Elektronová konfigurace atomu je vzorec ukazující uspořádání elektronů v atomu podle úrovní a podúrovní. Po prostudování článku se dozvíte, kde a jak se elektrony nacházejí, seznámíte se s kvantovými čísly a dokážete sestrojit elektronovou konfiguraci atomu podle jeho čísla, na konci článku je tabulka prvků.
Proč studovat elektronickou konfiguraci prvků?
Atomy jsou jako stavebnice: existuje určitý počet částí, liší se od sebe, ale dvě části stejného typu jsou naprosto stejné. Tato stavebnice je ale mnohem zajímavější než ta plastová a tady je proč. Konfigurace se mění v závislosti na tom, kdo je poblíž. Například kyslík vedle vodíku Možná se promění ve vodu, v blízkosti sodíku se promění v plyn a v blízkosti železa jej zcela promění v rez. Abychom odpověděli na otázku, proč se to děje, a předpověděli chování atomu vedle druhého, je nutné studovat elektronickou konfiguraci, o které bude řeč níže.
Kolik elektronů je v atomu?
Atom se skládá z jádra a elektronů rotujících kolem něj; jádro se skládá z protonů a neutronů. V neutrálním stavu má každý atom počet elektronů rovný počtu protonů v jeho jádře. Je určen počet protonů sériové číslo prvek, například síra, má 16 protonů - 16. prvek periodické tabulky. Zlato má 79 protonů – 79. prvek periodické tabulky. Podle toho má síra v neutrálním stavu 16 elektronů a zlato má 79 elektronů.
Kde hledat elektron?
Pozorováním chování elektronu byly odvozeny určité vzorce, které jsou popsány kvantovými čísly, celkem jsou čtyři:
- Hlavní kvantové číslo
- Orbitální kvantové číslo
- Magnetické kvantové číslo
- Spinové kvantové číslo
Orbitální
Dále místo slova orbita budeme používat termín „orbital“, orbital je vlnová funkce elektronu, zhruba je to oblast, ve které elektron tráví 90 % svého času.
N - úroveň
L - shell
M l - orbitální číslo
M s - první nebo druhý elektron v orbitalu
Orbitální kvantové číslo l
V důsledku studia elektronového oblaku bylo zjištěno, že v závislosti na energetickou hladinu, oblak má čtyři základní tvary: míč, činku a další dva složitější. V pořadí rostoucí energie se tyto formy nazývají s-, p-, d- a f-slupka. Každá z těchto skořepin může mít 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) a 7 (na f) orbitaly. Orbitální kvantové číslo je obal, ve kterém se orbitaly nacházejí. Orbitální kvantové číslo pro orbitaly s, p, d a f nabývá hodnot 0, 1, 2 nebo 3.
Na slupce je jeden orbital (L=0) - dva elektrony
Na obalu p jsou tři orbitaly (L=1) - šest elektronů
Na obalu d je pět orbitalů (L=2) - deset elektronů
Na f-slupce je sedm orbitalů (L=3) - čtrnáct elektronů
Magnetické kvantové číslo m l
Na obalu p jsou tři orbitaly, jsou označeny čísly od -L do +L, to znamená, že pro obal p (L=1) jsou orbitaly "-1", "0" a "1" . Magnetické kvantové číslo se značí písmenem m l.
Uvnitř obalu je snazší, aby se elektrony nacházely v různých orbitalech, takže první elektrony vyplní jeden v každém orbitalu a pak se ke každému přidá pár elektronů.
Zvažte d-shell:
d-slupce odpovídá hodnotě L=2, tedy pěti orbitalům (-2,-1,0,1 a 2), prvních pět elektronů vyplňuje obal nabývat hodnot M l =-2, M 1=-1, M|=0, M|=l, M|=2.
Spinové kvantové číslo m s
Spin je směr rotace elektronu kolem jeho osy, existují dva směry, takže spinové kvantové číslo má dvě hodnoty: +1/2 a -1/2. Jedna energetická podúroveň může obsahovat pouze dva elektrony s opačnými spiny. Spinové kvantové číslo se označuje ms
Hlavní kvantové číslo n
Hlavním kvantovým číslem je energetická hladina na tento moment je známo sedm úrovní energie, každá je označena arabskou číslicí: 1,2,3,...7. Počet granátů na každé úrovni se rovná číslu úrovně: na první úrovni je jedna skořápka, na druhé dvě atd.
Elektronové číslo
Jakýkoli elektron lze tedy popsat čtyřmi kvantovými čísly, kombinace těchto čísel je jedinečná pro každou polohu elektronu, vezměme první elektron, nejnižší energetickou hladinu to je N=1, na první úrovni je jedna skořepina, první skořepina v libovolné úrovni má tvar koule (s-shell), tzn. L=0, magnetické kvantové číslo může nabývat pouze jedné hodnoty, M l =0 a spin bude roven +1/2. Vezmeme-li pátý elektron (v jakémkoli atomu), pak jeho hlavní kvantová čísla budou: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Švýcarský fyzik W. Pauli v roce 1925 zjistil, že v atomu na jednom orbitalu nemohou být více než dva elektrony s opačnými (antiparalelními) spiny (přeloženo z angličtiny jako „vřeteno“), tedy s takovými vlastnostmi, které lze konvenčně představoval si sám sebe jako rotaci elektronu kolem jeho imaginární osy: ve směru nebo proti směru hodinových ručiček. Tento princip se nazývá Pauliho princip.
Pokud je v orbitalu jeden elektron, pak se nazývá nepárový, pokud jsou dva, pak se jedná o elektrony spárované, tedy elektrony s opačnými spiny.
Obrázek 5 ukazuje schéma rozdělení energetických hladin do podúrovní.
S-Orbital, jak již víte, má kulový tvar. Elektron atomu vodíku (s = 1) se nachází v tomto orbitalu a je nepárový. Proto bude jeho elektronický vzorec nebo elektronická konfigurace zapsána takto: 1s 1. V elektronických vzorcích je číslo energetické hladiny označeno číslem před písmenem (1 ...), Latinské písmeno označují podúroveň (typ orbitalu) a číslo, které je zapsáno vpravo nahoře od písmene (jako exponent), ukazuje počet elektronů v podúrovni.
Pro atom helia He, který má dva párové elektrony v jednom s-orbitalu, je tento vzorec: 1s 2.
Elektronový obal atomu helia je kompletní a velmi stabilní. Helium je vzácný plyn.
Na druhé energetické úrovni (n = 2) jsou čtyři orbitaly: jeden s a tři p. Elektrony s-orbitalu druhé úrovně (2s-orbitaly) mají vyšší energii, protože jsou ve větší vzdálenosti od jádra než elektrony 1s-orbitalu (n = 2).
Obecně platí, že pro každou hodnotu n existuje jeden orbital s, ale s odpovídající zásobou energie elektronů na něm, a tedy s odpovídajícím průměrem, který roste s rostoucí hodnotou n.
R-Orbital má tvar činky nebo trojrozměrné osmičky. Všechny tři p-orbitaly jsou umístěny v atomu vzájemně kolmo podél prostorových souřadnic vedených přes jádro atomu. Je třeba ještě jednou zdůraznit, že každá energetická hladina (elektronická vrstva), počínaje n = 2, má tři p-orbitaly. Jak se n zvyšuje, elektrony se pohybují do p-orbitalů umístěných na dlouhé vzdálenosti od jádra a směřují podél os x, y, z.
Pro prvky druhé periody (n = 2) je nejprve vyplněn jeden b-orbital a poté tři p-orbitaly. Elektronický vzorec 1l: 1s 2 2s 1. Elektron je volněji vázán k jádru atomu, takže se ho atom lithia může snadno vzdát (jak si vzpomínáte, tento proces se nazývá oxidace) a přemění se na iont Li+.
V atomu berylia Be 0 se čtvrtý elektron nachází také v orbitalu 2s: 1s 2 2s 2. Dva vnější elektrony atomu berylia se snadno oddělí – Be 0 se oxiduje na kationt Be 2+.
V atomu boru zaujímá pátý elektron orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Dále jsou atomy C, N, O, E vyplněny orbitaly 2p, které končí neonem vzácných plynů: 1s 2 2s 2 2p 6.
Pro prvky třetí periody se vyplňují orbitaly Sv a Sr, resp. Pět d-orbitalů třetí úrovně zůstává volných:
Někdy je ve schématech znázorňujících rozložení elektronů v atomech uveden pouze počet elektronů na každé energetické úrovni, to znamená, že jsou na rozdíl od výše uvedených úplných elektronických vzorců zapsány zkrácené elektronické vzorce atomů chemických prvků.
U prvků s velkými periodami (čtvrtá a pátá) první dva elektrony obsazují 4. a 5. orbital, v tomto pořadí: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počínaje třetím prvkem každé hlavní periody vstoupí dalších deset elektronů do předchozích orbitalů 3d a 4d (pro prvky vedlejších podskupin): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Zpravidla, když je naplněna předchozí d-podúroveň, začne se plnit vnější (4p- a 5p-v tomto pořadí) p-podúroveň.
U prvků velkých period - šesté a neúplné sedmé - jsou elektronické úrovně a podúrovně zpravidla naplněny elektrony takto: první dva elektrony půjdou do vnější b-podúrovně: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; další jeden elektron (pro Na a Ac) k předchozímu (p-podúroveň: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 a 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Potom dalších 14 elektronů vstoupí do třetí vnější energetické hladiny v orbitalech 4f a 5f lanthanoidů a aktinidů.
Poté se začne znovu budovat druhá vnější energetická hladina (d-podúroveň): pro prvky vedlejších podskupin: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - a nakonec teprve po úplném zaplnění aktuální hladiny deseti elektrony se vnější p-podhladina znovu zaplní:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Velmi často se struktura elektronových obalů atomů zobrazuje pomocí energetických nebo kvantových buněk – píší se tzv. grafické elektronické vzorce. Pro tento zápis se používá následující zápis: každá kvantová buňka je označena buňkou, která odpovídá jednomu orbitalu; Každý elektron je označen šipkou odpovídající směru rotace. Při psaní grafického elektronického vzorce byste měli pamatovat na dvě pravidla: Pauliho princip, podle kterého nemohou být v buňce (orbitální) více než dva elektrony, ale s antiparalelními spiny, a pravidlo F. Hunda, podle kterého elektrony obsazují volné buňky (orbitaly) a nacházejí se v Nejprve jsou po jednom a mají stejnou hodnotu spinu a teprve potom se spárují, ale spiny budou opačně směřovat podle Pauliho principu.
