Configuración electrónica de un átomo. es una fórmula que muestra la disposición de los electrones en un átomo por niveles y subniveles. Después de estudiar el artículo, aprenderá dónde y cómo se encuentran los electrones, se familiarizará con los números cuánticos y podrá construir la configuración electrónica de un átomo según su número; al final del artículo hay una tabla de elementos;
¿Por qué estudiar la configuración electrónica de los elementos?
Los átomos son como un conjunto de construcción: hay un cierto número de partes, se diferencian entre sí, pero dos partes del mismo tipo son absolutamente iguales. Pero este set de construcción es mucho más interesante que el de plástico y he aquí por qué. La configuración cambia según quién esté cerca. Por ejemplo, el oxígeno junto al hidrógeno. Tal vez
se convierte en agua, cuando está cerca del sodio se convierte en gas y cuando está cerca del hierro se convierte completamente en óxido.
Para responder a la pregunta de por qué sucede esto y predecir el comportamiento de un átomo junto a otro, es necesario estudiar la configuración electrónica, que se comentará a continuación. ¿Cuántos electrones hay en un átomo? Un átomo está formado por un núcleo y electrones que giran a su alrededor; el núcleo está formado por protones y neutrones. En el estado neutro, cada átomo tiene un número de electrones igual al número de protones en su núcleo. El número de protones se designa.
número de serie
Un elemento, por ejemplo el azufre, tiene 16 protones, el elemento número 16 de la tabla periódica. El oro tiene 79 protones, el elemento número 79 de la tabla periódica. En consecuencia, el azufre tiene 16 electrones en estado neutro y el oro tiene 79 electrones.
- ¿Dónde buscar un electrón?
- Al observar el comportamiento del electrón se derivaron ciertos patrones que se describen mediante números cuánticos, son cuatro en total:
- Número cuántico principal
- Número cuántico orbital
Número cuántico magnético
Además, en lugar de la palabra órbita, usaremos el término “orbital”; un orbital es la función de onda de un electrón, es decir, la región en la que el electrón pasa el 90% de su tiempo;
norte - nivel
L - concha
M l - número de orbital
M s - primer o segundo electrón en el orbital
Número cuántico orbital l
Como resultado del estudio de la nube de electrones, se encontró que dependiendo de nivel de energía, la nube adopta cuatro formas básicas: una pelota, una mancuerna y otras dos más complejas.
En orden de energía creciente, estas formas se denominan capas s, p, d y f.
Cada una de estas capas puede tener 1 (en s), 3 (en p), 5 (en d) y 7 (en f) orbitales. El número cuántico orbital es la capa en la que se encuentran los orbitales. El número cuántico orbital para los orbitales s, p, d y f toma los valores 0,1,2 o 3, respectivamente.
Hay un orbital en la capa s (L=0): dos electrones.
Hay tres orbitales en la capa p (L=1): seis electrones.
Hay cinco orbitales en la capa d (L=2): diez electrones.
Hay siete orbitales en la capa f (L=3): catorce electrones.
Número cuántico magnético m l
Hay tres orbitales en la capa p, están designados por números de -L a +L, es decir, para la capa p (L=1) hay orbitales “-1”, “0” y “1” .
El número cuántico magnético se indica con la letra m l.
Dentro de la capa, es más fácil que los electrones se ubiquen en diferentes orbitales, por lo que los primeros electrones llenan uno en cada orbital, y luego se agrega un par de electrones a cada uno.
Considere el d-shell:
La capa d corresponde al valor L=2, es decir, cinco orbitales (-2,-1,0,1 y 2), los primeros cinco electrones llenan la capa tomando los valores M l =-2, M l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.
Número cuántico de espín m s El espín es la dirección de rotación de un electrón alrededor de su eje, hay dos direcciones, por lo que el número cuántico de espín tiene dos valores: +1/2 y -1/2. Un subnivel de energía sólo puede contener dos electrones con espines opuestos. El número cuántico de espín se denota como m s Número cuántico principal n
El número cuántico principal es el nivel de energía en
en este momento Se conocen siete niveles de energía, cada uno indicado por un número arábigo: 1,2,3,...7. El número de proyectiles en cada nivel es igual al número de nivel: hay un proyectil en el primer nivel, dos en el segundo, etc. esto es N=1, en el primer nivel hay un caparazón, el primer caparazón en cualquier nivel tiene la forma de una bola (s-shell), es decir L=0, el número cuántico magnético sólo puede tomar un valor, M l =0 y el espín será igual a +1/2.
Si tomamos el quinto electrón (en cualquier átomo que sea), entonces sus principales números cuánticos serán: N=2, L=1, M=-1, espín 1/2.
El físico suizo W. Pauli estableció en 1925 que en un átomo en un orbital no puede haber más de dos electrones que tengan espines opuestos (antiparalelos) (traducidos del inglés como "huso"), es decir, que tengan propiedades que pueden ser convencionalmente Se imaginó a sí mismo como la rotación de un electrón alrededor de su eje imaginario: en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario a las agujas del reloj. Este principio se llama principio de Pauli.
Si hay un electrón en el orbital, entonces se llama no apareado; si hay dos, entonces son electrones apareados, es decir, electrones con espines opuestos.
La figura 5 muestra un diagrama de la división de los niveles de energía en subniveles. El S-Orbital, como ya sabéis, tiene forma esférica. El electrón del átomo de hidrógeno (s = 1) se encuentra en este orbital y no está apareado. Por tanto, su fórmula electrónica o configuración electrónica se escribirá de la siguiente manera: 1s 1. En fórmulas electrónicas, el número del nivel de energía se indica mediante el número que precede a la letra (1 ...), letra latina
denota un subnivel (tipo de orbital), y el número que está escrito en la parte superior derecha de la letra (como exponente) muestra la cantidad de electrones en el subnivel.
Para un átomo de helio He, que tiene dos pares de electrones en un orbital s, esta fórmula es: 1s 2.
La capa electrónica del átomo de helio es completa y muy estable. El helio es un gas noble.
En el segundo nivel de energía (n = 2) hay cuatro orbitales: uno s y tres p. Los electrones del orbital s del segundo nivel (orbitales 2s) tienen mayor energía, ya que están a mayor distancia del núcleo que los electrones del orbital 1s (n = 2).
El R-Orbital tiene la forma de una mancuerna o de un ocho tridimensional. Los tres orbitales p están ubicados en el átomo mutuamente perpendiculares a lo largo de las coordenadas espaciales trazadas a través del núcleo del átomo. Cabe destacar una vez más que cada nivel de energía (capa electrónica), a partir de n = 2, tiene tres orbitales p. A medida que n aumenta, los electrones se mueven hacia los orbitales p ubicados en largas distancias desde el núcleo y dirigido a lo largo de los ejes x, y, z.
Para los elementos del segundo período (n = 2), primero se llena un orbital b y luego tres orbitales p. Fórmula electrónica 1l: 1s 2 2s 1. El electrón está más débilmente unido al núcleo del átomo, por lo que el átomo de litio puede desprenderlo fácilmente (como recordarás, este proceso se llama oxidación), convirtiéndose en un ion Li+.
En el átomo de berilio Be 0, el cuarto electrón también se encuentra en el orbital 2s: 1s 2 2s 2. Los dos electrones externos del átomo de berilio se separan fácilmente: el Be 0 se oxida en el catión Be 2+.
En el átomo de boro, el quinto electrón ocupa el orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. A continuación, los átomos de C, N, O, E se llenan con orbitales 2p, que terminan en el gas noble neón: 1s 2 2s 2 2p 6.
Para los elementos del tercer período, los orbitales Sv y Sr están llenos, respectivamente. Quedan libres cinco orbitales d del tercer nivel:
A veces, en los diagramas que representan la distribución de electrones en los átomos, solo se indica el número de electrones en cada nivel de energía, es decir, se escriben fórmulas electrónicas abreviadas de átomos de elementos químicos, en contraste con las fórmulas electrónicas completas dadas anteriormente.
Para elementos de períodos grandes (cuarto y quinto), los dos primeros electrones ocupan los orbitales 4 y 5, respectivamente: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. A partir del tercer elemento de cada período principal, los siguientes diez electrones ingresarán a los orbitales 3d y 4d anteriores, respectivamente (para elementos de subgrupos laterales): 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. Como regla general, cuando se llena el subnivel d anterior, el subnivel p externo (4p y 5p respectivamente) comenzará a llenarse.
Para elementos de períodos largos (el sexto y el séptimo incompleto), los niveles y subniveles electrónicos están llenos de electrones, por regla general, así: los dos primeros electrones irán al subnivel b exterior: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; el siguiente electrón (para Na y Ac) al anterior (subnivel p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 y 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Luego, los siguientes 14 electrones entrarán en el tercer nivel de energía exterior en los orbitales 4f y 5f de los lantánidos y actínidos, respectivamente.
Luego, el segundo nivel de energía externo (subnivel d) comenzará a acumularse nuevamente: para elementos de subgrupos secundarios: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - y, finalmente, sólo después de que el nivel actual esté completamente lleno con diez electrones se volverá a llenar el subnivel p externo:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Muy a menudo, la estructura de las capas electrónicas de los átomos se representa utilizando células de energía o cuánticas; se escriben las llamadas fórmulas electrónicas gráficas. Para esta notación se utiliza la siguiente notación: cada celda cuántica se designa por una celda que corresponde a un orbital; Cada electrón está indicado por una flecha correspondiente a la dirección de espín. Al escribir una fórmula electrónica gráfica, conviene recordar dos reglas: el principio de Pauli, según el cual no puede haber más de dos electrones en una celda (orbital), pero con espines antiparalelos, y la regla de F. Hund, según la cual los electrones ocupan celdas libres (orbitales) y están ubicadas en Al principio, son una a la vez y tienen el mismo valor de espín, y solo entonces se emparejan, pero los espines se dirigirán de manera opuesta según el principio de Pauli.
En conclusión, consideremos una vez más el mapeo configuraciones electrónicasÁtomos de elementos según los períodos del sistema D. I. Mendeleev. Esquemas estructura electronica Los átomos muestran la distribución de electrones a través de capas electrónicas (niveles de energía). 
En un átomo de helio, la primera capa de electrones está completa: tiene 2 electrones.
El hidrógeno y el helio son elementos s; el orbital s de estos átomos está lleno de electrones.
