Електронна формула i. Лабораторна изследователска работа "съставяне на електронни формули на атоми на химични елементи и графични диаграми, запълването им с електрони." Основни характеристики на елементарните частици

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

Ако сте разгледали внимателно Приложение 4, вероятно сте забелязали, че за атомите на някои елементи последователността на запълване на орбиталите с електрони е нарушена. Понякога тези нарушения се наричат ​​„изключения“, но това не е така - няма изключения от законите на природата!

Първият елемент с това разстройство е хромът. Нека разгледаме по-отблизо неговата електронна структура (фиг. 6.16 А). Атомът на хрома има 4 с-няма две поднива, както би се очаквало, а само един електрон. Но на 3 д-подниво има пет електрона, но това подниво се запълва след 4 с-подниво (виж фиг. 6.4). За да разберем защо се случва това, нека да разгледаме какво представляват електронните облаци 3 д-подниво на този атом.

Всеки от пет 3 д-облаците в този случай се образуват от един електрон. Както вече знаете от § 4 на тази глава, общият електронен облак от такива пет електрона има сферична форма или, както се казва, сферично симетричен. Според характера на разпределението на електронната плътност в различни посоки тя е подобна на 1 с-ЕО. Енергията на поднивото, чиито електрони образуват такъв облак, се оказва по-малка, отколкото в случая на по-малко симетричен облак. В този случай орбиталната енергия е 3 д-подниво е равно на енергия 4 с-орбитали. Когато симетрията е нарушена, например, когато се появи шести електрон, енергията на орбиталите е 3 д-поднивото отново става по-голямо от енергия 4 с-орбитали. Следователно мангановият атом отново има втори електрон при 4 с-AO.
Общият облак на всяко подниво, изпълнен с електрони наполовина или изцяло, има сферична симетрия. Намаляването на енергията в тези случаи е от общ характер и не зависи от това дали някое подниво е наполовина или напълно запълнено с електрони. И ако е така, тогава трябва да търсим следващото нарушение в атома, в чиято електронна обвивка деветото "пристига" последно д-електрон. Наистина, медният атом има 3 д-поднивото има 10 електрона и 4 с- само едно подниво (фиг. 6.16 b).
Намаляването на енергията на орбиталите на напълно или наполовина запълнено подниво причинява редица важни химични явления, с някои от които ще се запознаете.

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

Валентните електрони понякога се бъркат с външенелектрони, но това не е едно и също нещо.

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

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

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

И така, железният атом
външно електронно ниво – четвърто,
външни поднива – 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 f-EPU,
външни орбитали – 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 f-AO,
външни електрони – два 4 с-електрон (4 с 2),
външен електронен слой – четвърти,
външен електронен облак – 4 с-ЕО
валентни поднива – 4 с-, 4стр- и 3 д-EPU,
валентни орбитали – 4 с-, 4стр- и 3 д-AO,
валентни електрони – два 4 с-електрон (4 с 2) и шест 3 д- електрони (3 д 6).

Валентните поднива могат да бъдат запълнени частично или изцяло с електрони или могат да останат напълно свободни. С увеличаването на ядрения заряд енергийните стойности на всички поднива намаляват, но поради взаимодействието на електроните помежду си, енергията на различните поднива намалява с различни „скорости“. Напълно заредена с енергия д- И f-поднива намалява толкова много, че престават да бъдат валентни.

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

В случай на титанов атом 3 д-EPU е само частично запълнен с електрони и неговата енергия е по-голяма от енергия 4 с-EPU и 3 д- електроните са валентни. Атомът на арсена има 3 д-EPU е напълно запълнен с електрони и неговата енергия е значително по-малка от енергията на 4 с-EPU и следователно 3 д-електроните не са валентни.
В дадените примери анализирахме конфигурация на валентни електрониатоми на титан и арсен.

Валентната електронна конфигурация на атома е изобразена като формула на валентния електрон, или във формата енергийна диаграма на валентни поднива.

ВАЛЕНТНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВЪНШНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВАЛЕНТЕН EPU, ВАЛЕНТЕН AO, ВАЛЕНТЕН ЕЛЕКТРОН КОНФИГУРАЦИЯ НА АТОМА, ВАЛЕНТЕН ЕЛЕКТРОН ФОРМУЛА, ДИАГРАМА НА ВАЛЕНТНИ ПОДНИВА.

