атома.
И р, И Q– количествата са постоянни и можем да заключим, че работата по отстраняване на електрон А, а с това и йонизационната енергия ди са обратно пропорционални на орбиталния радиус на атома.
Чрез анализиране на стойностите на орбиталните радиуси на атомите на различни елементи и съответните стойности на енергията на йонизация, дадени в Приложения 5 и 6, можете да се уверите, че връзката между тези количества е близка до пропорционална, но донякъде се различава от нея . Причината нашето заключение да не съвпада много добре с експерименталните данни е, че използвахме много груб модел, който не взе под внимание много важни фактори. Но дори този груб модел ни позволи да направим правилния извод, че с увеличаване на орбиталния радиус йонизационната енергия на атома намалява и, обратно, с намаляване на радиуса се увеличава.
Тъй като в период с увеличаване на атомния номер орбиталният радиус на атомите намалява, йонизационната енергия се увеличава. В група, с увеличаване на атомния номер, орбиталният радиус на атомите като правило се увеличава и йонизационната енергия намалява. Най-високата моларна енергия на йонизация се намира в най-малките атоми, атомите на хелия (2372 kJ/mol), а от атомите, способни да образуват химични връзки, атомите на флуора (1681 kJ/mol). Най-малкият е за най-големите атоми, цезиевите атоми (376 kJ/mol). В система от елементи посоката на увеличаване на йонизационната енергия може да бъде показана схематично, както следва: 
В химията е важно енергията на йонизация да характеризира тенденцията на атома да отдава „своите“ електрони: колкото по-висока е енергията на йонизация, толкова по-малко е склонен атомът да се отказва от електрони и обратно.
ВЪЗБУДЕНО СЪСТОЯНИЕ, ЙОНИЗАЦИЯ, КАТИОН, ЙОНИЗАЦИОННА ЕНЕРГИЯ, МОЛАРНА ЙОНИЗАЦИОННА ЕНЕРГИЯ, ПРОМЯНА НА ЙОНИЗАЦИОННАТА ЕНЕРГИЯ В СИСТЕМА ОТ ЕЛЕМЕНТИ.
1. Използвайки данните, дадени в Приложение 6, определете колко енергия трябва да се изразходва, за да се отстрани един електрон от всички натриеви атоми с обща маса 1 g.
2. Използвайки данните, дадени в Приложение 6, определете колко пъти повече енергия е необходима за отстраняване на един електрон от всички натриеви атоми с тегло 3 g, отколкото от всички калиеви атоми със същата маса. Защо това съотношение се различава от съотношението на моларните йонизационни енергии на същите атоми?
3. Съгласно данните, дадени в Приложение 6, начертайте графика на зависимостта на моларната йонизационна енергия от атомния номер за елементи с Зот 1 до 40. Размерите на графиката са същите като в заданието към предходния параграф. Проверете дали тази графика съответства на избора на "периоди" на системата от елементи.
6.14. Енергия на електронен афинитет
.Втората най-важна енергийна характеристика на атома е енергия на електронен афинитет(дС).
На практика, както в случая на йонизационна енергия, обикновено се използва съответното моларно количество - моларна енергия на електронен афинитет().
Моларната енергия на електронен афинитет показва енергията, освободена, когато един мол електрони се добави към един мол неутрални атоми (един електрон за всеки атом). Подобно на моларната йонизационна енергия, това количество също се измерва в килоджаули на мол.
На пръв поглед може да изглежда, че в този случай не трябва да се освобождава енергия, тъй като атомът е неутрална частица и няма електростатични сили на привличане между неутрален атом и отрицателно зареден електрон. Напротив, приближавайки се до атом, електронът, изглежда, трябва да бъде отблъснат от същите отрицателно заредени електрони, които образуват електронната обвивка. Всъщност това не е вярно. Спомнете си дали някога сте имали работа с атомен хлор. Разбира се, че не. В крайна сметка той съществува само при много високи температури. Дори по-стабилният молекулярен хлор практически не се среща в природата; ако е необходимо, той трябва да бъде получен чрез химични реакции. И вие трябва постоянно да се справяте с натриев хлорид (готварска сол). В крайна сметка трапезната сол се консумира всеки ден от хората с храната. И в природата се среща доста често. Но готварската сол съдържа хлоридни йони, тоест хлорни атоми, които са добавили един „допълнителен“ електрон. Една от причините, поради които хлоридните йони са толкова често срещани, е, че хлорните атоми имат тенденция да получават електрони, тоест, когато хлоридните йони се образуват от хлорни атоми и електрони, се освобождава енергия.
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-подниво намалява. Има и други по-сложни причини.
Поради факта, че стойността на енергията на електронен афинитет се влияе от няколко фактора, естеството на промяната на това количество в система 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 това количество се определя преди всичко от същото електростатично взаимодействие като стойностите на йонизационната енергия, тогава нейната промяна в системата на елементи (поне в А-групи) като цяло е подобна на промяната в йонизационната енергия, т.е. енергията на електронен афинитет в група намалява и за период се увеличава. Тя е максимална за флуорни (328 kJ/mol) и хлорни (349 kJ/mol) атоми. Природата на промяната в енергията на афинитета на електрона в система от елементи наподобява природата на промяната в енергията на йонизация, т.е. посоката на увеличаване на енергията на афинитета на електрона може да бъде показана схематично, както следва:
2. В същия мащаб по хоризонталната ос, както в предишните задачи, изградете графика на зависимостта на моларната енергия на електронен афинитет от атомния номер за атоми на елементи с Зот 1 до 40 с помощта на приложение 7.
3. Какво физическо значение имат стойностите на енергията на отрицателния електронен афинитет?
4. Защо от всички атоми на елементи от втория период само берилият, азотът и неонът имат отрицателни стойности на моларната енергия на афинитета на електрони?
6.15. Склонността на атомите да губят и да получават електрони
Вече знаете, че склонността на един атом да се отказва от собствените си електрони и да добавя електрони на други зависи от неговите енергийни характеристики (енергия на йонизация и енергия на афинитет към електрони). 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 на тези наклонности в системата от елементи.
Таблица 15. Промени в склонността на атомите да се откажат от собствените си електрони и да получат чужди електрони