Elementos del segundo periodo
Para todos los elementos del segundo período, la primera capa de electrones está llena y los electrones llenan los orbitales e y p de la segunda capa de electrones de acuerdo con el principio de mínima energía (primero s y luego p) y el principio de Pauli y Reglas de los perros (Tabla 2).
En el átomo de neón, la segunda capa de electrones está completa: tiene 8 electrones.
Tabla 2 Estructura de capas electrónicas de átomos de elementos del segundo período.
Fin de la mesa. 2 
Li, Be son elementos b.
B, C, N, O, F, Ne son elementos p; estos átomos tienen orbitales p llenos de electrones.
Elementos del tercer periodo
Para los átomos de elementos del tercer período, la primera y segunda capa electrónica están completas, por lo que se llena la tercera capa electrónica, en la que los electrones pueden ocupar los subniveles 3s, 3p y 3d (Tabla 3).
Tabla 3 Estructura de capas electrónicas de átomos de elementos del tercer período.
El átomo de magnesio completa su orbital electrónico 3s. Na y Mg son elementos s. 
Un átomo de argón tiene 8 electrones en su capa exterior (tercera capa de electrones). Como capa exterior, está completa, pero en total en la tercera capa de electrones, como ya sabes, puede haber 18 electrones, lo que significa que los elementos del tercer período tienen orbitales 3d vacíos.
Todos los elementos desde Al hasta Ar son elementos p. Los elementos s y p forman los subgrupos principales de la tabla periódica.
Aparece una cuarta capa de electrones en los átomos de potasio y calcio, y se llena el subnivel 4s (Tabla 4), ya que tiene menor energía que el subnivel 3d. Para simplificar las fórmulas electrónicas gráficas de los átomos de los elementos del cuarto período: 1) denotamos la fórmula electrónica gráfica convencional del argón de la siguiente manera:
Arkansas;
2) no representaremos subniveles que no estén llenos de estos átomos.
Tabla 4 Estructura de capas electrónicas de átomos de elementos del cuarto período.
K, Ca - elementos s incluidos en los subgrupos principales. En los átomos de Sc a Zn, el tercer subnivel está lleno de electrones. Estos son elementos Zy. Se incluyen en subgrupos secundarios, se rellena su capa electrónica más externa y se clasifican como elementos de transición.
Preste atención a la estructura de las capas electrónicas de los átomos de cromo y cobre. En ellos hay un “fallo” de un electrón del 4º al 3er subnivel, lo que se explica por la mayor estabilidad energética de las configuraciones electrónicas resultantes Zd 5 y Zd 10: 
En el átomo de zinc, la tercera capa de electrones está completa: en ella están llenos todos los subniveles 3s, 3p y 3d, con un total de 18 electrones.
En los elementos que siguen al zinc, la cuarta capa de electrones, el subnivel 4p, sigue estando llena: los elementos desde Ga hasta Kr son elementos p. 
El átomo de criptón tiene una capa exterior (cuarta) que está completa y tiene 8 electrones. Pero en total en la cuarta capa de electrones, como saben, puede haber 32 electrones; el átomo de criptón todavía tiene subniveles 4d y 4f vacíos.
Para los elementos del quinto período, los subniveles se completan en el siguiente orden: 5s-> 4d -> 5p. Y también hay excepciones asociadas con el "fallo" de los electrones en 41 Nb, 42 MO, etc.
En el sexto y séptimo período aparecen elementos, es decir, elementos en los que se están llenando los subniveles 4f y 5f de la tercera capa electrónica exterior, respectivamente.
Los elementos 4f se llaman lantánidos.
Los elementos 5f se llaman actínidos.
El orden de llenado de los subniveles electrónicos en los átomos de los elementos del sexto período: 55 Сs y 56 Ва - 6s elementos;
57 La... 6s 2 5d 1 - elemento 5d; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementos; 72 Hf - 80 Hg - elementos 5d; 81 Tl— 86 Rn—6p elementos. Pero aquí también hay elementos en los que se "viola" el orden de llenado de los orbitales de los electrones, lo que, por ejemplo, se asocia con una mayor estabilidad energética de los subniveles f medio llenos y completamente llenos, es decir, nf 7 y nf 14. .
Dependiendo de qué subnivel del átomo se llene con electrones en último lugar, todos los elementos, como ya entendió, se dividen en cuatro familias o bloques electrónicos (Fig. 7).
1) s-Elementos; el subnivel b del nivel exterior del átomo está lleno de electrones; Los elementos s incluyen hidrógeno, helio y elementos de los principales subgrupos de los grupos I y II;
2) elementos p; el subnivel p del nivel exterior del átomo está lleno de electrones; Los elementos p incluyen elementos de los principales subgrupos de los grupos III-VIII;
3) elementos d; el subnivel d del nivel preexterno del átomo está lleno de electrones; Los elementos d incluyen elementos de subgrupos secundarios de los grupos I-VIII, es decir, elementos de décadas enchufables de grandes períodos ubicados entre los elementos s y p. También se les llama elementos de transición;
4) elementos f, el subnivel f del tercer nivel exterior del átomo está lleno de electrones; estos incluyen lantánidos y actínidos.
1. ¿Qué pasaría si no se siguiera el principio de Pauli?
2. ¿Qué pasaría si no se siguiera la regla de Hund?
3. Realizar diagramas de la estructura electrónica, fórmulas electrónicas y fórmulas electrónicas gráficas de átomos de los siguientes elementos químicos: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Escriba la fórmula electrónica para el elemento n.° 110 utilizando el símbolo de gas noble apropiado.
5. ¿Qué es una “caída” de electrones? Dé ejemplos de elementos en los que se observa este fenómeno, escriba sus fórmulas electrónicas.
6. ¿Cómo se determina la afiliación? elemento químico¿a esta o aquella familia electrónica?
7. Compare las fórmulas electrónicas electrónica y gráfica del átomo de azufre. Cual información adicional¿Contiene la última fórmula?
>> Química: Configuraciones electrónicas de átomos de elementos químicos.
Si tomamos el quinto electrón (en cualquier átomo que sea), entonces sus principales números cuánticos serán: N=2, L=1, M=-1, espín 1/2.
El físico suizo W. Pauli estableció en 1925 que en un átomo en un orbital no puede haber más de dos electrones que tengan espines opuestos (antiparalelos) (traducidos del inglés como "huso"), es decir, que tengan propiedades que pueden ser convencionalmente Se imaginó a sí mismo como la rotación de un electrón alrededor de su eje imaginario: en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario a las agujas del reloj. Este principio se llama principio de Pauli.
Si hay un electrón en el orbital, entonces se llama no apareado; si hay dos, entonces son electrones apareados, es decir, electrones con espines opuestos.
El orbital s, como ya sabes, tiene forma esférica. El electrón del átomo de hidrógeno (s = 1) se encuentra en este orbital y no está apareado. Por tanto, su fórmula electrónica o configuración electrónica se escribirá de la siguiente manera: 1s 1. En fórmulas electrónicas, el número del nivel de energía se indica mediante el número que precede a la letra (1 ...), la letra latina indica el subnivel (tipo de orbital) y el número escrito en la parte superior derecha de la letra (como un exponente) muestra el número de electrones en el subnivel.
denota un subnivel (tipo de orbital), y el número que está escrito en la parte superior derecha de la letra (como exponente) muestra la cantidad de electrones en el subnivel.
La capa electrónica del átomo de helio es completa y muy estable. El helio es un gas noble.
La capa electrónica del átomo de helio es completa y muy estable. El helio es un gas noble.
En el segundo nivel de energía (n = 2) hay cuatro orbitales: uno s y tres p. Los electrones del orbital s del segundo nivel (orbitales 2s) tienen mayor energía, ya que están a mayor distancia del núcleo que los electrones del orbital 1s (n = 2).
El p-Orbital tiene la forma de una mancuerna o de un ocho tridimensional. Los tres orbitales p están ubicados en el átomo mutuamente perpendiculares a lo largo de las coordenadas espaciales trazadas a través del núcleo del átomo. Cabe destacar una vez más que cada nivel de energía (capa electrónica), a partir de n = 2, tiene tres orbitales p. A medida que aumenta el valor de n, los electrones ocupan orbitales p ubicados a grandes distancias del núcleo y dirigidos a lo largo de los ejes x, y, z.
Para los elementos del segundo período (n = 2), primero se llena un orbital b y luego tres orbitales p. Fórmula electrónica 1l: 1s 2 2s 1. El electrón está más débilmente unido al núcleo del átomo, por lo que el átomo de litio puede desprenderlo fácilmente (como recordarás, este proceso se llama oxidación), convirtiéndose en un ion Li+.
En el átomo de berilio Be 0, el cuarto electrón también se encuentra en el orbital 2s: 1s 2 2s 2. Los dos electrones externos del átomo de berilio se desprenden fácilmente: el Be 0 se oxida en el catión Be 2+.
En el átomo de boro, el quinto electrón ocupa el orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. A continuación, los átomos de C, N, O, E se llenan con orbitales 2p, que terminan en el gas noble neón: 1s 2 2s 2 2p 6.
Para los elementos del tercer período, los orbitales Sv y Sr están llenos, respectivamente. Quedan libres cinco orbitales d del tercer nivel:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.
A veces, en los diagramas que representan la distribución de electrones en los átomos, solo se indica el número de electrones en cada nivel de energía, es decir, se escriben fórmulas electrónicas abreviadas de átomos de elementos químicos, en contraste con las fórmulas electrónicas completas dadas anteriormente.
Para elementos de períodos grandes (cuarto y quinto), los dos primeros electrones ocupan los orbitales 4 y 5, respectivamente: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. A partir del tercer elemento de cada período principal, los siguientes diez electrones ingresarán a los orbitales 3d y 4d anteriores, respectivamente (para elementos de subgrupos laterales): 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. Como regla general, cuando se llena el subnivel d anterior, el subnivel p externo (4p y 5p respectivamente) comenzará a llenarse.
Para elementos de períodos largos (el sexto y el séptimo incompleto), los niveles y subniveles electrónicos están llenos de electrones, por regla general, así: los dos primeros electrones irán al subnivel b exterior: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; el siguiente electrón (para Na y Ac) al anterior (subnivel p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 y 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Luego, los siguientes 14 electrones entrarán en el tercer nivel de energía exterior en los orbitales 4f y 5f de los lantánidos y actínidos, respectivamente.