Na závěr ještě jednou zvažte mapování elektronické konfigurace atomy prvků podle období soustavy D. I. Mendělejeva. Systém elektronická struktura atomy ukazují rozložení elektronů přes elektronické vrstvy (energetické hladiny). 
V atomu helia je první elektronová vrstva kompletní – má 2 elektrony.
Vodík a helium jsou s-prvky, s-orbital těchto atomů je vyplněn elektrony.
Prvky druhého období
U všech prvků druhé periody je naplněna první elektronová vrstva a elektrony zaplňují e- a p-orbitaly druhé elektronové vrstvy v souladu s principem nejmenší energie (nejprve s- a poté p) a Pauliho a Pravidla pro psy (tabulka 2).
V atomu neonu je druhá elektronová vrstva kompletní – má 8 elektronů.
Tabulka 2 Struktura elektronových obalů atomů prvků druhé periody
Konec stolu. 2 
Li, Be jsou b-elementy.
B, C, N, O, F, Ne jsou p-prvky; tyto atomy mají p-orbitaly vyplněné elektrony.
Prvky třetí třetiny
U atomů prvků třetí periody je dokončena první a druhá elektronová vrstva, je tedy vyplněna třetí elektronová vrstva, ve které mohou elektrony obsadit podúrovně 3s, 3p a 3d (tab. 3).
Tabulka 3 Struktura elektronových obalů atomů prvků třetí periody
Atom hořčíku dokončí svůj elektronový orbital 3s. Na a Mg jsou s-prvky. 
Atom argonu má ve své vnější vrstvě (třetí elektronová vrstva) 8 elektronů. Jako vnější vrstva je kompletní, ale celkem ve třetí elektronové vrstvě, jak již víte, může být 18 elektronů, což znamená, že prvky třetí periody mají nevyplněné 3d orbitaly.
Všechny prvky od Al po Ar jsou p-prvky. S- a p-prvky tvoří hlavní podskupiny v periodické tabulce.
V atomech draslíku a vápníku se objevuje čtvrtá elektronová vrstva a podúroveň 4s je naplněna (tabulka 4), protože má nižší energii než podúroveň 3d. Pro zjednodušení grafických elektronických vzorců atomů prvků čtvrté periody: 1) označme konvenční grafický elektronický vzorec argonu takto:
Ar;
2) nebudeme zobrazovat podúrovně, které nejsou vyplněny těmito atomy.
Tabulka 4 Struktura elektronových obalů atomů prvků čtvrté periody
K, Ca - s-prvky zařazené do hlavních podskupin. V atomech od Sc po Zn je 3. podúroveň vyplněna elektrony. Toto jsou prvky Zy. Jsou zahrnuty do sekundárních podskupin, jejich nejvzdálenější elektronová vrstva je vyplněna a jsou klasifikovány jako přechodové prvky.
Věnujte pozornost struktuře elektronických obalů atomů chrómu a mědi. V nich dochází k „výpadku“ jednoho elektronu ze 4. do 3. podúrovně, což je vysvětleno větší energetickou stabilitou výsledných elektronických konfigurací Zd 5 a Zd 10: 
V atomu zinku je třetí elektronová vrstva kompletní - jsou v ní vyplněny všechny podúrovně 3s, 3p a 3d, celkem 18 elektronů.
V prvcích následujících po zinku se čtvrtá elektronová vrstva, podúroveň 4p, nadále plní: Prvky od Ga do Kr jsou p-prvky. 
Atom kryptonu má vnější vrstvu (čtvrtou), která je kompletní a má 8 elektronů. Ale celkem ve čtvrté elektronové vrstvě, jak víte, může být 32 elektronů; atom kryptonu má stále nevyplněné podúrovně 4d a 4f.
U prvků páté periody se podúrovně vyplňují v následujícím pořadí: 5s-> 4d -> 5p. A existují i výjimky spojené s „selháním“ elektronů v 41 Nb, 42 MO atd.
V šesté a sedmé periodě se objevují prvky, tedy prvky, ve kterých se plní podúrovně 4f a 5f třetí vnější elektronické vrstvy.
Prvky 4f se nazývají lanthanoidy.
5f-prvky se nazývají aktinidy.
Pořadí plnění elektronických podúrovní v atomech prvků šesté periody: 55 Сs a 56 Ва - 6s prvků;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d prvek; 58 Ce - 71 Lu - 4f prvky; 72 Hf - 80 Hg - 5d prvky; 81 Tl— 86 Rn—6p prvky. Ale i zde jsou prvky, u kterých je „porušeno“ pořadí zaplňování elektronových orbitalů, což je například spojeno s větší energetickou stabilitou polovičních a zcela zaplněných f podhladin, tedy nf 7 a nf 14 .
Podle toho, která podúroveň atomu je vyplněna elektrony jako poslední, jsou všechny prvky, jak jste již pochopili, rozděleny do čtyř elektronických rodin nebo bloků (obr. 7).
1) s-Elementy; b-podúroveň vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; s-prvky zahrnují vodík, helium a prvky hlavních podskupin skupin I a II;
2) p-prvky; p-podúroveň vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; p prvky zahrnují prvky hlavních podskupin skupin III-VIII;
3) d-prvky; d-podúroveň pre-externí úrovně atomu je vyplněna elektrony; d-prvky zahrnují prvky sekundárních podskupin skupin I-VIII, to znamená prvky zásuvných dekád velkých period umístěných mezi s- a p-prvky. Říká se jim také přechodové prvky;
4) f-prvky, f-podúroveň třetí vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; mezi ně patří lanthanoidy a aktinidy.
1. Co by se stalo, kdyby nebyl dodržován Pauliho princip?
2. Co by se stalo, kdyby Hundovo pravidlo nebylo dodržováno?
3. Vytvořte schémata elektronové struktury, elektronové vzorce a grafické elektronové vzorce atomů následujících chemických prvků: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Napište elektronický vzorec pro prvek #110 pomocí příslušného symbolu vzácného plynu.
5. Co je to elektronový „dip“? Uveďte příklady prvků, u kterých je tento jev pozorován, zapište jejich elektronické vzorce.
6. Jak se určuje příslušnost? chemický prvek do té či oné elektronické rodiny?
7. Porovnejte elektronické a grafické elektronové vzorce atomu síry. Který Dodatečné informace obsahuje poslední vzorec?
>> Chemie: Elektronové konfigurace atomů chemických prvků
Švýcarský fyzik W. Pauli v roce 1925 zjistil, že v atomu na jednom orbitalu nemohou být více než dva elektrony s opačnými (antiparalelními) spiny (přeloženo z angličtiny jako „vřeteno“), tedy s takovými vlastnostmi, které lze konvenčně představoval si sám sebe jako rotaci elektronu kolem jeho imaginární osy: ve směru nebo proti směru hodinových ručiček. Tento princip se nazývá Pauliho princip.
Pokud je v orbitalu jeden elektron, pak se nazývá nepárový, pokud jsou dva, pak se jedná o elektrony spárované, tedy elektrony s opačnými spiny.
Obrázek 5 ukazuje schéma rozdělení energetických hladin do podúrovní.
S-orbital, jak již víte, má kulový tvar. Elektron atomu vodíku (s = 1) se nachází v tomto orbitalu a je nepárový. Proto bude jeho elektronický vzorec nebo elektronická konfigurace zapsána takto: 1s 1. V elektronických vzorcích je číslo energetické hladiny označeno číslem před písmenem (1 ...), latinským písmenem je podúroveň (typ orbitalu) a číslem, které je napsáno vpravo nahoře. písmeno (jako exponent), ukazuje počet elektronů v podúrovni.
Pro atom helia He, který má dva párové elektrony v jednom s-orbitalu, je tento vzorec: 1s 2.
Elektronový obal atomu helia je kompletní a velmi stabilní. Helium je vzácný plyn.
Na druhé energetické úrovni (n = 2) jsou čtyři orbitaly: jeden s a tři p. Elektrony s-orbitalu druhé úrovně (2s-orbitaly) mají vyšší energii, protože jsou ve větší vzdálenosti od jádra než elektrony 1s-orbitalu (n = 2).
Obecně platí, že pro každou hodnotu n existuje jeden orbital s, ale s odpovídající zásobou energie elektronů na něm, a tedy s odpovídajícím průměrem, který roste s rostoucí hodnotou n.
P-Orbital má tvar činky nebo trojrozměrné osmičky. Všechny tři p-orbitaly jsou umístěny v atomu vzájemně kolmo podél prostorových souřadnic vedených přes jádro atomu. Je třeba ještě jednou zdůraznit, že každá energetická hladina (elektronická vrstva), počínaje n = 2, má tři p-orbitaly. S rostoucí hodnotou n elektrony obsazují p-orbitaly umístěné ve velkých vzdálenostech od jádra a směřující podél os x, y, z.
Pro prvky druhé periody (n = 2) je nejprve vyplněn jeden b-orbital a poté tři p-orbitaly. Elektronický vzorec 1l: 1s 2 2s 1. Elektron je volněji vázán k jádru atomu, takže se ho atom lithia může snadno vzdát (jak si vzpomínáte, tento proces se nazývá oxidace) a přemění se na iont Li+.
V atomu berylia Be 0 se čtvrtý elektron nachází také v orbitalu 2s: 1s 2 2s 2. Dva vnější elektrony atomu berylia se snadno oddělí – Be 0 se oxiduje na kationt Be 2+.
V atomu boru zaujímá pátý elektron orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Dále jsou atomy C, N, O, E vyplněny orbitaly 2p, které končí neonem vzácných plynů: 1s 2 2s 2 2p 6.
Pro prvky třetí periody se vyplňují orbitaly Sv a Sr, resp. Pět d-orbitalů třetí úrovně zůstává volných:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.
Někdy je ve schématech znázorňujících rozložení elektronů v atomech uveden pouze počet elektronů na každé energetické úrovni, to znamená, že jsou na rozdíl od výše uvedených úplných elektronických vzorců zapsány zkrácené elektronické vzorce atomů chemických prvků.
U prvků s velkými periodami (čtvrtá a pátá) první dva elektrony obsazují 4. a 5. orbital, v tomto pořadí: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počínaje třetím prvkem každé hlavní periody vstoupí dalších deset elektronů do předchozích orbitalů 3d a 4d (pro prvky vedlejších podskupin): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Zpravidla, když je naplněna předchozí d-podúroveň, začne se plnit vnější (4p- a 5p-v tomto pořadí) p-podúroveň.