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

Систематизацията на химичните елементи се основава на естествената серия от елементи И принцип на подобие на електронните обвивкитехните атоми.
Вече се запознахте с природния ред от химични елементи. Сега нека се запознаем с принципа на подобие на електронните черупки.
Като се имат предвид валентните електронни формули на атомите в ERE, лесно е да се открие, че за някои атоми те се различават само в стойностите на основното квантово число. Например, 1 с 1 за водород, 2 с 1 за литий, 3 с 1 за натрий и т.н. Или 2 с 2 2стр 5 за флуор, 3 с 2 3стр 5 за хлор, 4 с 2 4стр 5 за бром и т.н. Това означава, че външните области на облаците от валентни електрони на такива атоми са много сходни по форма и се различават само по размер (и, разбира се, електронна плътност). И ако е така, тогава електронните облаци на такива атоми и съответните валентни конфигурации могат да бъдат наречени подобен. За атоми на различни елементи с подобни електронни конфигурации можем да напишем общи валентни електронни формули: ns 1 в първия случай и ns 2 н.п. 5 във втория. Докато се движите през естествената серия от елементи, можете да намерите други групи атоми с подобни конфигурации на валентност.
По този начин, атоми с подобни конфигурации на валентни електрони се срещат редовно в естествената серия от елементи. Това е принципът на подобие на електронните черупки.
Нека се опитаме да идентифицираме вида на тази закономерност. За да направим това, ще използваме естествената серия от елементи, които сте направили.

ERE започва с водород, чиято валентна електронна формула е 1 с 1 . В търсене на подобни валентни конфигурации, ние изрязваме естествената серия от елементи пред елементи с обща валентна електронна формула ns 1 (т.е. преди литий, преди натрий и т.н.). Получихме така наречените "периоди" на елементите. Нека добавим получените „периоди“, така че да станат редове на таблицата (виж Фиг. 6.20). В резултат на това само атомите в първите две колони на таблицата ще имат подобни електронни конфигурации.

Нека се опитаме да постигнем сходство на валентните електронни конфигурации в други колони на таблицата. За целта изрязваме от 6-ти и 7-ми периоди елементи с номера 58 – 71 и 90 –103 (те запълват 4 f- и 5 f-поднива) и ги поставете под масата. Ще преместим символите на останалите елементи хоризонтално, както е показано на фигурата. След това атомите на елементите, разположени в една и съща колона на таблицата, ще имат сходни валентни конфигурации, които могат да бъдат изразени чрез общи валентни електронни формули: ns 1 , ns 2 , ns 2 (н–1)д 1 , ns 2 (н–1)д 2 и така нататък, докато ns 2 н.п. 6. Всички отклонения от общите формули за валентност се обясняват със същите причини, както в случая на хром и мед (вижте параграф 6.6).

Както можете да видите, използвайки ERE и прилагайки принципа на подобие на електронните обвивки, успяхме да систематизираме химичните елементи. Такава система от химични елементи се нарича естествено, тъй като се основава единствено на законите на природата. Таблицата, която получихме (фиг. 6.21), е един от начините за графично изобразяване на естествена система от елементи и се нарича дългопериодична таблица на химичните елементи.

ПРИНЦИП НА ПОДОБИЕ НА ЕЛЕКТРОННИТЕ ОБВИВКИ, ЕСТЕСТВЕНА СИСТЕМА ОТ ХИМИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ ("ПЕРИОДИЧНА" СИСТЕМА), ТАБЛИЦА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ.

Нека разгледаме по-отблизо структурата на дългопериодичната таблица на химичните елементи.
Редовете на тази таблица, както вече знаете, се наричат ​​"периоди" от елементи. Периодите са номерирани с арабски цифри от 1 до 7. Първият период има само два елемента. Вторият и третият период, съдържащи по осем елемента, се наричат къспериоди. Четвъртият и петият период, съдържащи по 18 елемента, се наричат дългопериоди. Наричат ​​се шести и седми период, съдържащи по 32 елемента много дългапериоди.
Колоните на тази таблица се наричат групиелементи. Номерата на групите се обозначават с римски цифри с латински букви A или B.
Елементите на някои групи имат свои собствени общи (групови) имена: елементи от група IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - алкални елементи(или елементи от алкални метали); Елементи от група IIA (Ca, Sr, Ba и Ra) – алкалоземни елементи(или алкалоземни метални елементи)(наименованието "алкални метали" и алкалоземни метали" се отнася за прости вещества, образувани от съответните елементи и не трябва да се използва като имена на групи от елементи); елементи VIA група (O, S, Se, Te, Po) – халкогени, елементи от група VIIA (F, Cl, Br, I, At) – халогени, елементи от група VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – благородни газови елементи.(Традиционното наименование „благородни газове“ също се отнася за прости вещества)
Елементите с поредни номера 58 – 71 (Ce – Lu), обикновено поставени в долната част на таблицата, се наричат лантаниди(„следващ лантан“) и елементи със серийни номера 90 – 103 (Th – Lr) – актиниди(„след морска анемона“). Има версия на таблицата с дълги периоди, в която лантанидите и актинидите не се изрязват от ERE, а остават на местата си в ултра дълги периоди. Тази таблица понякога се нарича свръхдълъг период.
Таблицата с дълги периоди е разделена на четири блок(или секции).
s-блоквключва елементи от IA и IIA групи с обща валентност електронни формули ns 1 и ns 2 (s-елементи).
r-Блоквключва елементи от група IIIA до VIIIA с обща валентност електронни формули от ns 2 н.п. 1 към ns 2 н.п. 6 (р-елементи).
d-блоквключва елементи от група IIIB до IIB с обща валентност електронни формули от ns 2 (н–1)д 1 към ns 2 (н–1)д 10 (d-елементи).
f-блоквключва лантаниди и актиниди ( f-елементи).