Luego, el segundo nivel de energía externo (subnivel d) comenzará a acumularse nuevamente: para elementos de subgrupos secundarios: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - y, finalmente, sólo después de que el nivel actual esté completamente lleno con diez electrones se volverá a llenar el subnivel p externo:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Muy a menudo, la estructura de las capas electrónicas de los átomos se representa utilizando células de energía o cuánticas; se escriben las llamadas fórmulas electrónicas gráficas. Para esta notación se utiliza la siguiente notación: cada celda cuántica se designa por una celda que corresponde a un orbital; Cada electrón está indicado por una flecha correspondiente a la dirección de espín. Al escribir una fórmula electrónica gráfica, conviene recordar dos reglas: el principio de Pauli, según el cual no puede haber más de dos electrones en una celda (orbital), pero con espines antiparalelos, y la regla de F. Hund, según la cual los electrones ocupan celdas libres (orbitales) y están ubicadas en Al principio, son una a la vez y tienen el mismo valor de espín, y solo entonces se emparejan, pero los espines se dirigirán de manera opuesta según el principio de Pauli.
En conclusión, consideremos una vez más la visualización de las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos según los períodos del sistema D.I. Los diagramas de la estructura electrónica de los átomos muestran la distribución de electrones a través de capas electrónicas (niveles de energía). 
En un átomo de helio, la primera capa de electrones está completa: tiene 2 electrones.
El hidrógeno y el helio son elementos s; el orbital s de estos átomos está lleno de electrones.
Elementos del segundo periodo
Para todos los elementos del segundo período, la primera capa de electrones está llena y los electrones llenan los orbitales e y p de la segunda capa de electrones de acuerdo con el principio de mínima energía (primero s y luego p) y el principio de Pauli y Reglas de los perros (Tabla 2).
En el átomo de neón, la segunda capa de electrones está completa: tiene 8 electrones.
Tabla 2 Estructura de capas electrónicas de átomos de elementos del segundo período.
Fin de la mesa. 2 
Li, Be - elementos b.
B, C, N, O, F, Ne son elementos p; estos átomos tienen orbitales p llenos de electrones.
Elementos del tercer periodo
Para los átomos de elementos del tercer período, la primera y segunda capa electrónica están completas, por lo que se llena la tercera capa electrónica, en la que los electrones pueden ocupar los subniveles 3s, 3p y 3d (Tabla 3).
Tabla 3 Estructura de capas electrónicas de átomos de elementos del tercer período.
El átomo de magnesio completa su orbital electrónico 3s. Elementos Na y Mg-s. 
Un átomo de argón tiene 8 electrones en su capa exterior (tercera capa de electrones). Como capa exterior, está completa, pero en total en la tercera capa de electrones, como ya sabes, puede haber 18 electrones, lo que significa que los elementos del tercer período tienen orbitales 3d vacíos.
Todos los elementos desde Al hasta Ar son elementos p. Los elementos s y p forman los subgrupos principales de la tabla periódica.
Aparece una cuarta capa de electrones en los átomos de potasio y calcio, y se llena el subnivel 4s (Tabla 4), ya que tiene menor energía que el subnivel 3d. Para simplificar las fórmulas electrónicas gráficas de los átomos de los elementos del cuarto período: 1) denotamos la fórmula electrónica gráfica convencional del argón de la siguiente manera:
Arkansas;
2) no representaremos subniveles que no estén llenos de estos átomos.
Tabla 4 Estructura de capas electrónicas de átomos de elementos del cuarto período.
K, Ca - elementos s incluidos en los subgrupos principales. En los átomos de Sc a Zn, el tercer subnivel está lleno de electrones. Estos son elementos Zy. Se incluyen en subgrupos secundarios, se rellena su capa electrónica más externa y se clasifican como elementos de transición.
Preste atención a la estructura de las capas electrónicas de los átomos de cromo y cobre. En ellos hay un “fallo” de un electrón del 4º al 3er subnivel, lo que se explica por la mayor estabilidad energética de las configuraciones electrónicas resultantes Zd 5 y Zd 10: 
En el átomo de zinc, la tercera capa de electrones está completa: en ella están llenos todos los subniveles 3s, 3p y 3d, con un total de 18 electrones.
En los elementos que siguen al zinc, la cuarta capa electrónica, el subnivel 4p, continúa llenándose: los elementos desde Ga hasta Kr son elementos p. 
El átomo de criptón tiene una capa exterior (cuarta) que está completa y tiene 8 electrones. Pero en total en la cuarta capa de electrones, como saben, puede haber 32 electrones; el átomo de criptón todavía tiene subniveles 4d y 4f vacíos.
Para los elementos del quinto período, los subniveles se completan en el siguiente orden: 5s-> 4d -> 5p. Y también hay excepciones asociadas con el "fallo" de los electrones en 41 Nb, 42 MO, etc.
En el sexto y séptimo período aparecen elementos, es decir, elementos en los que se están llenando los subniveles 4f y 5f de la tercera capa electrónica exterior, respectivamente.
Los elementos 4f se llaman lantánidos.
Los elementos 5f se llaman actínidos.
El orden de llenado de los subniveles electrónicos en los átomos de los elementos del sexto período: 55 Сs y 56 Ва - 6s elementos;
57 La... 6s 2 5d 1 - elemento 5d; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementos; 72 Hf - 80 Hg - elementos 5d; 81 Tl- 86 Rn - elementos 6p. Pero aquí también hay elementos en los que se "viola" el orden de llenado de los orbitales de los electrones, lo que, por ejemplo, se asocia con una mayor estabilidad energética de los subniveles f medio llenos y completamente llenos, es decir, nf 7 y nf 14. .
Dependiendo de qué subnivel del átomo se llene con electrones en último lugar, todos los elementos, como ya entendió, se dividen en cuatro familias o bloques electrónicos (Fig. 7).
1) s-Elementos; el subnivel b del nivel exterior del átomo está lleno de electrones; Los elementos s incluyen hidrógeno, helio y elementos de los principales subgrupos de los grupos I y II;
2) elementos p; el subnivel p del nivel exterior del átomo está lleno de electrones; Los elementos p incluyen elementos de los principales subgrupos de los grupos III-VIII;
3) elementos d; el subnivel d del nivel preexterno del átomo está lleno de electrones; Los elementos d incluyen elementos de subgrupos secundarios de los grupos I-VIII, es decir, elementos de décadas enchufables de grandes períodos ubicados entre los elementos s y p. También se les llama elementos de transición;
4) elementos f, el subnivel f del tercer nivel exterior del átomo está lleno de electrones; estos incluyen lantánidos y actínidos.
1. ¿Qué pasaría si no se siguiera el principio de Pauli?
2. ¿Qué pasaría si no se siguiera la regla de Hund?
3. Realizar diagramas de la estructura electrónica, fórmulas electrónicas y fórmulas electrónicas gráficas de átomos de los siguientes elementos químicos: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Escriba la fórmula electrónica para el elemento n.° 110 utilizando el símbolo de gas noble apropiado.
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Las propiedades de cada sustancia química se dividen en dos tipos: químicas, que caracterizan su capacidad para formar otras sustancias, y físicas, que se observan objetivamente y pueden considerarse aisladas de las transformaciones químicas. Por ejemplo, las propiedades físicas de una sustancia son su estado de agregación (sólido, líquido o gaseoso), conductividad térmica, capacidad calorífica, solubilidad en diversos medios (agua, alcohol, etc.), densidad, color, sabor, etc.
transformaciones de algunas quimicos en otros las sustancias se llaman fenómenos químicos o reacciones químicas. Cabe señalar que también existen fenómenos físicos que obviamente van acompañados de cambios en algunos propiedades fisicas sustancias sin convertirse en otras sustancias. Los fenómenos físicos, por ejemplo, incluyen el derretimiento del hielo, la congelación o evaporación del agua, etc.
El hecho de que ocurre un fenómeno químico durante cualquier proceso se puede concluir observando rasgos característicos reacciones quimicas, como cambio de color, sedimentación, desprendimiento de gas, calor y/o luz.
Por ejemplo, se puede llegar a una conclusión sobre la aparición de reacciones químicas observando:
Formación de sedimentos al hervir agua, llamados incrustaciones en la vida cotidiana;
La liberación de calor y luz cuando arde un fuego;
Cambio de color de un corte de manzana fresca en el aire;
Formación de burbujas de gas durante la fermentación de la masa, etc.
Las partículas más pequeñas de una sustancia que prácticamente no sufren cambios durante las reacciones químicas, sino que solo se combinan entre sí de una manera nueva, se llaman átomos.
La idea misma de la existencia de tales unidades de materia surgió en Grecia antigua en la mente de los filósofos antiguos, lo que en realidad explica el origen del término "átomo", ya que "átomos" traducido literalmente del griego significa "indivisible".
Sin embargo, contrariamente a la idea de los antiguos filósofos griegos, los átomos no son el mínimo absoluto de materia, es decir, ellos mismos tienen una estructura compleja.
Cada átomo está formado por las llamadas partículas subatómicas: protones, neutrones y electrones, designados respectivamente con los símbolos p +, n o y e -. El superíndice en la notación utilizada indica que el protón tiene una unidad de carga positiva, el electrón tiene una unidad de carga negativa y el neutrón no tiene carga.
En cuanto a la estructura cualitativa de un átomo, en cada átomo todos los protones y neutrones se concentran en el llamado núcleo, alrededor del cual los electrones forman una capa electrónica.
El protón y el neutrón tienen casi la misma masa, es decir m p ≈ m n, y la masa del electrón es casi 2000 veces menor que la masa de cada uno de ellos, es decir metro p /metro mi ≈ metro norte /metro mi ≈ 2000.
Dado que la propiedad fundamental de un átomo es su neutralidad eléctrica, y la carga de un electrón es igual a la carga de un protón, de esto podemos concluir que el número de electrones en cualquier átomo es igual al número de protones.
Por ejemplo, la siguiente tabla muestra la posible composición de los átomos:
Tipo de átomos con la misma carga nuclear, es decir. con el mismo número de protones en sus núcleos se llama elemento químico. Por lo tanto, de la tabla anterior podemos concluir que el átomo1 y el átomo2 pertenecen a un elemento químico, y el átomo3 y el átomo4 pertenecen a otro elemento químico.
Cada elemento químico tiene su propio nombre y símbolo individual, que se lee de cierta manera. Así, por ejemplo, el elemento químico más simple, cuyos átomos contienen solo un protón en el núcleo, se llama "hidrógeno" y se denota con el símbolo "H", que se lee como "ceniza", y un elemento químico con una carga nuclear de +7 (es decir, que contiene 7 protones) - "nitrógeno", tiene el símbolo "N", que se lee "en".