U prvků velkých period - šesté a neúplné sedmé - jsou elektronické úrovně a podúrovně zpravidla naplněny elektrony takto: první dva elektrony půjdou do vnější b-podúrovně: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; další jeden elektron (pro Na a Ac) k předchozímu (p-podúroveň: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 a 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Potom dalších 14 elektronů vstoupí do třetí vnější energetické hladiny v orbitalech 4f a 5f lanthanoidů a aktinidů.
Poté se začne znovu budovat druhá vnější energetická hladina (d-podúroveň): pro prvky vedlejších podskupin: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - a nakonec teprve po úplném zaplnění aktuální hladiny deseti elektrony se vnější p-podhladina znovu zaplní:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Velmi často se struktura elektronových obalů atomů zobrazuje pomocí energetických nebo kvantových buněk – píší se tzv. grafické elektronické vzorce. Pro tento zápis se používá následující zápis: každá kvantová buňka je označena buňkou, která odpovídá jednomu orbitalu; Každý elektron je označen šipkou odpovídající směru rotace. Při psaní grafického elektronického vzorce byste měli pamatovat na dvě pravidla: Pauliho princip, podle kterého nemohou být v buňce (orbitální) více než dva elektrony, ale s antiparalelními spiny, a pravidlo F. Hunda, podle kterého elektrony obsazují volné buňky (orbitaly) a nacházejí se v Nejprve jsou po jednom a mají stejnou hodnotu spinu a teprve potom se spárují, ale spiny budou opačně směřovat podle Pauliho principu.
Na závěr se ještě jednou zamysleme nad zobrazením elektronových konfigurací atomů prvků podle období systému D.I.Mendělejeva. Diagramy elektronové struktury atomů ukazují rozložení elektronů přes elektronické vrstvy (energetické hladiny). 
V atomu helia je první elektronová vrstva kompletní – má 2 elektrony.
Vodík a helium jsou s-prvky, s-orbital těchto atomů je vyplněn elektrony.
Prvky druhého období
U všech prvků druhé periody je naplněna první elektronová vrstva a elektrony zaplňují e- a p-orbitaly druhé elektronové vrstvy v souladu s principem nejmenší energie (nejprve s- a poté p) a Pauliho a Pravidla pro psy (tabulka 2).
V atomu neonu je druhá elektronová vrstva kompletní – má 8 elektronů.
Tabulka 2 Struktura elektronových obalů atomů prvků druhé periody
Konec stolu. 2 
Li, Be - b-prvky.
B, C, N, O, F, Ne jsou p-prvky; tyto atomy mají p-orbitaly vyplněné elektrony.
Prvky třetí třetiny
U atomů prvků třetí periody je dokončena první a druhá elektronová vrstva, je tedy vyplněna třetí elektronová vrstva, ve které mohou elektrony obsadit podúrovně 3s, 3p a 3d (tab. 3).
Tabulka 3 Struktura elektronových obalů atomů prvků třetí periody
Atom hořčíku dokončí svůj elektronový orbital 3s. Na a Mg-s-prvky. 
Atom argonu má ve své vnější vrstvě (třetí elektronová vrstva) 8 elektronů. Jako vnější vrstva je kompletní, ale celkem ve třetí elektronové vrstvě, jak již víte, může být 18 elektronů, což znamená, že prvky třetí periody mají nevyplněné 3d orbitaly.
Všechny prvky od Al po Ar jsou p-prvky. S- a p-prvky tvoří hlavní podskupiny v periodické tabulce.
V atomech draslíku a vápníku se objevuje čtvrtá elektronová vrstva a podúroveň 4s je naplněna (tabulka 4), protože má nižší energii než podúroveň 3d. Pro zjednodušení grafických elektronických vzorců atomů prvků čtvrté periody: 1) označme konvenční grafický elektronický vzorec argonu takto:
Ar;
2) nebudeme zobrazovat podúrovně, které nejsou vyplněny těmito atomy.
Tabulka 4 Struktura elektronových obalů atomů prvků čtvrté periody
K, Ca - s-prvky zařazené do hlavních podskupin. V atomech od Sc po Zn je 3. podúroveň vyplněna elektrony. Toto jsou prvky Zy. Jsou zahrnuty do sekundárních podskupin, jejich nejvzdálenější elektronová vrstva je vyplněna a jsou klasifikovány jako přechodové prvky.
Věnujte pozornost struktuře elektronických obalů atomů chrómu a mědi. V nich dochází k „výpadku“ jednoho elektronu ze 4. do 3. podúrovně, což je vysvětleno větší energetickou stabilitou výsledných elektronických konfigurací Zd 5 a Zd 10: 
V atomu zinku je třetí elektronová vrstva kompletní - jsou v ní vyplněny všechny podúrovně 3s, 3p a 3d, celkem 18 elektronů.
V prvcích následujících po zinku se čtvrtá elektronová vrstva, podúroveň 4p, nadále plní: Prvky od Ga do Kr jsou p-prvky. 
Atom kryptonu má vnější vrstvu (čtvrtou), která je kompletní a má 8 elektronů. Ale celkem ve čtvrté elektronové vrstvě, jak víte, může být 32 elektronů; atom kryptonu má stále nevyplněné podúrovně 4d a 4f.
U prvků páté periody se podúrovně vyplňují v následujícím pořadí: 5s-> 4d -> 5p. A existují i výjimky spojené s „selháním“ elektronů v 41 Nb, 42 MO atd.
V šesté a sedmé periodě se objevují prvky, tedy prvky, ve kterých se plní podúrovně 4f a 5f třetí vnější elektronické vrstvy.
Prvky 4f se nazývají lanthanoidy.
5f-prvky se nazývají aktinidy.
Pořadí plnění elektronických podúrovní v atomech prvků šesté periody: 55 Сs a 56 Ва - 6s prvků;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d prvek; 58 Ce - 71 Lu - 4f prvky; 72 Hf - 80 Hg - 5d prvky; 81 Tl- 86 Rn - 6p-prvků. Ale i zde jsou prvky, u kterých je „porušeno“ pořadí zaplňování elektronových orbitalů, což je například spojeno s větší energetickou stabilitou polovičních a zcela zaplněných f podhladin, tedy nf 7 a nf 14 .
Podle toho, která podúroveň atomu je vyplněna elektrony jako poslední, jsou všechny prvky, jak jste již pochopili, rozděleny do čtyř elektronických rodin nebo bloků (obr. 7).
1) s-Elementy; b-podúroveň vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; s-prvky zahrnují vodík, helium a prvky hlavních podskupin skupin I a II;
2) p-prvky; p-podúroveň vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; p prvky zahrnují prvky hlavních podskupin skupin III-VIII;
3) d-prvky; d-podúroveň pre-externí úrovně atomu je vyplněna elektrony; d-prvky zahrnují prvky sekundárních podskupin skupin I-VIII, to znamená prvky zásuvných dekád velkých period umístěných mezi s- a p-prvky. Říká se jim také přechodové prvky;
4) f-prvky, f-podúroveň třetí vnější úrovně atomu je vyplněna elektrony; mezi ně patří lanthanoidy a aktinidy.
1. Co by se stalo, kdyby nebyl dodržován Pauliho princip?
2. Co by se stalo, kdyby Hundovo pravidlo nebylo dodržováno?
3. Vytvořte schémata elektronové struktury, elektronové vzorce a grafické elektronové vzorce atomů následujících chemických prvků: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Napište elektronický vzorec pro prvek #110 pomocí příslušného symbolu vzácného plynu.
Obsah lekce poznámky k lekci podpůrná rámcová lekce prezentace akcelerační metody interaktivní technologie Praxe úkoly a cvičení autotest workshopy, školení, případy, questy domácí úkoly diskuze otázky řečnické otázky studentů Ilustrace audio, videoklipy a multimédia fotografie, obrázky, grafika, tabulky, diagramy, humor, anekdoty, vtipy, komiksy, podobenství, rčení, křížovky, citáty Doplňky abstraktyčlánky triky pro zvídavé jesličky učebnice základní a doplňkový slovník pojmů ostatní Zkvalitnění učebnic a lekcíopravovat chyby v učebnici aktualizace fragmentu v učebnici, prvky inovace v lekci, nahrazení zastaralých znalostí novými Pouze pro učitele perfektní lekce kalendářní plán na rok pokyny diskusní pořady Integrované lekceChemikálie jsou to, z čeho se skládá svět kolem nás.
Vlastnosti každé chemické látky se dělí na dva typy: chemické, které charakterizují její schopnost tvořit jiné látky, a fyzikální, které jsou objektivně pozorovány a lze je posuzovat izolovaně od chemických přeměn. Například fyzikální vlastnosti látky jsou její stav agregace (pevná, kapalná nebo plynná), tepelná vodivost, tepelná kapacita, rozpustnost v různých médiích (voda, alkohol atd.), hustota, barva, chuť atd.
Proměny některých chemické substance v jiných látkách se nazývají chemické jevy nebo chemické reakce. Je třeba poznamenat, že existují i fyzikální jevy, které jsou u některých zjevně doprovázeny změnami fyzikální vlastnosti látky, aniž by se přeměňovaly na jiné látky. Mezi fyzikální jevy patří například tání ledu, zamrzání nebo vypařování vody atd.
Skutečnost, že k chemickému jevu dochází během jakéhokoli procesu, lze uzavřít pozorováním charakteristické vlastnosti chemické reakce jako je změna barvy, sedimentace, vývoj plynu, teplo a/nebo světlo.
Například závěr o výskytu chemických reakcí lze učinit pozorováním:
Tvorba usazenin při vaření vody, v každodenním životě nazývaná vodní kámen;
Uvolňování tepla a světla při hoření ohně;
Změna barvy řezu čerstvého jablka na vzduchu;
Tvorba plynových bublin při kynutí těsta atd.
Nejmenší částice látky, které během chemických reakcí neprocházejí prakticky žádnými změnami, ale pouze se vzájemně novým způsobem spojují, se nazývají atomy.
Samotná myšlenka existence takových jednotek hmoty vznikla zpět v roce Starověké Řecko v myslích starověkých filozofů, což vlastně vysvětluje původ termínu „atom“, protože „atomos“ v doslovném překladu z řečtiny znamená „nedělitelný“.
Na rozdíl od představ starověkých řeckých filozofů však atomy nejsou absolutní minimum hmoty, tzn. sami mají složitou strukturu.
Každý atom se skládá z tzv. subatomárních částic - protonů, neutronů a elektronů, označených příslušně symboly p +, n o a e -. Horní index v použité notaci označuje, že proton má jednotkový kladný náboj, elektron má jednotkový záporný náboj a neutron nemá náboj.
Co se týče kvalitativní struktury atomu, v každém atomu jsou všechny protony a neutrony soustředěny v tzv. jádru, kolem kterého elektrony tvoří elektronový obal.
Proton a neutron mají téměř stejnou hmotnost, tzn. m p ≈ m n a hmotnost elektronu je téměř 2000krát menší než hmotnost každého z nich, tzn. mp/me≈mn/me≈2000.
Protože základní vlastností atomu je jeho elektrická neutralita a náboj jednoho elektronu se rovná náboji jednoho protonu, můžeme z toho usoudit, že počet elektronů v jakémkoli atomu se rovná počtu protonů.
Například níže uvedená tabulka ukazuje možné složení atomů:
Typ atomů se stejným jaderným nábojem, tzn. se stejným počtem protonů v jejich jádrech se nazývá chemický prvek. Z výše uvedené tabulky tedy můžeme usoudit, že atom1 a atom2 patří jednomu chemickému prvku a atom3 a atom4 jinému chemickému prvku.
Každý chemický prvek má svůj název a individuální symbol, který se čte určitým způsobem. Takže například nejjednodušší chemický prvek, jehož atomy obsahují v jádře pouze jeden proton, se nazývá „vodík“ a označuje se symbolem „H“, který se čte jako „popel“, a chemický prvek s jaderný náboj +7 (tj. obsahující 7 protonů) - „dusík“, má symbol „N“, který se čte jako „en“.
Jak můžete vidět z tabulky výše, atomy jednoho chemického prvku se mohou lišit počtem neutronů v jejich jádrech.
Atomy, které patří ke stejnému chemickému prvku, ale mají různý počet neutronů a v důsledku toho i hmotnost, se nazývají izotopy.
Například chemický prvek vodík má tři izotopy - 1 H, 2 H a 3 H. Indexy 1, 2 a 3 nad symbolem H znamenají celkový počet neutronů a protonů. Tito. S vědomím, že vodík je chemický prvek, který se vyznačuje tím, že v jádrech jeho atomů je jeden proton, můžeme dojít k závěru, že v izotopu 1H nejsou vůbec žádné neutrony (1-1 = 0), v izotop 2H - 1 neutron (2-1=1) a izotop 3H - dva neutrony (3-1=2). Protože, jak již bylo zmíněno, neutron a proton mají stejné hmotnosti a hmotnost elektronu je ve srovnání s nimi zanedbatelně malá, znamená to, že izotop 2H je téměř dvakrát těžší než izotop 1H a izotop 3 Izotop H je dokonce třikrát těžší. Kvůli tak velkému rozptylu v hmotnostech izotopů vodíku byly dokonce izotopům 2H a 3H přiřazeny samostatné jednotlivé názvy a symboly, což není typické pro žádný jiný chemický prvek. Izotop 2H byl pojmenován deuterium a dostal symbol D a izotop 3H dostal název tritium a dostal symbol T.
Pokud vezmeme hmotnost protonu a neutronu za jednu a hmotnost elektronu zanedbáme, ve skutečnosti lze levý horní index kromě celkového počtu protonů a neutronů v atomu považovat za jeho hmotnost, a proto tento index se nazývá hromadné číslo a jsou označeny symbolem A. Protože protony jsou zodpovědné za náboj jádra kteréhokoli atomu a náboj každého protonu je konvenčně považován za rovný +1, počet protonů v jádře se nazývá číslo náboje (Z ). Označením počtu neutronů v atomu jako N lze vztah mezi hmotnostním číslem, počtem nábojů a počtem neutronů vyjádřit matematicky jako:
Podle moderních koncepcí má elektron duální (částicově vlnovou) povahu. Má vlastnosti částice i vlny. Stejně jako částice má elektron hmotnost a náboj, ale zároveň se tok elektronů, podobně jako vlna, vyznačuje schopností difrakce.
K popisu stavu elektronu v atomu se používají pojmy kvantové mechaniky, podle kterých elektron nemá konkrétní trajektorii pohybu a může se nacházet v libovolném bodě prostoru, ale s různou pravděpodobností.
Prostorová oblast kolem jádra, kde se s největší pravděpodobností nachází elektron, se nazývá atomový orbital.
Atomový orbital může mít různé tvary, velikost a orientace. Atomový orbital se také nazývá elektronový mrak.
Graficky je jeden atomový orbital obvykle označen jako čtvercová buňka:
Kvantová mechanika má extrémně složitý matematický aparát, proto jsou v rámci školního kurzu chemie zvažovány pouze důsledky kvantové mechanické teorie.
Podle těchto důsledků je jakýkoli atomový orbital a elektron v něm umístěný kompletně charakterizován 4 kvantovými čísly.
- Hlavní kvantové číslo, n, určuje celkovou energii elektronu v daném orbitalu. Rozsah hodnot hlavního kvantového čísla – vše celá čísla, tj. n = 1,2,3,4,5 atd.
- Orbitální kvantové číslo - l - charakterizuje tvar atomového orbitalu a může nabývat libovolné celočíselné hodnoty od 0 do n-1, kde n, reminiscence, je hlavní kvantové číslo.
Orbitaly s l = 0 se nazývají s-orbitály. s-Orbitaly mají kulový tvar a nemají žádnou směrovost v prostoru:
Orbitaly s l = 1 se nazývají p-orbitály. Tyto orbitaly mají tvar trojrozměrné osmičky, tzn. tvar získaný otáčením osmičky kolem osy symetrie a navenek připomínající činku:
Orbitaly s l = 2 se nazývají d-orbitály a s l = 3 – F-orbitály. Jejich struktura je mnohem složitější.
3) Magnetické kvantové číslo – m l – určuje prostorovou orientaci konkrétního atomového orbitalu a vyjadřuje průmět orbitálního momentu hybnosti do směru magnetické pole. Magnetické kvantové číslo m l odpovídá orientaci orbitalu vzhledem ke směru vektoru síly vnějšího magnetického pole a může nabývat libovolných celočíselných hodnot od –l do +l, včetně 0, tzn. celkový možné hodnoty rovná se (2l+1). Takže například pro l = 0 m l = 0 (jedna hodnota), pro l = 1 m l = -1, 0, +1 (tři hodnoty), pro l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (pět hodnot magnetického kvantového čísla) atd.
Takže např. p-orbitaly, tzn. orbitaly s orbitálním kvantovým číslem l = 1, které mají tvar „trojrozměrné osmičky“, odpovídají třem hodnotám magnetického kvantového čísla (-1, 0, +1), které naopak, odpovídají třem na sebe kolmým směrům v prostoru.
4) Spinové kvantové číslo (nebo jednoduše spin) - ms - lze konvenčně považovat za odpovědné za směr rotace elektronu v atomu, může nabývat hodnot. Elektrony s různými spiny jsou označeny svislými šipkami směřujícími v různých směrech: ↓ a .
Soubor všech orbitalů v atomu, které mají stejné hlavní kvantové číslo, se nazývá energetická hladina nebo elektronový obal. Libovolná energetická hladina s nějakým číslem n se skládá z n 2 orbitalů.
Sada orbitalů se stejnými hodnotami hlavního kvantového čísla a orbitálního kvantového čísla představuje energetickou podúroveň.
Každá energetická hladina, která odpovídá hlavnímu kvantovému číslu n, obsahuje n podúrovní. Každá energetická podúroveň s orbitálním kvantovým číslem l se zase skládá z (2l+1) orbitalů. Podúroveň s se tedy skládá z jednoho orbitalu s, podúroveň p se skládá ze tří orbitalů p, podúroveň d se skládá z pěti orbitalů d a podúroveň f se skládá ze sedmi orbitalů f. Protože, jak již bylo zmíněno, jeden atomový orbital je často označován jednou čtvercovou buňkou, lze podúrovně s, p, d a f graficky znázornit následovně:
Každý orbital odpovídá individuální striktně definované množině tří kvantových čísel n, l a ml.
Rozložení elektronů mezi orbitaly se nazývá elektronová konfigurace.
K naplnění atomových orbitalů elektrony dochází za tří podmínek:
- Princip minimální energie: Elektrony vyplňují orbitaly od nejnižší energetické podúrovně. Posloupnost podúrovní v rostoucím pořadí jejich energií je následující: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Pro snazší zapamatování této sekvence vyplňování elektronických podúrovní je velmi vhodné následující grafické znázornění:
- Pauliho princip: Každý orbital může obsahovat maximálně dva elektrony.
Pokud je v orbitalu jeden elektron, pak se nazývá nepárový, a pokud jsou dva, pak se nazývají elektronový pár.
- Hundovo pravidlo: nejstabilnější stav atomu je stav, ve kterém má atom v rámci jedné podúrovně maximální možný počet nepárových elektronů. Tento nejstabilnější stav atomu se nazývá základní stav.
Ve skutečnosti výše uvedené znamená, že například umístění 1., 2., 3. a 4. elektronu do tří orbitalů p-podúrovně bude provedeno následovně:
Plnění atomových orbitalů z vodíku, který má nábojové číslo 1, do kryptonu (Kr) s nábojovým číslem 36, bude probíhat následovně:
Takové znázornění řádu zaplnění atomových orbitalů se nazývá energetický diagram. Na základě elektronických schémat jednotlivých prvků je možné zapisovat jejich tzv. elektronické vzorce (konfigurace). Takže například prvek s 15 protony a v důsledku toho 15 elektrony, tzn. fosfor (P) bude mít následující energetický diagram:
Po převedení na elektronický vzorec bude mít atom fosforu tvar:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Čísla normální velikosti nalevo od symbolu podúrovně ukazují číslo energetické úrovně a horní indexy napravo od symbolu podúrovně ukazují počet elektronů v odpovídající podúrovni.