Como puede ver en la tabla anterior, los átomos de un elemento químico pueden diferir en la cantidad de neutrones en sus núcleos.
Los átomos que pertenecen al mismo elemento químico, pero que tienen diferente número de neutrones y, como resultado, masa, se llaman isótopos.
Por ejemplo, el elemento químico hidrógeno tiene tres isótopos: 1 H, 2 H y 3 H. Los índices 1, 2 y 3 encima del símbolo H significan el número total de neutrones y protones. Aquellos. Sabiendo que el hidrógeno es un elemento químico, que se caracteriza por tener un protón en el núcleo de sus átomos, podemos concluir que en el isótopo 1 H no hay ningún neutron (1-1 = 0), en el isótopo 2 H - 1 neutrón (2-1=1) y en el isótopo 3 H - dos neutrones (3-1=2). Dado que, como ya se mencionó, el neutrón y el protón tienen la misma masa y la masa del electrón es insignificante en comparación con ellos, esto significa que el isótopo 2H pesa casi el doble que el isótopo 1H, y el isótopo 3H es Incluso tres veces más pesado. Debido a una dispersión tan grande en las masas de los isótopos de hidrógeno, a los isótopos 2 H y 3 H incluso se les asignaron nombres y símbolos individuales separados, lo que no es típico de ningún otro elemento químico. El isótopo 2H recibió el nombre de deuterio y se le dio el símbolo D, y el isótopo 3H recibió el nombre de tritio y se le dio el símbolo T.
Si tomamos la masa de un protón y un neutrón como uno, y despreciamos la masa de un electrón, de hecho, el índice superior izquierdo, además del número total de protones y neutrones en el átomo, puede considerarse su masa, y por lo tanto este índice se llama número de masa y se designan con el símbolo A. Dado que los protones son responsables de la carga del núcleo de cualquier átomo, y la carga de cada protón se considera convencionalmente igual a +1, el número de protones en el núcleo se denomina número de carga (Z ). Al denotar el número de neutrones en un átomo como N, la relación entre el número de masa, el número de carga y el número de neutrones se puede expresar matemáticamente como:
Según los conceptos modernos, el electrón tiene una naturaleza dual (partícula-onda). Tiene las propiedades tanto de una partícula como de una onda. Como una partícula, un electrón tiene masa y carga, pero al mismo tiempo el flujo de electrones, como una onda, se caracteriza por la capacidad de difracción.
Para describir el estado de un electrón en un átomo se utilizan los conceptos de la mecánica cuántica, según los cuales el electrón no tiene una trayectoria de movimiento específica y puede ubicarse en cualquier punto del espacio, pero con diferentes probabilidades.
La región del espacio alrededor del núcleo donde es más probable que se encuentre un electrón se llama orbital atómico.
Un orbital atómico puede tener varias formas, tamaño y orientación. Un orbital atómico también se llama nube de electrones.
Gráficamente, un orbital atómico suele denotarse como una celda cuadrada:
La mecánica cuántica tiene un aparato matemático extremadamente complejo, por lo que en el marco de un curso de química escolar solo se consideran las consecuencias de la teoría de la mecánica cuántica.
Según estas consecuencias, cualquier orbital atómico y el electrón ubicado en él están completamente caracterizados por 4 números cuánticos.
- El número cuántico principal, n, determina la energía total de un electrón en un orbital determinado. Rango de valores del número cuántico principal: todos números naturales, es decir. norte = 1,2,3,4, 5, etc.
- El número cuántico orbital - l - caracteriza la forma del orbital atómico y puede tomar cualquier valor entero desde 0 hasta n-1, donde n, recordemos, es el número cuántico principal.
Los orbitales con l = 0 se llaman s-orbitales. Los orbitales s tienen forma esférica y no tienen direccionalidad en el espacio:
Los orbitales con l = 1 se llaman pag-orbitales. Estos orbitales tienen la forma de un ocho tridimensional, es decir una forma que se obtiene girando un ocho alrededor de un eje de simetría y que exteriormente se parece a una mancuerna:
Los orbitales con l = 2 se llaman d-orbitales, y con l = 3 – F-orbitales. Su estructura es mucho más compleja.
3) El número cuántico magnético – m l – determina la orientación espacial de un orbital atómico específico y expresa la proyección del momento angular orbital en la dirección campo magnético. El número cuántico magnético m l corresponde a la orientación del orbital con respecto a la dirección del vector de intensidad del campo magnético externo y puede tomar cualquier valor entero desde –l hasta +l, incluido 0, es decir cantidad total valores posibles es igual a (2l+1). Entonces, por ejemplo, para l = 0 m l = 0 (un valor), para l = 1 m l = -1, 0, +1 (tres valores), para l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (cinco valores del número cuántico magnético), etc.
Entonces, por ejemplo, orbitales p, es decir Los orbitales con un número cuántico orbital l = 1, con forma de “ocho tridimensional”, corresponden a tres valores del número cuántico magnético (-1, 0, +1), que a su vez corresponden a tres direcciones. perpendiculares entre sí en el espacio.
4) El número cuántico de espín (o simplemente espín) - m s - puede considerarse condicionalmente responsable de la dirección de rotación del electrón en el átomo; Los electrones con diferentes espines se indican mediante flechas verticales dirigidas en diferentes direcciones: ↓ y .
El conjunto de todos los orbitales de un átomo que tienen el mismo número cuántico principal se denomina nivel de energía o capa electrónica. Cualquier nivel de energía arbitrario con algún número n consta de n 2 orbitales.
Un conjunto de orbitales con los mismos valores del número cuántico principal y del número cuántico orbital representa un subnivel de energía.
Cada nivel de energía, que corresponde al número cuántico principal n, contiene n subniveles. A su vez, cada subnivel de energía con número cuántico orbital l consta de (2l+1) orbitales. Por lo tanto, el subnivel s consta de un orbital s, el subnivel p consta de tres orbitales p, el subnivel d consta de cinco orbitales d y el subnivel f consta de siete orbitales f. Dado que, como ya se mencionó, un orbital atómico a menudo se denota por una celda cuadrada, los subniveles s, p, d y f se pueden representar gráficamente de la siguiente manera:
Cada orbital corresponde a un conjunto individual estrictamente definido de tres números cuánticos n, l y m l.
La distribución de electrones entre orbitales se llama configuración electrónica.
El llenado de orbitales atómicos con electrones se produce de acuerdo con tres condiciones:
- Principio de energía mínima: Los electrones llenan orbitales comenzando desde el subnivel de energía más bajo. La secuencia de subniveles en orden de aumento de sus energías es la siguiente: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Para que sea más fácil recordar esta secuencia de llenado de subniveles electrónicos, es muy conveniente la siguiente ilustración gráfica:
- principio de pauli: Cada orbital no puede contener más de dos electrones.
Si hay un electrón en un orbital, se llama no apareado, y si hay dos, se llama par de electrones.
- La regla de los perros: el estado más estable de un átomo es aquel en el que, dentro de un subnivel, el átomo tiene el máximo número posible de electrones desapareados. Este estado más estable del átomo se llama estado fundamental.
De hecho, lo anterior significa que, por ejemplo, la colocación del 1.º, 2.º, 3.º y 4.º electrón en tres orbitales del subnivel p se realizará de la siguiente manera:
El llenado de orbitales atómicos desde el hidrógeno, que tiene un número de carga 1, hasta el criptón (Kr), con un número de carga 36, se realizará de la siguiente manera:
Esta representación del orden de llenado de los orbitales atómicos se denomina diagrama de energía. A partir de los diagramas electrónicos de elementos individuales es posible escribir sus denominadas fórmulas electrónicas (configuraciones). Así, por ejemplo, un elemento con 15 protones y, como consecuencia, 15 electrones, es decir. El fósforo (P) tendrá el siguiente diagrama energético:
Cuando se convierte en una fórmula electrónica, el átomo de fósforo tomará la forma:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Los números de tamaño normal a la izquierda del símbolo del subnivel muestran el número del nivel de energía, y los superíndices a la derecha del símbolo del subnivel muestran el número de electrones en el subnivel correspondiente.
A continuación se muestran las fórmulas electrónicas de los primeros 36 elementos de la tabla periódica de D.I. Mendeleev.
| período | Número de artículo. | símbolo | Nombre | formula electronica |
| I | 1 | h | hidrógeno | 1s 1 |
| 2 | Él | helio | 1s 2 | |
| II | 3 | li | litio | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Ser | berilio | 1 segundo 2 segundo 2 | |
| 5 | B | boro | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | do | carbón | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | norte | nitrógeno | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | oh | oxígeno | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | flúor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Nordeste | neón | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | N / A | sodio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | magnesio | magnesio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Alabama | aluminio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | silicio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | PAG | fósforo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | azufre | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | CL | cloro | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Arkansas | argón | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | k | potasio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | California | calcio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Carolina del Sur | escandio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titanio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanadio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | cr | cromo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 aquí observamos el salto de un electrón con s en d subnivel | |
| 25 | Minnesota | manganeso | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | fe | hierro | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | cobalto | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | níquel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | cobre | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 aquí observamos el salto de un electrón con s en d subnivel | |
| 30 | zinc | zinc | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Georgia | galio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germanio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Como | arsénico | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | sí | selenio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | hermano | bromo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | kr | criptón | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Como ya se mencionó, en su estado fundamental, los electrones en los orbitales atómicos se ubican según el principio de mínima energía. Sin embargo, en presencia de orbitales p vacíos en el estado fundamental del átomo, a menudo, al impartirle un exceso de energía, el átomo puede transferirse al llamado estado excitado. Por ejemplo, un átomo de boro en su estado fundamental tiene una configuración electrónica y un diagrama de energía de la siguiente forma:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Y en estado excitado (*), es decir. Cuando se imparte algo de energía a un átomo de boro, su configuración electrónica y su diagrama de energía se verán así:
5B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Dependiendo de qué subnivel del átomo se llena en último lugar, los elementos químicos se dividen en s, p, d o f.
Encontrar los elementos s, p, d y f en la tabla D.I. Mendeleev:
- Los elementos s tienen el último subnivel s por llenar. Estos elementos incluyen elementos de los subgrupos principales (a la izquierda en la celda de la tabla) de los grupos I y II.