Níže jsou elektronické vzorce prvních 36 prvků periodické tabulky od D.I. Mendělejev.
| doba | Předmět číslo. | symbol | název | elektronický vzorec |
| já | 1 | H | vodík | 1s 1 |
| 2 | On | hélium | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | lithium | 1 s 2 2 s 1 |
| 4 | Být | beryllium | 1 s 2 2 s 2 | |
| 5 | B | bor | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | uhlík | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | dusík | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | Ó | kyslík | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | neonové | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | sodík | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | hořčík | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | hliník | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | křemík | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | fosfor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | síra | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | chlór | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | draslík | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | vápník | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | skandium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | PROTI | vanadium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | chrom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 zde pozorujeme skok jednoho elektronu s s na d podúrovni | |
| 25 | Mn | mangan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | žehlička | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | spol | kobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | nikl | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | měď | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 zde pozorujeme skok jednoho elektronu s s na d podúrovni | |
| 30 | Zn | zinek | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | gallium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germanium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Tak jako | arsen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | selen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | bróm | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | krypton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Jak již bylo zmíněno, v základním stavu jsou elektrony v atomových orbitalech umístěny podle principu nejmenší energie. V přítomnosti prázdných p-orbitalů v základním stavu atomu se však často může atom tím, že mu předá přebytečnou energii, převést do tzv. excitovaného stavu. Například atom boru ve svém základním stavu má elektronovou konfiguraci a energetický diagram následující formy:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
A v excitovaném stavu (*), tzn. Když je atomu boru předána určitá energie, jeho elektronová konfigurace a energetický diagram budou vypadat takto:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Podle toho, která podúroveň v atomu je vyplněna jako poslední, se chemické prvky dělí na s, p, d nebo f.
Nalezení prvků s, p, d a f v tabulce D.I. Mendělejev:
- S-prvky mají poslední s-podúroveň, která má být vyplněna. Tyto prvky zahrnují prvky hlavních (vlevo v buňce tabulky) podskupin skupin I a II.
- U p-prvků je p-podúroveň vyplněna. P-prvky zahrnují posledních šest prvků každého období, kromě prvního a sedmého, a také prvky hlavních podskupin skupin III-VIII.
- d-prvky se nacházejí mezi s- a p-prvky ve velkých periodách.
- f-prvky se nazývají lanthanoidy a aktinidy. Jsou uvedeny ve spodní části tabulky D.I. Mendělejev.
6.6. Vlastnosti elektronové struktury atomů chrómu, mědi a některých dalších prvků
Pokud jste si pozorně prohlédli přílohu 4, pravděpodobně jste si všimli, že u atomů některých prvků je narušena posloupnost zaplňování orbitalů elektrony. Někdy se těmto porušením říká „výjimky“, ale není tomu tak – neexistují žádné výjimky ze zákonů přírody!
Prvním prvkem s touto poruchou je chrom. Podívejme se blíže na jeho elektronickou strukturu (obr. 6.16 A). Atom chrómu má 4 s-nejsou zde dvě podúrovně, jak by se dalo očekávat, ale pouze jeden elektron. Ale ve 3 d-podúroveň má pět elektronů, ale tato podúroveň je naplněna po 4 s-podúroveň (viz obr. 6.4). Abychom pochopili, proč se to děje, podívejme se, co jsou elektronová oblaka 3 d-podúroveň tohoto atomu.
Každý z pěti 3 d-oblaka jsou v tomto případě tvořena jedním elektronem. Jak již víte z § 4 této kapitoly, celkový elektronový mrak takových pěti elektronů má kulový tvar, neboli, jak se říká, sféricky symetrický. Podle povahy rozložení elektronové hustoty v různých směrech je podobná 1 s-EO. Energie podúrovně, jejíž elektrony tvoří takový oblak, se ukazuje být menší než v případě méně symetrického oblaku. V tomto případě je orbitální energie 3 d-podúroveň se rovná energii 4 s-orbitály. Když je symetrie narušena, například když se objeví šestý elektron, energie orbitalů je 3 d-podúroveň je opět větší než energie 4 s-orbitály. Proto má atom manganu opět druhý elektron na 4 s-AO.
Obecný oblak jakékoli podúrovně, naplněný elektrony buď z poloviny nebo úplně, má sférickou symetrii. Pokles energie má v těchto případech obecný charakter a nezávisí na tom, zda je některá podúroveň z poloviny nebo zcela vyplněna elektrony. A pokud ano, pak musíme hledat další porušení v atomu, v jehož elektronovém obalu devátý „dorazí“ jako poslední. d-elektron. Atom mědi má skutečně 3 d-podúroveň má 10 elektronů a 4 s- pouze jedna podúroveň (obr. 6.16 b).
Pokles energie orbitalů plně nebo zpola zaplněné podúrovně způsobuje řadu důležitých chemických jevů, z nichž některé se seznámíte.
6.7. Vnější a valenční elektrony, orbitaly a podúrovně
V chemii se vlastnosti izolovaných atomů zpravidla nestudují, protože téměř všechny atomy, když jsou součástí různých látek, tvoří chemické vazby. Chemické vazby vznikají interakcí elektronových obalů atomů. U všech atomů (kromě vodíku) se na tvorbě chemických vazeb nepodílejí všechny elektrony: bor má tři z pěti elektronů, uhlík čtyři ze šesti a například baryum dva z padesáti šesti. Tyto "aktivní" elektrony se nazývají valenční elektrony.
Valenční elektrony jsou někdy zaměňovány s externí elektrony, ale to není totéž.
Elektronická oblaka vnějších elektronů mají maximální poloměr (a maximální hodnotu hlavního kvantového čísla).
Na tvorbě vazeb se podílejí především vnější elektrony, už proto, že při vzájemném přiblížení atomů se dostávají do kontaktu především elektronová mračna tvořená těmito elektrony. Spolu s nimi se ale na tvorbě vazby mohou podílet i některé elektrony. pre-externí(předposlední) vrstva, ale pouze pokud mají energii nepříliš odlišnou od energie vnějších elektronů. Oba elektrony atomu jsou valenční elektrony. (V lanthanoidech a aktinidech jsou i některé „vnější“ elektrony valenční)
Energie valenčních elektronů je mnohem větší než energie ostatních elektronů atomu a valenční elektrony se navzájem podstatně méně energeticky liší.
Vnější elektrony jsou vždy valenčními elektrony, pouze pokud atom vůbec může tvořit chemické vazby. Oba elektrony atomu helia jsou tedy vnější, ale nelze je nazvat valence, protože atom helia nevytváří vůbec žádné chemické vazby.
Valenční elektrony obsazují valenční orbitaly, které zase tvoří valenční podúrovně.
Jako příklad uvažujme atom železa, jehož elektronová konfigurace je znázorněna na Obr. 6.17. Z elektronů atomu železa je maximální hlavní kvantové číslo ( n= 4) mít jen dva 4 s-elektron. V důsledku toho jsou vnějšími elektrony tohoto atomu. Vnější orbitaly atomu železa jsou všechny orbitaly s n= 4 a vnější podúrovně jsou všechny podúrovně tvořené těmito orbitaly, tedy 4 s-,
4p-, 4d- a 4 F-EPU.
Vnější elektrony jsou vždy valenční elektrony, proto 4 s-elektrony atomu železa jsou valenční elektrony. A pokud ano, tak 3 d-elektrony s mírně vyšší energií budou také valenčními elektrony. Na vnější úrovni atomu železa, navíc k naplněnému 4 s-AO jsou ještě 4 volné p-, 4d- a 4 F-AO. Všechny jsou vnější, ale pouze 4 z nich jsou valenční R-AO, protože energie zbývajících orbitalů je mnohem vyšší a výskyt elektronů v těchto orbitalech není pro atom železa prospěšný.
Takže atom železa
externí elektronická úroveň – čtvrtá,
vnější podúrovně – 4 s-, 4p-, 4d- a 4 F- EPU,
vnější orbitaly – 4 s-, 4p-, 4d- a 4 F-AO,
vnější elektrony – dva 4 s- elektron (4 s 2),
vnější elektronická vrstva – čtvrtá,
vnější elektronový mrak – 4 s-EO
valenční podúrovně – 4 s-, 4p-, a 3 d- EPU,
valenční orbitaly – 4 s-, 4p-, a 3 d-AO,
valenční elektrony – dva 4 s- elektron (4 s 2) a šest 3 d- elektrony (3 d 6).
Valenční podúrovně mohou být částečně nebo zcela vyplněny elektrony, nebo mohou zůstat zcela volné. S rostoucím jaderným nábojem se energetické hodnoty všech dílčích úrovní snižují, ale v důsledku vzájemné interakce elektronů se energie různých dílčích úrovní snižuje při různých „rychlostech“. Energie plně naplněna d- A F-podúrovně klesá natolik, že přestávají být valenční.
Jako příklad uveďme atomy titanu a arsenu (obr. 6.18).
V případě atomu titanu 3 d-EPU je pouze částečně naplněn elektrony a jeho energie je větší než energie 4 s-EPU a 3 d-elektrony jsou valence. Atom arsenu má 3 d-EPU je zcela naplněn elektrony a jeho energie je výrazně menší než energie 4 s-EPU, a proto 3 d-elektrony nejsou valence.
V uvedených příkladech jsme analyzovali konfigurace valenčních elektronů atomy titanu a arsenu.
Valenční elektronová konfigurace atomu je znázorněna jako valenční elektronový vzorec, nebo ve formuláři energetický diagram valenčních podúrovní.
VALENČNÍ ELEKTRONY, EXTERNÍ ELEKTRONY, VALENCE EPU, VALENCE AO, VALENTNÍ ELEKTRONOVÁ KONFIGURACE ATOMu, VALENTNÍ ELEKTRONOVÝ VZOREC, VALENCE PODÚROVNI DIAGRAM.
1. Na energetických diagramech, které jste sestavili, a v úplných elektronových vzorcích atomů Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar označte vnější a valenční elektrony. Napište valenční elektronové vzorce těchto atomů. Na energetických diagramech zvýrazněte části odpovídající energetickým diagramům valenčních podúrovní.
2. Co mají společného elektronové konfigurace atomů: a) Li a Na, B a Al, O a S, Ne a Ar; b) Zn a Mg, Sc a Al, Cr a S, Ti a Si; c) H a He, Li a O, K a Kr, Sc a Ga. Jaké jsou jejich rozdíly
3. Kolik valenčních podúrovní je v elektronovém obalu atomu každého prvku: a) vodík, helium a lithium, b) dusík, sodík a síra, c) draslík, kobalt a germanium
4. Kolik valenčních orbitalů je zcela zaplněno v atomu a) boru, b) fluoru, c) sodíku?
5. Kolik orbitalů s nepárovým elektronem má atom: a) bor, b) fluor, c) železo
6. Kolik volných vnějších orbitalů má atom manganu? Kolik volných valencí?
7.Pro další hodinu si připravte proužek papíru o šířce 20 mm, rozdělte jej na buňky (20 × 20 mm) a na tento proužek naneste přirozenou řadu prvků (od vodíku po meitnerium).