- Para elementos p, se llena el subnivel p. Los elementos p incluyen los últimos seis elementos de cada período, excepto el primero y el séptimo, así como elementos de los principales subgrupos de los grupos III-VIII.
- Los elementos d se encuentran entre los elementos s y p en períodos largos.
- Los elementos f se llaman lantánidos y actínidos. Están enumerados en la parte inferior de la tabla D.I. Mendeleev.
6.6. Características de la estructura electrónica de átomos de cromo, cobre y algunos otros elementos.
Si ha examinado detenidamente el Apéndice 4, probablemente haya notado que, para los átomos de algunos elementos, la secuencia de llenado de orbitales con electrones está alterada. A veces estas violaciones se llaman "excepciones", pero no es así: ¡no hay excepciones a las leyes de la Naturaleza!
El primer elemento con este trastorno es el cromo. Echemos un vistazo más de cerca a su estructura electrónica (Fig. 6.16 A). El átomo de cromo tiene 4 s-No hay dos subniveles, como cabría esperar, sino un solo electrón. pero a las 3 d-el subnivel tiene cinco electrones, pero este subnivel se llena después de 4 s-subnivel (ver Fig. 6.4). Para entender por qué sucede esto, veamos qué son las nubes de electrones 3 d-subnivel de este átomo.
Cada uno de cinco 3 d-las nubes en este caso están formadas por un electrón. Como ya sabe por el § 4 de este capítulo, la nube electrónica total de estos cinco electrones tiene forma esférica o, como dicen, esféricamente simétrica. Según la naturaleza de la distribución de la densidad electrónica en diferentes direcciones, es similar a 1 s-EO. La energía del subnivel cuyos electrones forman dicha nube resulta ser menor que en el caso de una nube menos simétrica. En este caso, la energía orbital es 3 d-subnivel es igual a energía 4 s-orbitales. Cuando se rompe la simetría, por ejemplo, cuando aparece un sexto electrón, la energía de los orbitales es 3 d-el subnivel vuelve a ser mayor que la energía 4 s-orbitales. Por tanto, el átomo de manganeso vuelve a tener un segundo electrón en 4 s-AO.
La nube general de cualquier subnivel, llena de electrones hasta la mitad o por completo, tiene simetría esférica. La disminución de energía en estos casos es de carácter general y no depende de si algún subnivel está medio o completamente lleno de electrones. Y si es así, entonces debemos buscar la siguiente violación en el átomo en cuya capa electrónica el noveno “llega” en último lugar. d-electrón. De hecho, el átomo de cobre tiene 3 d-el subnivel tiene 10 electrones y 4 s- sólo un subnivel (Fig. 6.16 b).
La disminución de la energía de los orbitales de un subnivel lleno o medio lleno provoca una serie de fenómenos químicos importantes, algunos de los cuales conocerá usted.
6.7. Electrones, orbitales y subniveles externos y de valencia.
En química, las propiedades de los átomos aislados, por regla general, no se estudian, ya que casi todos los átomos, cuando forman parte de diversas sustancias, forman enlaces químicos. Los enlaces químicos se forman mediante la interacción de las capas electrónicas de los átomos. Para todos los átomos (excepto el hidrógeno), no todos los electrones participan en la formación de enlaces químicos: el boro tiene tres de cinco electrones, el carbono cuatro de seis y, por ejemplo, el bario tiene dos de cincuenta y seis. Estos electrones "activos" se llaman electrones de valencia.
Los electrones de valencia a veces se confunden con externo electrones, pero esto no es lo mismo.
Las nubes electrónicas de electrones externos tienen un radio máximo (y un valor máximo del número cuántico principal).
Son los electrones externos los que participan en primer lugar en la formación de enlaces, aunque sólo sea porque cuando los átomos se acercan entre sí, las nubes de electrones formadas por estos electrones entran en contacto en primer lugar. Pero junto con ellos, algunos electrones también pueden participar en la formación de un enlace. preexterno(penúltima) capa, pero sólo si tienen una energía no muy diferente de la energía de los electrones externos. Ambos electrones de un átomo son electrones de valencia. (En los lantánidos y actínidos, incluso algunos electrones “externos” son de valencia)
La energía de los electrones de valencia es mucho mayor que la energía de otros electrones del átomo, y los electrones de valencia difieren mucho menos en energía entre sí.
Los electrones externos son siempre electrones de valencia sólo si el átomo puede formar enlaces químicos. Por tanto, ambos electrones del átomo de helio son externos, pero no pueden llamarse valencia, ya que el átomo de helio no forma ningún enlace químico en absoluto.
Los electrones de valencia ocupan orbitales de valencia, que a su vez forman subniveles de valencia.
Como ejemplo, consideremos un átomo de hierro, cuya configuración electrónica se muestra en la figura. 6.17. De los electrones de un átomo de hierro, el número cuántico principal máximo ( norte= 4) tiene solo dos 4 s-electrón. En consecuencia, son los electrones externos de este átomo. Los orbitales externos del átomo de hierro son todos orbitales con norte= 4, y los subniveles exteriores son todos los subniveles formados por estos orbitales, es decir, 4 s-,
4pag-, 4d- y 4 F-EPU.
Los electrones externos son siempre electrones de valencia, por lo tanto 4 s-los electrones del átomo de hierro son electrones de valencia. Y si es así, entonces 3 d-los electrones con energía ligeramente superior también serán electrones de valencia. En el nivel externo del átomo de hierro, además del 4 lleno s-AO aun quedan 4 libres pag-, 4d- y 4 F-AO. Todos ellos son externos, pero sólo 4 de ellos son de valencia. r-AO, ya que la energía del resto de orbitales es mucho mayor, y la aparición de electrones en estos orbitales no es beneficiosa para el átomo de hierro.
Entonces, el átomo de hierro
nivel electrónico externo – cuarto,
subniveles externos – 4 s-, 4pag-, 4d- y 4 F-EPU,
orbitales exteriores – 4 s-, 4pag-, 4d- y 4 F-AO,
electrones externos – dos 4 s-electrón (4 s 2),
capa electrónica exterior – cuarta,
nube de electrones externa – 4 s-EO
subniveles de valencia – 4 s-, 4pag-, y 3 d-EPU,
orbitales de valencia – 4 s-, 4pag-, y 3 d-AO,
electrones de valencia – dos 4 s-electrón (4 s 2) y seis 3 d-electrones (3 d 6).
Los subniveles de valencia pueden llenarse parcial o completamente con electrones, o pueden permanecer completamente libres. A medida que aumenta la carga nuclear, los valores de energía de todos los subniveles disminuyen, pero debido a la interacción de los electrones entre sí, la energía de diferentes subniveles disminuye a diferentes "velocidades". Energía completamente llena d- Y F-los subniveles disminuyen tanto que dejan de ser valencia.
Como ejemplo, consideremos los átomos de titanio y arsénico (figura 6.18).
En el caso del átomo de titanio 3 d-EPU está sólo parcialmente lleno de electrones y su energía es mayor que la energía 4. s-EPU, y 3 d-los electrones son valencia. El átomo de arsénico tiene 3 d-EPU está completamente lleno de electrones y su energía es significativamente menor que la energía de 4 s-EPU, y por lo tanto 3 d-los electrones no son valencia.
En los ejemplos dados, analizamos configuración electrónica de valenciaátomos de titanio y arsénico.
La configuración electrónica de valencia de un átomo se representa como fórmula del electrón de valencia, o en la forma diagrama de energía de los subniveles de valencia.
ELECTRONES DE VALENCIA, ELECTRONES EXTERNOS, EPU DE VALENCIA, AO DE VALENCIA, CONFIGURACIÓN DEL ELECTRÓN DE VALENCIA DE UN ÁTOMO, FÓRMULA DEL ELECTRÓN DE VALENCIA, DIAGRAMA DE SUBNIVELES DE VALENCIA.
1. En los diagramas de energía que has elaborado y en las fórmulas electrónicas completas de los átomos Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, indica los electrones externos y de valencia. Escribe las fórmulas electrónicas de valencia de estos átomos. En los diagramas de energía, resalte las partes correspondientes a los diagramas de energía de los subniveles de valencia.
2. ¿Qué tienen en común las configuraciones electrónicas de los átomos: a) Li y Na, B y Al, O y S, Ne y Ar; b) Zn y Mg, Sc y Al, Cr y S, Ti y Si; c) H y He, Li y O, K y Kr, Sc y Ga. Cuales son sus diferencias
3. ¿Cuántos subniveles de valencia hay en la capa electrónica de un átomo de cada elemento: a) hidrógeno, helio y litio, b) nitrógeno, sodio y azufre, c) potasio, cobalto y germanio?
4. ¿Cuántos orbitales de valencia están completamente llenos en el átomo de a) boro, b) flúor, c) sodio?
5. ¿Cuántos orbitales con un electrón desapareado tiene un átomo: a) boro, b) flúor, c) hierro?
6. ¿Cuántos orbitales exteriores libres tiene el átomo de manganeso? ¿Cuántas valencias libres?
7.Para la siguiente lección, prepare una tira de papel de 20 mm de ancho, divídala en celdas (20 × 20 mm) y aplique una serie natural de elementos (desde hidrógeno hasta meitnerio) a esta tira.
8.En cada celda, coloque el símbolo del elemento, su número atómico y la fórmula del electrón de valencia, como se muestra en la Fig. 6.19 (use el Apéndice 4).
6.8. Sistematización de átomos según la estructura de sus capas electrónicas.
La sistematización de elementos químicos se basa en la serie natural de elementos.
Y principio de similitud de capas de electrones sus átomos.
Ya estás familiarizado con la serie natural de elementos químicos. Ahora conozcamos el principio de similitud de carcasas electrónicas.
Considerando las fórmulas electrónicas de valencia de los átomos en el ERE, es fácil descubrir que para algunos átomos difieren sólo en los valores del número cuántico principal. Por ejemplo, 1 s 1 para hidrógeno, 2 s 1 para litio, 3 s 1 para sodio, etc. O 2 s 2 2pag 5 para flúor, 3 s 2 3pag 5 para cloro, 4 s 2 4pag 5 para bromo, etc. Esto significa que las regiones exteriores de las nubes de electrones de valencia de tales átomos son muy similares en forma y difieren solo en tamaño (y, por supuesto, en la densidad de electrones). Y si es así, entonces las nubes de electrones de dichos átomos y las correspondientes configuraciones de valencia pueden denominarse similar. Para átomos de diferentes elementos con configuraciones electrónicas similares podemos escribir fórmulas electrónicas de valencia generales: ns 1 en el primer caso y ns 2 notario público. 5 en el segundo. A medida que avanza por la serie natural de elementos, puede encontrar otros grupos de átomos con configuraciones de valencia similares.
De este modo, En la serie natural de elementos se encuentran regularmente átomos con configuraciones electrónicas de valencia similares..
Este es el principio de similitud de las carcasas electrónicas.
Intentemos identificar el tipo de esta regularidad. Para hacer esto, usaremos la serie natural de elementos que hiciste.
El ERE comienza con el hidrógeno, cuya fórmula electrónica de valencia es 1 s 1. En busca de configuraciones de valencia similares, cortamos la serie natural de elementos delante de elementos con una fórmula electrónica de valencia común. ns 1 (es decir, antes del litio, antes del sodio, etc.). Recibimos los llamados "períodos" de los elementos. Agreguemos los "períodos" resultantes para que se conviertan en filas de la tabla (ver Fig. 6.20). Como resultado, sólo los átomos de las dos primeras columnas de la tabla tendrán configuraciones electrónicas similares.
Intentemos lograr similitudes en las configuraciones electrónicas de valencia en otras columnas de la tabla. Para hacer esto, recortamos de los períodos 6 y 7 los elementos con los números 58 – 71 y 90 –103 (llenan 4 F- y 5 F-subniveles) y colóquelos debajo de la mesa. Moveremos los símbolos de los elementos restantes horizontalmente como se muestra en la figura. Después de esto, los átomos de los elementos ubicados en la misma columna de la tabla tendrán configuraciones de valencia similares, que pueden expresarse mediante fórmulas electrónicas de valencia generales: ns 1 , ns 2 , ns 2 (norte–1)d 1 , ns 2 (norte–1)d 2 y así sucesivamente hasta ns 2 notario público. 6. Todas las desviaciones de las fórmulas generales de valencia se explican por las mismas razones que en el caso del cromo y el cobre (ver párrafo 6.6).
Como puede ver, utilizando el ERE y aplicando el principio de similitud de capas electrónicas, pudimos sistematizar elementos químicos. Este sistema de elementos químicos se llama natural, ya que se basa exclusivamente en las leyes de la Naturaleza. La tabla que recibimos (Fig. 6.21) es una de las formas de representar gráficamente un sistema natural de elementos y se llama Tabla de elementos químicos de período largo.
PRINCIPIO DE SIMILITUD DE CÁSCARAS ELECTRÓNICAS, SISTEMA NATURAL DE ELEMENTOS QUÍMICOS (SISTEMA "PERIÓDICO"), TABLA DE ELEMENTOS QUÍMICOS.
6.9. Tabla de elementos químicos de largo período.
Echemos un vistazo más de cerca a la estructura de la tabla de elementos químicos de período largo.
Las filas de esta tabla, como ya sabes, se denominan "períodos" de elementos. Los períodos están numerados con números arábigos del 1 al 7. El primer período tiene sólo dos elementos. El segundo y tercer período, que contienen ocho elementos cada uno, se denominan corto períodos. Los períodos cuarto y quinto, que contienen 18 elementos cada uno, se llaman largo períodos. Los períodos sexto y séptimo, que contienen 32 elementos cada uno, se llaman extra largo períodos.
Las columnas de esta tabla se llaman grupos elementos. Los números de grupo se indican mediante números romanos con letras latinas A o B.
Los elementos de algunos grupos tienen sus propios nombres comunes (de grupo): elementos del grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – elementos alcalinos(o elementos de metales alcalinos); Elementos del grupo IIA (Ca, Sr, Ba y Ra) – elementos alcalinotérreos(o elementos metálicos alcalinotérreos)(la denominación "metales alcalinos" y metales alcalinotérreos" se refiere a sustancias simples formadas por los elementos correspondientes y no debe utilizarse como nombres de grupos de elementos); elementos del grupo VIA (O, S, Se, Te, Po) – calcógenos, elementos del grupo VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halógenos, elementos del grupo VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementos de gases nobles.(El nombre tradicional "gases nobles" también se refiere a sustancias simples)
Los elementos con números de serie 58 – 71 (Ce – Lu) normalmente colocados en la parte inferior de la tabla se denominan lantánidos(“siguiente al lantano”) y elementos con números de serie 90 – 103 (Th – Lr) – actínidos("siguiendo la anémona de mar"). Existe una versión de la tabla de períodos largos, en la que los lantánidos y actínidos no se eliminan del ERE, sino que permanecen en sus lugares durante períodos ultralargos. Esta tabla a veces se llama período ultralargo.
La tabla de período largo se divide en cuatro bloquear(o secciones).
bloque s incluye elementos de los grupos IA y IIA con fórmulas electrónicas de valencia comunes ns 1 y ns 2
(elementos s).
bloque r incluye elementos del grupo IIIA al VIIIA con fórmulas electrónicas de valencia comunes de ns 2 notario público. 1 a ns 2 notario público. 6 (elementos p).
bloque d incluye elementos del grupo IIIB al IIB con fórmulas electrónicas de valencia comunes de ns 2 (norte–1)d 1 a ns 2 (norte–1)d 10 (elementos d).
bloque f incluye lantánidos y actínidos ( elementos f).
Elementos s- Y pag-los bloques forman grupos A y elementos d-bloque – grupo B del sistema de elementos químicos. Todo F-Los elementos estan incluidos formalmente en el grupo IIIB.
Los elementos del primer período (hidrógeno y helio) son s-elementos y se pueden ubicar en los grupos IA y IIA. Pero el helio se coloca más a menudo en el grupo VIIIA como el elemento con el que finaliza el período, que corresponde plenamente a sus propiedades (el helio, como todas las demás sustancias simples formadas por elementos de este grupo, es un gas noble). El hidrógeno a menudo se coloca en el grupo VIIA, ya que sus propiedades son mucho más cercanas a las de los halógenos que a las de los elementos alcalinos.
Cada uno de los períodos del sistema comienza con un elemento que tiene una configuración de valencia de átomos. ns 1, ya que es a partir de estos átomos que comienza la formación de la siguiente capa electrónica y termina con un elemento con la configuración de valencia de los átomos. ns 2 notario público. 6 (excepto el primer período). Esto facilita identificar en el diagrama de energía grupos de subniveles llenos de electrones en los átomos de cada período (figura 6.22). Haga este trabajo con todos los subniveles que se muestran en la copia que hizo de la Figura 6.4. Los subniveles resaltados en la Figura 6.22 (excepto los completamente llenos) d- Y F-subniveles) son la valencia de los átomos de todos los elementos de un período determinado.
Aparición en periodos s-, pag-, d- o F-los elementos corresponden completamente a la secuencia de llenado s-, pag-, d- o F-subniveles con electrones. Esta característica del sistema de elementos permite, conociendo el período y grupo al que pertenece un determinado elemento, anotar inmediatamente su fórmula electrónica de valencia.
TABLA DE LARGO PERIODO DE ELEMENTOS QUÍMICOS, BLOQUES, PERIODOS, GRUPOS, ELEMENTOS ALCALINOS, ELEMENTOS ALCALINOTERRESTRE, CALCOGENOS, HALÓGENOS, ELEMENTOS DE GASES NOBLES, LANTANOIDES, ACTINOIDES.
¿Escribir las fórmulas electrónicas de valencia general de los átomos de los elementos de a) los grupos IVA y IVB, b) los grupos IIIA y VIIB?
2. ¿Qué tienen en común las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos de los grupos A y B? ¿En qué se diferencian?
3. ¿Cuántos grupos de elementos se incluyen en a) s-bloque, b) r-bloque, c) d-¿bloquear?
4.Continúe la Figura 30 en la dirección de aumentar la energía de los subniveles y resalte grupos de subniveles llenos de electrones en los períodos 4, 5 y 6.
5. Enumere los subniveles de valencia de a) calcio, b) fósforo, c) titanio, d) cloro, e) átomos de sodio. 6. Indique en qué se diferencian los elementos s, p y d entre sí.
7. Explique por qué la pertenencia de un átomo a cualquier elemento está determinada por el número de protones en el núcleo y no por la masa de este átomo.
8. Para los átomos de litio, aluminio, estroncio, selenio, hierro y plomo, componga fórmulas electrónicas de valencia, completas y abreviadas y dibuje diagramas de energía de los subniveles de valencia. 9. ¿Qué átomos de elementos corresponden a las siguientes fórmulas electrónicas de valencia: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 pag 6 , 5s 2 5pag 2 , 5s 2 4d 2 ?
6.10. Tipos de fórmulas electrónicas del átomo. Algoritmo para su compilación.
Para diversos fines, necesitamos conocer la configuración total o de valencia de un átomo. Cada una de estas configuraciones electrónicas se puede representar mediante una fórmula o un diagrama de energía. Eso es, configuración electrónica completa de un átomo se expresa fórmula electrónica completa de un átomo, o diagrama de energía completo de un átomo. Sucesivamente, configuración electrónica de valencia de un átomo se expresa valencia(o como se suele llamar, " corto") fórmula electrónica del átomo, o diagrama de subniveles de valencia de un átomo(Figura 6.23).
Anteriormente, hicimos fórmulas electrónicas de átomos usando los números atómicos de los elementos. Al mismo tiempo, determinamos la secuencia de llenado de subniveles con electrones según el diagrama de energía: 1 s, 2s,
2pag, 3s, 3pag, 4s, 3d, 4pag, 5s, 4d, 5pag,
6s, 4F, 5d, 6pag, 7s etcétera. Y sólo escribiendo la fórmula electrónica completa podríamos escribir la fórmula de valencia.
Es más conveniente escribir la fórmula electrónica de valencia de un átomo, que se usa con mayor frecuencia, en función de la posición del elemento en el sistema de elementos químicos, utilizando coordenadas de grupo de períodos.
Echemos un vistazo más de cerca a cómo se hace esto para los elementos. s-, pag- Y d-bloques
Para elementos s-la formula electronica de valencia en bloque de un atomo consta de tres simbolos. En general, se puede escribir de la siguiente manera:
En primer lugar (en lugar de la celda grande) se coloca el número del período (igual al número cuántico principal de estos s-electrones), y en el tercero (en superíndice) - el número de grupo (igual al número de electrones de valencia). Tomando como ejemplo el átomo de magnesio (3er período, grupo IIA), obtenemos:
Para elementos pag-La fórmula electrónica de valencia en bloque de un átomo consta de seis símbolos:
Aquí, en lugar de las celdas grandes, también se coloca el número de período (igual al número cuántico principal de estas s- Y pag-electrones), y el número de grupo (igual al número de electrones de valencia) resulta ser igual a la suma de los superíndices. Para el átomo de oxígeno (2º período, grupo VIA) obtenemos:
2s 2 2pag 4 .