8.Do každé buňky umístěte symbol prvku, jeho atomové číslo a valenční elektronový vzorec, jak je znázorněno na Obr. 6.19 (použijte přílohu 4).
6.8. Systematizace atomů podle struktury jejich elektronových obalů
Systemizace chemických prvků vychází z přirozené řady prvků
A princip podobnosti elektronových obalů jejich atomy.
Přirozenou řadu chemických prvků již znáte. Nyní se seznámíme s principem podobnosti elektronických mušlí.
Vzhledem k valenčním elektronickým vzorcům atomů v ERE je snadné zjistit, že pro některé atomy se liší pouze hodnotami hlavního kvantového čísla. Například 1 s 1 pro vodík, 2 s 1 pro lithium, 3 s 1 pro sodík atd. Nebo 2 s 2 2p 5 pro fluor, 3 s 2 3p 5 pro chlór, 4 s 2 4p 5 pro brom atd. To znamená, že vnější oblasti oblaků valenčních elektronů takových atomů jsou si velmi podobné tvarem a liší se pouze velikostí (a samozřejmě elektronovou hustotou). A pokud ano, pak lze nazvat elektronová mračna takových atomů a odpovídající valenční konfigurace podobný. Pro atomy různých prvků s podobnou elektronovou konfigurací můžeme psát obecné valenční elektronické vzorce: ns 1 v prvním případě a ns 2 n.p. 5 ve druhém. Jak se pohybujete v přirozené řadě prvků, můžete najít další skupiny atomů s podobnými valenčními konfiguracemi.
Tím pádem, atomy s podobnou konfigurací valenčních elektronů se pravidelně nacházejí v přirozené řadě prvků.
To je princip podobnosti elektronických mušlí.
Pokusme se určit typ této pravidelnosti. K tomu použijeme přírodní řadu prvků, které jste vyrobili.
ERE začíná vodíkem, jehož valenční elektronový vzorec je 1 s 1. Při hledání podobných valenčních konfigurací jsme vyřízli přirozenou řadu prvků před prvky pomocí společného valenčního elektronického vzorce ns 1 (tj. před lithiem, před sodíkem atd.). Dostali jsme takzvané „období“ živlů. Výsledné „období“ sečteme tak, aby se z nich staly řádky tabulky (viz obr. 6.20). V důsledku toho budou mít podobné elektronické konfigurace pouze atomy v prvních dvou sloupcích tabulky.
Pokusme se dosáhnout podobnosti valenčních elektronických konfigurací v dalších sloupcích tabulky. K tomu jsme vystřihli z 6. a 7. periody prvky s čísly 58 – 71 a 90 – 103 (vyplňují 4 F- a 5 F-podúrovně) a umístěte je pod stůl. Symboly zbývajících prvků posuneme vodorovně, jak je znázorněno na obrázku. Poté budou mít atomy prvků nacházející se ve stejném sloupci tabulky podobné valenční konfigurace, které lze vyjádřit obecnými valenčními elektronickými vzorci: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 a tak dále, dokud ns 2 n.p. 6. Všechny odchylky od obecných valenčních vzorců jsou vysvětleny stejnými důvody jako v případě chrómu a mědi (viz odstavec 6.6).
Jak vidíte, použitím ERE a uplatněním principu podobnosti elektronových obalů jsme byli schopni systematizovat chemické prvky. Takový systém chemických prvků se nazývá přírodní, protože je založen výhradně na zákonech přírody. Tabulka, kterou jsme dostali (obr. 6.21) je jedním ze způsobů, jak graficky znázornit přirozený systém prvků a je tzv. dlouhoperiodická tabulka chemických prvků.
PRINCIP PODOBNOSTI ELEKTRONOVÝCH PLÁŠŤŮ, PŘIROZENÁ SOUSTAVA CHEMICKÝCH PRVKŮ („PERIODICKÁ“ SYSTÉM), TABULKA CHEMICKÝCH PRVKŮ.
6.9. Dlouhé období tabulka chemických prvků
Podívejme se blíže na strukturu dlouhoperiodické tabulky chemických prvků.
Řádky této tabulky, jak již víte, se nazývají „období“ prvků. Období jsou číslována arabskými číslicemi od 1 do 7. První období má pouze dva prvky. Druhá a třetí perioda, každá obsahující osm prvků, se nazývá krátký období. Nazývá se čtvrtá a pátá perioda, každá obsahující 18 prvků dlouho období. Nazývají se šestá a sedmá perioda, každá obsahující 32 prvků extra dlouhé období.
Sloupce této tabulky se nazývají skupiny Prvky. Čísla skupin jsou označena římskými číslicemi s latinskými písmeny A nebo B.
Prvky některých skupin mají svá vlastní společná (skupinová) jména: prvky skupiny IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkalické prvky(nebo prvky alkalických kovů); Prvky skupiny IIA (Ca, Sr, Ba a Ra) – prvky alkalických zemin(nebo prvky kovů alkalických zemin)(název „alkalické kovy“ a kovy alkalických zemin“ označuje jednoduché látky tvořené odpovídajícími prvky a neměly by se používat jako názvy skupin prvků); prvky VIA skupina (O, S, Se, Te, Po) – chalkogeny, prvky skupiny VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogeny, prvky skupiny VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – prvky vzácných plynů.(Tradiční název „vzácné plyny“ také odkazuje na jednoduché látky)
Prvky s pořadovými čísly 58 – 71 (Ce – Lu) umístěné obvykle na konci tabulky se nazývají lanthanoidy(„následující lanthan“) a prvky se sériovými čísly 90 – 103 (Th – Lr) – aktinidy("následující mořská sasanka"). Existuje verze tabulky dlouhých period, ve které nejsou lanthanoidy a aktinidy vyříznuty z ERE, ale zůstávají na svých místech v ultra dlouhých obdobích. Této tabulce se někdy říká ultra dlouhé období.
Tabulka dlouhých období je rozdělena do čtyř blok(nebo sekce).
s-Block zahrnuje prvky skupin IA a IIA s běžnými valenčními elektronickými vzorci ns 1 a ns 2
(s-prvky).
r-Block zahrnuje prvky ze skupiny IIIA až VIIIA s běžnými valenčními elektronickými formulemi od ns 2 n.p. 1 až ns 2 n.p. 6 (p-prvky).
d-Block zahrnuje prvky ze skupiny IIIB až IIB s běžnými valenčními elektronickými vzorci od ns 2 (n–1)d 1 až ns 2 (n–1)d 10 (d-prvky).
f-blok zahrnuje lanthanidy a aktinidy ( f-prvky).
Elementy s- A p-bloky tvoří A-skupiny a prvky d-blok – B-skupina soustavy chemických prvků. Všechno F-prvky jsou formálně zařazeny do skupiny IIIB.
Prvky první periody – vodík a helium – jsou s-prvky a lze je umístit do skupin IA a IIA. Ale helium je častěji zařazováno do skupiny VIIIA jako prvek, kterým perioda končí, což plně odpovídá jeho vlastnostem (helium, stejně jako všechny ostatní jednoduché látky tvořené prvky této skupiny, je vzácný plyn). Vodík je často zařazen do skupiny VIIA, protože jeho vlastnosti jsou mnohem blíže halogenům než alkalickým prvkům.
Každá z period systému začíná prvkem, který má valenční konfiguraci atomů ns 1, protože právě z těchto atomů začíná tvorba další elektronové vrstvy a končí u prvku s valenční konfigurací atomů ns 2 n.p. 6 (kromě první třetiny). Díky tomu lze na energetickém diagramu snadno identifikovat skupiny podúrovní naplněných elektrony v atomech každé periody (obr. 6.22). Proveďte tuto práci se všemi podúrovněmi zobrazenými v kopii, kterou jste vytvořili na obrázku 6.4. Podúrovně zvýrazněné na obrázku 6.22 (kromě zcela vyplněných d- A F-podúrovně) jsou valence pro atomy všech prvků daného období.
Vzhled v obdobích s-, p-, d- nebo F-prvky plně odpovídají pořadí plnění s-, p-, d- nebo F-podúrovně s elektrony. Tato vlastnost soustavy prvků umožňuje při znalosti periody a skupiny, do které daný prvek patří, okamžitě zapsat jeho valenční elektronický vzorec.
DLOUHODOBÁ TABULKA CHEMICKÝCH PRVKŮ, BLOKŮ, OBDOBÍ, SKUPIN, ALKALICKÝCH PRVKŮ, PRVKŮ ALKALICKÝCH ZEMĚ, CHALKOGENŮ, HALOGENŮ, PRVKŮ ušlechtilých PLYNŮ, LANTANOIDŮ, AKTINOIDŮ.
Napište obecné valenční elektronové vzorce atomů prvků a) skupin IVA a IVB, b) skupin IIIA a VIIB?
2. Co mají společného elektronové konfigurace atomů prvků skupin A a B? Jak jsou odlišní?
3. Kolik skupin prvků obsahuje a) s-blok, b) R-blok, c) d-blok?
4. Pokračujte na obrázku 30 ve směru zvyšování energie podúrovní a zvýrazněte skupiny podúrovní naplněné elektrony ve 4., 5. a 6. periodě.
5. Vyjmenujte valenční podúrovně a) vápníku, b) fosforu, c) titanu, d) chloru, e) atomů sodíku. 6. Uveďte, jak se od sebe liší s-, p- a d-prvky.
7.Vysvětlete, proč je příslušnost atomu k libovolnému prvku určována počtem protonů v jádře, nikoli hmotností tohoto atomu.
8.Pro atomy lithia, hliníku, stroncia, selenu, železa a olova sestavte valenční, úplné a zkrácené elektronické vzorce a nakreslete energetické diagramy valenčních dílčích hladin. 9.Kterým atomům prvků odpovídají následující valenční elektronové vzorce: 3 s 1 , 4s 1 3d 1, 2 s 2 2 p 6 , 5s 2 5p 2 , 5s 2 4d 2 ?
6.10. Typy elektronových vzorců atomu. Algoritmus pro jejich sestavení
Pro různé účely potřebujeme znát buď celkovou, nebo valenční konfiguraci atomu. Každá z těchto elektronových konfigurací může být reprezentována buď vzorcem nebo energetickým diagramem. to znamená, plná elektronová konfigurace atomu je vyjádřeno plný elektronový vzorec atomu nebo kompletní energetický diagram atomu. ve svém pořadí, valenční elektronová konfigurace atomu je vyjádřeno mocenství(nebo jak se tomu často říká, " krátký") elektronový vzorec atomu nebo diagram valenčních podúrovní atomu(obr. 6.23).