Fórmula electrónica de valencia de la mayoría de los elementos. d-block se puede escribir así:
Como en casos anteriores, aquí en lugar de la primera celda se coloca el número del período (igual al número cuántico principal de estos s-electrones). El número de la segunda celda resulta ser uno menos, ya que el número cuántico principal de estos d-electrones. El número de grupo aquí también es igual a la suma de los índices. Ejemplo: fórmula electrónica de valencia del titanio (cuarto período, grupo IVB): 4 s 2 3d 2 .
El número de grupo es igual a la suma de los índices de los elementos del grupo VIB, pero, como recordarás, en su valencia s-El subnivel tiene un solo electrón y la fórmula electrónica de valencia general es ns 1 (norte–1)d 5. Por lo tanto, la fórmula electrónica de valencia, por ejemplo, del molibdeno (quinto período) es 5 s 1 4d 5 .
También es fácil componer la fórmula electrónica de valencia de cualquier elemento del grupo IB, por ejemplo, oro (sexto período)>–>6 s 1 5d 10, pero en este caso debes recordar que d- Los electrones de los átomos de los elementos de este grupo siguen siendo de valencia y algunos de ellos pueden participar en la formación de enlaces químicos.
La fórmula electrónica de valencia general de los átomos de los elementos del grupo IIB es ns 2 (norte – 1)d 10. Por tanto, la fórmula electrónica de valencia, por ejemplo, de un átomo de zinc es 4 s 2 3d 10 .
Las fórmulas electrónicas de valencia de los elementos de la primera tríada (Fe, Co y Ni) también obedecen a reglas generales. El hierro, un elemento del grupo VIIIB, tiene una fórmula electrónica de valencia de 4 s 2 3d 6. El átomo de cobalto tiene uno. d-electrón más (4 s 2 3d 7), y para el átomo de níquel, en dos (4 s 2 3d 8).
Usando sólo estas reglas para escribir fórmulas electrónicas de valencia, es imposible componer fórmulas electrónicas para los átomos de algunos d-elementos (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), ya que en ellos, debido al deseo de capas de electrones altamente simétricas, el llenado de los subniveles de valencia con electrones tiene algunas características adicionales.
Conociendo la fórmula electrónica de valencia, puedes escribir la fórmula electrónica completa del átomo (ver más abajo).
A menudo, en lugar de engorrosas fórmulas electrónicas completas, escriben fórmulas electrónicas abreviadasátomos. Para compilarlos en la fórmula electrónica se aíslan todos los electrones del átomo excepto los de valencia, se colocan sus símbolos entre corchetes, y se deja la parte de la fórmula electrónica correspondiente a la fórmula electrónica del átomo del último elemento de la período anterior (el elemento que forma un gas noble) se reemplaza por el símbolo de este átomo.
En la Tabla 14 se dan ejemplos de fórmulas electrónicas de diferentes tipos.
Tabla 14. Ejemplos de fórmulas electrónicas de átomos.
Fórmulas electrónicas |
|||
Abreviado |
Valencia |
||
1s 2 2s 2 2pag 3 |
2s 2 2pag 3 |
2s 2 2pag 3 |
|
1s 2 2s 2 2pag 6 3s 2 3pag 5 |
3s 2 3pag 5 |
3s 2 3pag 5 |
|
1s 2 2s 2 2pag 6 3s 2 3pag 6 4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
|
1s 2 2s 2 2pag 6 3s 2 3pag 6 3d 10 4s 2 4pag 3 |
4s 2 4pag 3 |
4s 2 4pag 3 |
|
1s 2 2s 2 2pag 6 3s 2 3pag 6 3d 10 4s 2 4pag 6 |
4s 2 4pag 6 |
4s 2 4pag 6 |
|
Algoritmo para compilar fórmulas electrónicas de átomos (usando el ejemplo del átomo de yodo)
№ |
Operación |
Resultado |
|
Determina las coordenadas del átomo en la tabla de elementos. |
Periodo 5, grupo VIIA |
||
Escribe la fórmula del electrón de valencia. |
5s 2 5pag 5 |
||
Agrega los símbolos de los electrones internos en el orden en que llenan los subniveles. |
1s 2 2s 2 2pag 6 3s 2 3pag 6 4s 2 3d 10 4pag 6 5s 2 4d 10 5pag 5 |
||
Teniendo en cuenta la disminución de la energía de las personas completamente llenas. d- Y F-subniveles, anota la fórmula electrónica completa. |
|
||
Etiqueta los electrones de valencia. |
1s 2 2s 2 2pag 6 3s 2 3pag 6 3d 10 4s 2 4pag 6 4d 10 5s 2 5pag 5 |
||
Identifique la configuración electrónica del átomo de gas noble anterior. |
|||
Escriba la fórmula electrónica abreviada combinando todo lo que está entre corchetes no valente electrones. |
5s 2 5pag 5 |
Notas
1. Para elementos del 2º y 3º periodo, la tercera operación (sin la cuarta) conduce inmediatamente a la fórmula electrónica completa.
2. (norte – 1)d 10 -Los electrones mantienen la valencia en los átomos de los elementos del grupo IB.
FÓRMULA ELECTRÓNICA COMPLETA, FÓRMULA ELECTRÓNICA DE VALENCIA, FÓRMULA ELECTRÓNICA ABREVIADA, ALGORITMO PARA COMPILAR FÓRMULAS ELECTRÓNICAS DE ÁTOMOS.
1. Formule la fórmula electrónica de valencia de un átomo del elemento a) el segundo período del tercer grupo A, b) el tercer período del segundo grupo A, c) el cuarto período del cuarto grupo A.
2.Elaborar fórmulas electrónicas abreviadas de los átomos de magnesio, fósforo, potasio, hierro, bromo y argón.
6.11. Tabla de periodo corto de elementos químicos.
A lo largo de los más de 100 años transcurridos desde el descubrimiento del sistema natural de elementos, se han propuesto varios cientos de tablas diferentes que reflejan gráficamente este sistema. De ellos, además de la tabla de período largo, la más extendida es la llamada tabla de elementos de período corto de D.I. Se obtiene una tabla de período corto a partir de una tabla de período largo si los períodos 4, 5, 6 y 7 se cortan delante de los elementos del grupo IB, se separan y las filas resultantes se suman de la misma manera que anteriormente. dobló los períodos. El resultado se muestra en la Figura 6.24.
Los lantánidos y actínidos también se colocan aquí debajo de la tabla principal.
EN grupos Esta tabla contiene elementos cuyos átomos mismo número de electrones de valencia independientemente de en qué orbitales se encuentren estos electrones. Así, los elementos cloro (un elemento típico que forma un no metal; 3 s 2 3pag 5) y manganeso (un elemento formador de metal; 4 s 2 3d 5), al no tener capas de electrones similares, caen aquí en el mismo séptimo grupo. La necesidad de distinguir tales elementos nos obliga a distinguirlos en grupos. subgrupos: principal– análogos de los grupos A de la tabla de período largo y lado– análogos de los grupos B. En la Figura 34, los símbolos de los elementos de los subgrupos principales se desplazan hacia la izquierda y los símbolos de los elementos de los subgrupos secundarios se desplazan hacia la derecha.
Es cierto que esta disposición de los elementos en la tabla también tiene sus ventajas, porque es el número de electrones de valencia lo que determina principalmente las capacidades de valencia de un átomo.
La tabla de período largo refleja las regularidades de la estructura electrónica de los átomos, las similitudes y patrones de cambios en las propiedades de sustancias y compuestos simples entre grupos de elementos, los cambios regulares en una serie de cantidades físicas que caracterizan a los átomos, sustancias simples y compuestos. en todo el sistema de elementos, y mucho más. La tabla de períodos cortos es menos conveniente a este respecto.
TABLA DE CORTO PERIODO, SUBGRUPOS PRINCIPALES, SUBGRUPOS LATERALES.
1. Convierta la tabla de período largo que construyó a partir de una serie natural de elementos en una tabla de período corto. Haz la conversión inversa.
2. ¿Es posible compilar una fórmula electrónica de valencia general para átomos de elementos de un grupo de la tabla de período corto? ¿Por qué?
6.12. Tamaños atómicos. Radios orbitales
.El átomo no tiene límites claros. ¿Cuál se considera el tamaño de un átomo aislado? El núcleo de un átomo está rodeado por una capa de electrones y la capa está formada por nubes de electrones. El tamaño del EO se caracteriza por un radio. r eo. Todas las nubes de la capa exterior tienen aproximadamente el mismo radio. Por tanto, el tamaño de un átomo se puede caracterizar por este radio. se llama radio orbital del átomo(r 0).
Los valores de los radios orbitales de los átomos se dan en el Apéndice 5.
El radio del EO depende de la carga del núcleo y del orbital en el que se encuentra el electrón que forma esta nube. En consecuencia, el radio orbital de un átomo depende de estas mismas características.
Consideremos las capas electrónicas de los átomos de hidrógeno y helio. Tanto en el átomo de hidrógeno como en el átomo de helio, los electrones se encuentran en 1 s-AO, y sus nubes tendrían el mismo tamaño si las cargas de los núcleos de estos átomos fueran las mismas. Pero la carga en el núcleo de un átomo de helio es dos veces mayor que la carga en el núcleo de un átomo de hidrógeno. Según la ley de Coulomb, la fuerza de atracción que actúa sobre cada uno de los electrones de un átomo de helio es el doble de la fuerza de atracción de un electrón hacia el núcleo de un átomo de hidrógeno. Por tanto, el radio del átomo de helio debe ser mucho menor que el radio del átomo de hidrógeno. Esto es cierto: r 0 (él) / r 0(H) = 0,291 E/0,529 E 0,55.
El átomo de litio tiene un electrón externo en 2 s-AO, es decir, forma una nube de la segunda capa. Naturalmente, su radio debería ser mayor. En realidad: r 0 (Li) = 1,586 E.