Dříve jsme vytvářeli elektronické vzorce pro atomy pomocí atomových čísel prvků. Zároveň jsme podle energetického diagramu určili pořadí plnění podúrovní elektrony: 1 s, 2s,
2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p,
6s, 4F, 5d, 6p, 7s a tak dále. A pouze zapsáním úplného elektronického vzorce jsme mohli zapsat valenční vzorec.
Vhodnější je napsat valenční elektronový vzorec atomu, který se nejčastěji používá, na základě polohy prvku v soustavě chemických prvků pomocí souřadnic period-grup.
Podívejme se blíže na to, jak se to dělá u prvků s-, p- A d-bloky
Pro prvky s-bloková valenční elektronová formule atomu se skládá ze tří symbolů. Obecně se to dá napsat takto:
Na první místo (místo velké buňky) je umístěno číslo periody (rovné hlavnímu kvantovému číslu těchto s-elektrony) a na třetím (v horním indexu) - číslo skupiny (rovné počtu valenčních elektronů). Vezmeme-li jako příklad atom hořčíku (3. perioda, skupina IIA), získáme:
Pro prvky p-bloková valenční elektronová formule atomu se skládá ze šesti symbolů:
Zde je místo velkých buněk také umístěno číslo periody (rovné jejich hlavnímu kvantovému počtu s- A p-elektrony) a číslo skupiny (rovné počtu valenčních elektronů) se rovná součtu horních indexů. Pro atom kyslíku (2. perioda, skupina VIA) dostaneme:
2s 2 2p 4 .
Valenční elektronický vzorec většiny prvků d-blok lze zapsat takto:
Stejně jako v předchozích případech je zde místo první buňky uvedeno číslo periody (rovné hlavnímu kvantovému číslu těchto s-elektrony). Číslo ve druhé buňce se ukáže být o jedno méně, protože je hlavním kvantovým číslem d-elektrony. Číslo skupiny se zde také rovná součtu indexů. Příklad – valenční elektronový vzorec titanu (4. perioda, skupina IVB): 4 s 2 3d 2 .
Číslo skupiny se rovná součtu indexů pro prvky skupiny VIB, ale, jak si pamatujete, v jejich valenci s-podúroveň má pouze jeden elektron a obecný valenční elektronický vzorec je ns 1 (n–1)d 5. Proto je valenční elektronický vzorec například molybdenu (5. perioda) 5 s 1 4d 5 .
Je také snadné sestavit valenční elektronický vzorec libovolného prvku skupiny IB, například zlata (6. perioda)>–>6 s 1 5d 10, ale v tomto případě si to musíte zapamatovat d- elektrony atomů prvků této skupiny stále zůstávají valencí a některé z nich se mohou podílet na tvorbě chemických vazeb.
Obecný valenční elektronový vzorec atomů prvků skupiny IIB je ns 2 (n – 1)d 10. Proto je valenční elektronový vzorec například atomu zinku 4 s 2 3d 10 .
Valenční elektronické vzorce prvků první triády (Fe, Co a Ni) se také řídí obecnými pravidly. Železo, prvek skupiny VIIIB, má valenční elektronový vzorec 4 s 2 3d 6. Atom kobaltu má jeden d- více elektronů (4 s 2 3d 7) a pro atom niklu - dvěma (4 s 2 3d 8).
S použitím pouze těchto pravidel pro psaní valenčních elektronických vzorců je nemožné sestavit elektronické vzorce pro atomy některých d-prvky (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), protože v nich, kvůli touze po vysoce symetrických elektronových obalech, má plnění valenčních podúrovní elektrony některé další rysy.
Znáte-li valenční elektronový vzorec, můžete si zapsat celý elektronový vzorec atomu (viz níže).
Často místo těžkopádných úplných elektronických vzorců píší zkrácené elektronické vzorce atomy. Pro jejich sestavení do elektronového vzorce se izolují všechny elektrony atomu kromě valenčních, jejich symboly se umístí do hranatých závorek a část elektronového vzorce odpovídající elektronovému vzorci atomu posledního prvku předchozí období (prvek tvořící vzácný plyn) je nahrazeno symbolem tohoto atomu.
Příklady elektronických vzorců různých typů jsou uvedeny v tabulce 14.
Tabulka 14. Příklady elektronových vzorců atomů
Elektronické vzorce |
|||
Zkráceno |
Mocenství |
||
1s 2 2s 2 2p 3 |
2s 2 2p 3 |
2s 2 2p 3 |
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 |
3s 2 3p 5 |
3s 2 3p 5 |
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 |
4s 2 4p 3 |
4s 2 4p 3 |
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 |
4s 2 4p 6 |
4s 2 4p 6 |
|
Algoritmus pro sestavení elektronických vzorců atomů (na příkladu atomu jódu)
№ |
Úkon |
Výsledek |
|
Určete souřadnice atomu v tabulce prvků. |
Období 5, skupina VIIA |
||
Napište vzorec valenčního elektronu. |
5s 2 5p 5 |
||
Dokončete symboly pro vnitřní elektrony v pořadí, ve kterém vyplňují podúrovně. |
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 5 |
||
Vzhledem k poklesu energie plně naplněné d- A F-podúrovně, zapište si kompletní elektronický vzorec. |
|
||
Označte valenční elektrony. |
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5 |
||
Identifikujte elektronovou konfiguraci předchozího atomu vzácného plynu. |
|||
Zapište si zkrácený elektronický vzorec tak, že vše spojíte v hranatých závorkách nevalentní elektrony. |
5s 2 5p 5 |
Poznámky
1. U prvků 2. a 3. periody vede třetí operace (bez čtvrté) okamžitě k úplnému elektronickému vzorci.
2. (n – 1)d 10 -Elektrony zůstávají valenci na atomech prvků skupiny IB.
KOMPLETNÍ ELEKTRONICKÝ VZOREC, VALENCE ELEKTRONICKÝ VZOREC, ZKRÁCENÝ ELEKTRONICKÝ VZOREC, ALGORITHM PRO SESTAVOVÁNÍ ELEKTRONICKÝCH VZORECŮ ATOMŮ.
1. Sestavte valenční elektronový vzorec atomu prvku a) druhá perioda třetí skupiny A, b) třetí perioda druhé skupiny A, c) čtvrtá perioda čtvrté skupiny A.
2.Vytvořte zkrácené elektronické vzorce pro atomy hořčíku, fosforu, draslíku, železa, bromu a argonu.
6.11. Krátkodobá tabulka chemických prvků
Během více než 100 let, které uplynuly od objevu přirozeného systému prvků, bylo navrženo několik stovek různých tabulek, které tento systém graficky odrážejí. Z nich je vedle dlouhoperiodické tabulky nejrozšířenější tzv. krátkoperiodická tabulka prvků od D. I. Mendělejeva. Krátkodobou tabulku získáme z dlouhoperiodické tabulky, pokud 4., 5., 6. a 7. periodu ořízneme před prvky skupiny IB, oddálíme od sebe a výsledné řádky složíme stejným způsobem jako dříve. přeložil období. Výsledek je znázorněn na obrázku 6.24.
Lanthanidy a aktinidy jsou zde také umístěny pod hlavní tabulkou.
V skupiny Tato tabulka obsahuje prvky, jejichž atomy stejný počet valenčních elektronů bez ohledu na to, v jakých orbitalech se tyto elektrony nacházejí. Tedy prvky chlor (typický prvek tvořící nekov; 3 s 2 3p 5) a mangan (kovotvorný prvek; 4 s 2 3d 5), které nemají podobné elektronové obaly, zde spadají do stejné sedmé skupiny. Potřeba rozlišovat takové prvky nás nutí rozlišovat je ve skupinách podskupiny: hlavní– analogy A-skupin dlouhodobé tabulky a boční– analogy B-skupin. Na obrázku 34 jsou symboly prvků hlavních podskupin posunuty doleva a symboly prvků vedlejších podskupin jsou posunuty doprava.
Pravda, toto uspořádání prvků v tabulce má i své výhody, protože právě počet valenčních elektronů primárně určuje valenční schopnosti atomu.
Dlouhoperiodická tabulka odráží zákonitosti elektronové struktury atomů, podobnosti a vzorce změn vlastností jednoduchých látek a sloučenin napříč skupinami prvků, pravidelné změny řady fyzikálních veličin charakterizujících atomy, jednoduché látky a sloučeniny. v celém systému prvků a mnohem více. Krátkodobá tabulka je v tomto ohledu méně výhodná.
KRÁTKODOBÁ TABULKA, HLAVNÍ PODSKUPINY, VEDLEJŠÍ PODSKUPINY.
1. Převeďte dlouhodobou tabulku, kterou jste vytvořili z přirozené řady prvků, na krátkodobou tabulku. Proveďte obrácenou konverzi.
2. Je možné sestavit obecný valenční elektronový vzorec pro atomy prvků jedné skupiny krátkoperiodické tabulky? Proč?
6.12. Velikosti atomů. Orbitální poloměry
.Atom nemá jasné hranice. Jaká je velikost izolovaného atomu? Jádro atomu je obklopeno elektronovým obalem a obal se skládá z elektronových oblaků. Velikost EO je charakterizována poloměrem r eo. Všechny mraky ve vnější vrstvě mají přibližně stejný poloměr. Proto lze velikost atomu charakterizovat tímto poloměrem. To se nazývá orbitální poloměr atomu(r 0).
Hodnoty orbitálních poloměrů atomů jsou uvedeny v příloze 5.
Poloměr EO závisí na náboji jádra a na orbitalu, ve kterém se nachází elektron tvořící tento oblak. V důsledku toho orbitální poloměr atomu závisí na stejných charakteristikách.
Podívejme se na elektronické obaly atomů vodíku a helia. Jak v atomu vodíku, tak v atomu helia jsou elektrony umístěny na 1 s-AO a jejich oblaka by měla stejnou velikost, kdyby náboje jader těchto atomů byly stejné. Ale náboj na jádře atomu helia je dvakrát větší než náboj na jádře atomu vodíku. Podle Coulombova zákona je přitažlivá síla působící na každý elektron atomu helia dvojnásobkem síly přitažlivosti elektronu k jádru atomu vodíku. Proto musí být poloměr atomu helia mnohem menší než poloměr atomu vodíku. To je pravda: r 0 (On) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom lithia má vnější elektron na 2 s-AO, tedy tvoří oblak druhé vrstvy. Jeho poloměr by měl být přirozeně větší. Opravdu: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomy zbývajících prvků druhé periody mají vnější elektrony (a 2 s a 2 p) jsou umístěny ve stejné druhé elektronové vrstvě a jaderný náboj těchto atomů se zvyšuje s rostoucím atomovým číslem. Elektrony jsou k jádru přitahovány silněji a poloměry atomů se přirozeně zmenšují. Tyto argumenty bychom mohli opakovat i pro atomy prvků jiných období, ale s jedním upřesněním: poloměr oběhu se monotónně zmenšuje pouze tehdy, když je každá z podúrovní naplněna.
Pokud ale pomineme detaily, obecná podstata změny velikosti atomů v soustavě prvků je následující: s nárůstem pořadového čísla v periodě se orbitální poloměry atomů zmenšují a ve skupině zvýšit. Největší atom je atom cesia a nejmenší atom helia, ale z atomů prvků, které tvoří chemické sloučeniny (helium a neon je netvoří), je nejmenší atom fluoru.
Většina atomů prvků v přirozené řadě po lanthanoidech má oběžné poloměry poněkud menší, než by se dalo očekávat na základě obecných zákonů. To je způsobeno skutečností, že mezi lanthanem a hafniem v systému prvků je 14 lanthanoidů, a proto je náboj jádra atomu hafnia 14 E více než lanthan. Proto jsou vnější elektrony těchto atomů přitahovány k jádru silněji, než by tomu bylo v nepřítomnosti lanthanoidů (tento efekt se často nazývá „kontrakce lanthanoidů“).
Upozorňujeme, že při přechodu od atomů prvků skupiny VIIIA k atomům prvků skupiny IA se orbitální poloměr prudce zvětší. V důsledku toho se náš výběr prvních prvků každého období (viz § 7) ukázal jako správný.
ORBITÁLNÍ POLOMĚR ATOMu, JEHO ZMĚNA V SOUSTAVE PRVKŮ.
1.Podle údajů uvedených v příloze 5 nakreslete na milimetrový papír graf závislosti poloměru dráhy atomu na atomovém čísle prvku pro prvky s Z od 1 do 40. Délka vodorovné osy je 200 mm, délka svislé osy je 100 mm.
2. Jak můžete charakterizovat vzhled výsledné přerušované čáry?
6.13. Atomová ionizační energie
Pokud dáte elektronu v atomu dodatečnou energii (jak to lze udělat, se dozvíte na kurzu fyziky), pak se elektron může přesunout do jiného AO, to znamená, že atom skončí v vzrušený stav. Tento stav je nestabilní a elektron se téměř okamžitě vrátí do původního stavu a přebytečná energie se uvolní. Pokud je však energie předaná elektronu dostatečně velká, elektron se může zcela oddělit od atomu, zatímco atom ionizované, to znamená, že se změní na kladně nabitý iont ( kation). Energie potřebná k tomu se nazývá atomová ionizační energie(E A).
Je poměrně obtížné odstranit elektron z jednoho atomu a změřit k tomu potřebnou energii, takže je prakticky určen a použit molární ionizační energie(E a m).
Molární ionizační energie ukazuje, jaká je minimální energie potřebná k odstranění 1 molu elektronů z 1 molu atomů (jeden elektron z každého atomu). Tato hodnota se obvykle měří v kilojoulech na mol. Hodnoty molární ionizační energie prvního elektronu pro většinu prvků jsou uvedeny v příloze 6.
Jak závisí ionizační energie atomu na poloze prvku v soustavě prvků, tedy jak se mění ve skupině a periodě?
Ve svém fyzikálním významu se ionizační energie rovná práci, kterou je třeba vynaložit na překonání přitažlivé síly mezi elektronem a atomem při přesunu elektronu od atomu na nekonečnou vzdálenost od něj.
Kde q- elektronový náboj, Q je náboj kationtu zbývající po odstranění elektronu a r o je orbitální poloměr atomu.
A q, A Q– množství jsou konstantní a můžeme dojít k závěru, že práce na odstranění elektronu A a s ním i ionizační energie E a jsou nepřímo úměrné orbitálnímu poloměru atomu.
Analýzou hodnot orbitálních poloměrů atomů různých prvků a odpovídajících hodnot ionizační energie uvedených v dodatcích 5 a 6 se můžete ujistit, že vztah mezi těmito veličinami je blízko proporcionálnímu, ale poněkud se od něj liší. . Důvod, proč náš závěr příliš nesouhlasí s experimentálními daty, je ten, že jsme použili velmi hrubý model, který nebral v úvahu mnoho důležitých faktorů. Ale i tento hrubý model nám umožnil vyvodit správný závěr, že s rostoucím poloměrem dráhy ionizační energie atomu klesá a naopak s klesajícím poloměrem roste.
Protože v období s rostoucím atomovým číslem se orbitální poloměr atomů zmenšuje, roste ionizační energie. Ve skupině se s rostoucím atomovým číslem zpravidla zvětšuje orbitální poloměr atomů a snižuje se ionizační energie. Největší molární ionizační energii mají nejmenší atomy, atomy helia (2372 kJ/mol) a z atomů schopných tvořit chemické vazby atomy fluoru (1681 kJ/mol). Nejmenší je pro největší atomy, atomy cesia (376 kJ/mol). V soustavě prvků lze směr rostoucí ionizační energie schematicky znázornit takto: 
V chemii je důležité, že ionizační energie charakterizuje tendenci atomu vzdát se „svých“ elektronů: čím vyšší je ionizační energie, tím méně je atom nakloněn vzdát se elektronů a naopak.
VZBUZENÝ STAV, IONIZACE, Kationt, IONIZAČNÍ ENERGIE, MOLÁRNÍ IONIZAČNÍ ENERGIE, ZMĚNA IONIZAČNÍ ENERGIE V SOUSTAVĚ PRVKŮ.
1. Pomocí údajů uvedených v příloze 6 určete, kolik energie je třeba vynaložit na odstranění jednoho elektronu ze všech atomů sodíku o celkové hmotnosti 1 g.
2. Pomocí údajů uvedených v příloze 6 určete, kolikrát více energie je potřeba k odstranění jednoho elektronu ze všech atomů sodíku o hmotnosti 3 g než ze všech atomů draslíku o stejné hmotnosti. Proč se tento poměr liší od poměru molárních ionizačních energií stejných atomů?
3.Podle údajů uvedených v příloze 6 znázorněte závislost molární ionizační energie na atomovém čísle pro prvky s Z od 1 do 40. Rozměry grafu jsou stejné jako v zadání k předchozímu odstavci. Zkontrolujte, zda tento graf odpovídá volbě „období“ soustavy prvků.
6.14. Energie elektronové afinity
.Druhou nejdůležitější energetickou charakteristikou atomu je energie elektronové afinity(E S).
V praxi, stejně jako v případě ionizační energie, se obvykle používá odpovídající molární množství - energie molární elektronové afinity().
Molární energie elektronové afinity ukazuje energii uvolněnou, když se jeden mol elektronů přidá k jednomu molu neutrálních atomů (jeden elektron na každý atom). Stejně jako molární ionizační energie se toto množství také měří v kilojoulech na mol.
Na první pohled se může zdát, že energie by se v tomto případě neměla uvolňovat, protože atom je neutrální částice a mezi neutrálním atomem a záporně nabitým elektronem nepůsobí žádné elektrostatické přitažlivé síly. Naopak, zdá se, že při přiblížení k atomu by elektron měl být odražen stejnými záporně nabitými elektrony, které tvoří elektronový obal. Ve skutečnosti to není pravda. Pamatujte, že pokud jste se někdy museli vypořádat s atomovým chlórem. Samozřejmě že ne. Koneckonců, existuje pouze při velmi vysokých teplotách. Ani stabilnější molekulární chlor se v přírodě prakticky nevyskytuje, v případě potřeby je nutné jej získat chemickými reakcemi. A s chloridem sodným (kuchyňskou solí) se musíte potýkat neustále. Koneckonců, stolní sůl lidé konzumují každý den s jídlem. A v přírodě se vyskytuje poměrně často. Ale kuchyňská sůl obsahuje chloridové ionty, tedy atomy chloru, které přidaly jeden elektron „navíc“. Jedním z důvodů, proč jsou chloridové ionty tak běžné, je to, že atomy chloru mají tendenci získávat elektrony, to znamená, že když se z atomů chloru a elektronů tvoří chloridové ionty, uvolňuje se energie.
Jeden z důvodů uvolňování energie je vám již znám - je spojen se zvýšením symetrie elektronového obalu atomu chloru při přechodu na jednorázově nabité aniont. Zároveň, jak si vzpomínáte, energie 3 p-podúroveň klesá. Existují další složitější důvody.
Vzhledem k tomu, že hodnotu energie elektronové afinity ovlivňuje více faktorů, je povaha změny této veličiny v soustavě prvků mnohem složitější než povaha změny ionizační energie. Můžete se o tom přesvědčit analýzou tabulky uvedené v příloze 7. Ale protože hodnota této veličiny je určena především stejnou elektrostatickou interakcí jako hodnoty ionizační energie, pak její změna v systému prvků (alespoň ve skupinách A-) je obecně podobná změně ionizační energie, to znamená, že energie elektronové afinity ve skupině klesá a v určité periodě se zvyšuje. Maximum je pro atomy fluoru (328 kJ/mol) a chloru (349 kJ/mol). Povaha změny energie elektronové afinity v systému prvků připomíná povahu změny ionizační energie, to znamená, že směr nárůstu energie elektronové afinity lze schematicky znázornit následovně:
2.Ve stejném měřítku podél vodorovné osy jako v předchozích úlohách sestrojte graf závislosti molární energie elektronové afinity na atomovém čísle pro atomy prvků s Z od 1 do 40 pomocí aplikace 7.
3.Jaký fyzikální význam mají energetické hodnoty negativní elektronové afinity?
4. Proč ze všech atomů prvků 2. periody mají záporné hodnoty molární energie elektronové afinity pouze berylium, dusík a neon?
6.15. Tendence atomů ztrácet a získávat elektrony
Již víte, že tendence atomu vzdávat se svých vlastních elektronů a přidávat elektrony jiných závisí na jeho energetických charakteristikách (ionizační energie a energie elektronové afinity). Které atomy jsou více náchylné vzdát se svých elektronů a které více přijímat jiné?
Abychom na tuto otázku odpověděli, shrňme v tabulce 15 vše, co víme o změně těchto sklonů v soustavě prvků.
Tabulka 15. Změny ve sklonu atomů vzdávat se vlastních elektronů a získávat cizí elektrony