Los átomos de los elementos restantes del segundo período tienen electrones externos (y 2 s, y 2 pag) están ubicados en la misma segunda capa de electrones, y la carga nuclear de estos átomos aumenta al aumentar el número atómico. Los electrones son atraídos más fuertemente hacia el núcleo y, naturalmente, los radios de los átomos disminuyen. Podríamos repetir estos argumentos para átomos de elementos de otros períodos, pero con una aclaración: el radio orbital disminuye monótonamente sólo cuando se llena cada uno de los subniveles.
Pero si ignoramos los detalles, la naturaleza general del cambio en los tamaños de los átomos en un sistema de elementos es la siguiente: con un aumento en el número ordinal en un período, los radios orbitales de los átomos disminuyen y en un grupo aumentar. El átomo más grande es un átomo de cesio y el más pequeño es un átomo de helio, pero de los átomos de elementos que forman compuestos químicos (el helio y el neón no los forman), el más pequeño es un átomo de flúor.
La mayoría de los átomos de los elementos de la serie natural después de los lantánidos tienen radios orbitales algo más pequeños de lo que se esperaría según las leyes generales. Esto se debe a que entre el lantano y el hafnio en el sistema de elementos hay 14 lantánidos y, por tanto, la carga del núcleo del átomo de hafnio es 14 mi más que lantano. Por lo tanto, los electrones externos de estos átomos son atraídos hacia el núcleo con más fuerza que en ausencia de lantánidos (este efecto a menudo se denomina “contracción de lantánidos”).
Tenga en cuenta que al pasar de átomos de elementos del grupo VIIIA a átomos de elementos del grupo IA, el radio orbital aumenta abruptamente. En consecuencia, nuestra elección de los primeros elementos de cada período (ver § 7) resultó ser correcta.
RADIO ORBITAL DE UN ÁTOMO, SU CAMBIO EN EL SISTEMA DE ELEMENTOS.
1. De acuerdo con los datos proporcionados en el Apéndice 5, dibuje en papel cuadriculado una gráfica de la dependencia del radio orbital de un átomo del número atómico del elemento para elementos con z de 1 a 40. La longitud del eje horizontal es de 200 mm, la longitud del eje vertical es de 100 mm.
2. ¿Cómo se puede caracterizar la apariencia de la línea discontinua resultante?
6.13. Energía de ionización atómica
Si le das energía adicional a un electrón en un átomo (cómo se puede hacer esto, aprenderás en un curso de física), entonces el electrón puede moverse a otro AO, es decir, el átomo terminará en estado excitado. Este estado es inestable y el electrón volverá casi inmediatamente a su estado original y se liberará el exceso de energía. Pero si la energía impartida al electrón es lo suficientemente grande, el electrón puede separarse completamente del átomo, mientras que el átomo ionizado, es decir, se convierte en un ion cargado positivamente ( catión). La energía necesaria para esto se llama energía de ionización atómica(mi Y).
Es bastante difícil extraer un electrón de un solo átomo y medir la energía necesaria para ello, por lo que prácticamente se determina y utiliza. energía de ionización molar(E y m).
La energía de ionización molar muestra cuál es la energía mínima necesaria para eliminar 1 mol de electrones de 1 mol de átomos (un electrón de cada átomo). Este valor suele medirse en kilojulios por mol. Los valores de la energía de ionización molar del primer electrón para la mayoría de los elementos se dan en el Apéndice 6.
¿Cómo depende la energía de ionización de un átomo de la posición del elemento en el sistema de elementos, es decir, cómo cambia en el grupo y período?
En su significado físico, la energía de ionización es igual al trabajo que se debe gastar para superar la fuerza de atracción entre un electrón y un átomo al mover un electrón de un átomo a una distancia infinita de él.
Dónde q– carga de electrones, q es la carga del catión que queda después de la eliminación de un electrón, y r o es el radio orbital del átomo.
Y q, Y q– las cantidades son constantes, y podemos concluir que el trabajo de quitar un electrón A, y con ello la energía de ionización mi y son inversamente proporcionales al radio orbital del átomo.
Al analizar los valores de los radios orbitales de los átomos de varios elementos y los valores de energía de ionización correspondientes que figuran en los Apéndices 5 y 6, puede asegurarse de que la relación entre estas cantidades es casi proporcional, pero difiere algo de ella. . La razón por la que nuestra conclusión no concuerda muy bien con los datos experimentales es que utilizamos un modelo muy burdo que no tuvo en cuenta muchos factores importantes. Pero incluso este modelo aproximado nos permitió sacar la conclusión correcta de que al aumentar el radio orbital la energía de ionización del átomo disminuye y, a la inversa, al disminuir el radio aumenta.
Dado que en un período con un número atómico creciente el radio orbital de los átomos disminuye, la energía de ionización aumenta. En un grupo, a medida que aumenta el número atómico, el radio orbital de los átomos, por regla general, aumenta y la energía de ionización disminuye. La mayor energía de ionización molar se encuentra en los átomos más pequeños, los átomos de helio (2372 kJ/mol), y de los átomos capaces de formar enlaces químicos, los átomos de flúor (1681 kJ/mol). El más pequeño es para los átomos más grandes, los átomos de cesio (376 kJ/mol). En un sistema de elementos, la dirección del aumento de la energía de ionización se puede mostrar esquemáticamente de la siguiente manera: 
En química, es importante que la energía de ionización caracterice la tendencia de un átomo a ceder “sus” electrones: cuanto mayor es la energía de ionización, menos inclinado está el átomo a ceder electrones, y viceversa.
ESTADO EXCITADO, IONIZACIÓN, CATION, ENERGÍA DE IONIZACIÓN, ENERGÍA DE IONIZACIÓN MOLAR, CAMBIO EN LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN EN UN SISTEMA DE ELEMENTOS.
1. Utilizando los datos proporcionados en el Apéndice 6, determine cuánta energía se debe gastar para eliminar un electrón de todos los átomos de sodio con una masa total de 1 g.
2. Utilizando los datos proporcionados en el Apéndice 6, determine cuántas veces más energía se necesita para eliminar un electrón de todos los átomos de sodio que pesan 3 g que de todos los átomos de potasio de la misma masa. ¿Por qué esta relación difiere de la relación de las energías de ionización molar de los mismos átomos?
3. De acuerdo con los datos proporcionados en el Apéndice 6, trace la dependencia de la energía de ionización molar del número atómico para elementos con z del 1 al 40. Las dimensiones del gráfico son las mismas que en la tarea del párrafo anterior. Compruebe si este gráfico corresponde a la elección de “períodos” del sistema de elementos.
6.14. Energía de afinidad electrónica
.La segunda característica energética más importante de un átomo es energía de afinidad electrónica(mi Con).
En la práctica, como en el caso de la energía de ionización, se suele utilizar la cantidad molar correspondiente: energía de afinidad electrónica molar().
La energía de afinidad electrónica molar muestra la energía liberada cuando se agrega un mol de electrones a un mol de átomos neutros (un electrón por cada átomo). Al igual que la energía de ionización molar, esta cantidad también se mide en kilojulios por mol.
A primera vista, puede parecer que en este caso no se debe liberar energía, porque un átomo es una partícula neutra y no existen fuerzas de atracción electrostática entre un átomo neutro y un electrón cargado negativamente. Por el contrario, al acercarse a un átomo, un electrón, al parecer, debería ser repelido por los mismos electrones cargados negativamente que forman la capa de electrones. De hecho, esto no es del todo cierto. Recuerda si alguna vez has tenido que lidiar con cloro atómico. Por supuesto que no. Después de todo, sólo existe a temperaturas muy altas. Incluso el cloro molecular más estable prácticamente no se encuentra en la naturaleza; si es necesario, debe obtenerse mediante reacciones químicas. Y hay que lidiar constantemente con el cloruro de sodio (sal de mesa). Después de todo, los humanos consumen sal de mesa todos los días con los alimentos. Y en la naturaleza esto ocurre con bastante frecuencia. Pero la sal de mesa contiene iones cloruro, es decir, átomos de cloro a los que se les ha añadido un electrón “extra”. Una de las razones por las que los iones cloruro son tan comunes es que los átomos de cloro tienen tendencia a ganar electrones, es decir, cuando se forman iones cloruro a partir de átomos y electrones de cloro, se libera energía.
Ya conoce una de las razones de la liberación de energía: está asociada con un aumento en la simetría de la capa electrónica del átomo de cloro durante la transición a una carga única. anión. Al mismo tiempo, como recordarás, energía 3 pag-el subnivel disminuye. Hay otras razones más complejas.
Debido a que el valor de la energía de afinidad electrónica está influenciado por varios factores, la naturaleza del cambio en esta cantidad en un sistema de elementos es mucho más compleja que la naturaleza del cambio en la energía de ionización. Puede convencerse de esto analizando la tabla que figura en el Apéndice 7. Pero dado que el valor de esta cantidad está determinado, en primer lugar, por la misma interacción electrostática que los valores de la energía de ionización, entonces su cambio en el sistema de elementos (al menos en los grupos A) es en general similar al cambio en la energía de ionización, es decir, la energía de afinidad electrónica en un grupo disminuye y en un período aumenta. Es máximo para los átomos de flúor (328 kJ/mol) y cloro (349 kJ/mol). La naturaleza del cambio en la energía de afinidad electrónica en un sistema de elementos se asemeja a la naturaleza del cambio en la energía de ionización, es decir, la dirección del aumento en la energía de afinidad electrónica se puede mostrar esquemáticamente de la siguiente manera:
2.En la misma escala a lo largo del eje horizontal que en tareas anteriores, construya una gráfica de la dependencia de la energía molar de la afinidad electrónica del número atómico para los átomos de elementos con z del 1 al 40 usando la aplicación 7.
3.¿Qué significado físico tienen los valores de energía de afinidad electrónica negativa?
4. ¿Por qué, de todos los átomos de los elementos del segundo período, solo el berilio, el nitrógeno y el neón tienen valores negativos de energía molar de afinidad electrónica?
6.15. La tendencia de los átomos a perder y ganar electrones.
Ya sabes que la tendencia de un átomo a ceder sus propios electrones y añadir los de otros depende de sus características energéticas (energía de ionización y energía de afinidad electrónica). ¿Qué átomos son más propensos a ceder sus electrones y cuáles a aceptar otros?
Para responder a esta pregunta, resumamos en la Tabla 15 todo lo que sabemos sobre el cambio en estas inclinaciones en el sistema de elementos.
Tabla 15. Cambios en la propensión de los átomos a ceder los suyos y ganar electrones extraños.