Елементи с- И стр-блокове образуват А-групи и елементи д-блок – B-група от системата на химичните елементи. всичко f-елементите са формално включени в група IIIB.
Елементите от първия период - водород и хелий - са с-елементи и могат да се поставят в групи IA и IIA. Но хелият по-често се поставя в група VIIIA като елемент, с който завършва периодът, което напълно отговаря на неговите свойства (хелият, както всички други прости вещества, образувани от елементите на тази група, е благороден газ). Водородът често се поставя в група VIIA, тъй като свойствата му са много по-близки до халогените, отколкото до алкалните елементи.
Всеки от периодите на системата започва с елемент с валентна конфигурация на атоми ns 1, тъй като именно от тези атоми започва образуването на следващия електронен слой и завършва с елемент с валентна конфигурация на атоми ns 2 н.п. 6 (с изключение на първия период). Това улеснява идентифицирането на енергийната диаграма на групи от поднива, запълнени с електрони в атомите от всеки период (фиг. 6.22). Направете тази работа с всички поднива, показани в копието, което сте направили на Фигура 6.4. Поднивата, подчертани на Фигура 6.22 (с изключение на напълно запълнените д- И f-поднива) са валентност за атомите на всички елементи от даден период.
Поява в периоди с-, стр-, д- или f-елементи напълно отговарят на последователността на запълване с-, стр-, д- или f-поднива с електрони. Тази характеристика на системата от елементи позволява, знаейки периода и групата, към която принадлежи даден елемент, незабавно да запише неговата валентна електронна формула.

ДЪЛГОПЕРИОДНА ТАБЛИЦА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ, БЛОКОВЕ, ПЕРИОДИ, ГРУПИ, АЛКАЛНИ ЕЛЕМЕНТИ, АЛКАЛНОЗЕМНИ ЕЛЕМЕНТИ, ХАЛКОГЕНИ, ХАЛОГЕНИ, ЕЛЕМЕНТИ БЛАГОРОДНИ ГАЗОВЕ, ЛАНТАНОИДИ, АКТИНОИДИ.
Запишете общите валентни електронни формули на атомите на елементи от а) IVA и IVB групи, б) IIIA и VIIB групи?
2. Какво е общото между електронните конфигурации на атомите на елементи от групи А и В? С какво се различават?
3. Колко групи елементи са включени в а) с-блок, б) Р-блок, c) д- блокирам?
4. Продължете Фигура 30 в посока на увеличаване на енергията на поднивата и маркирайте групи от поднива, запълнени с електрони в 4-ти, 5-ти и 6-ти периоди.
5. Избройте валентните поднива на а) калций, б) фосфор, в) титан, г) хлор, д) натриеви атоми. 6. Посочете как s-, p- и d-елементите се различават един от друг.
7. Обяснете защо членството на един атом във всеки елемент се определя от броя на протоните в ядрото, а не от масата на този атом.
8. За атомите на литий, алуминий, стронций, селен, желязо и олово съставете валентни, пълни и съкратени електронни формули и начертайте енергийни диаграми на валентни поднива. 9. Атомите на кои елементи отговарят на следните валентни електронни формули: 3 с 1 , 4с 1 3д 1 , 2s 2 2 стр 6 , 5с 2 5стр 2 , 5с 2 4д 2 ?

За различни цели трябва да знаем или общата, или валентната конфигурация на атома. Всяка от тези електронни конфигурации може да бъде представена или чрез формула, или чрез енергийна диаграма. Това е, пълна електронна конфигурация на атомсе изразява пълна електронна формула на атом, или пълна енергийна диаграма на атом. на свой ред валентна електронна конфигурация на атомсе изразява валентност(или както често се нарича, " къс") електронна формула на атома, или диаграма на валентните поднива на атома(фиг. 6.23).

Преди това правехме електронни формули за атоми, използвайки атомните номера на елементите. В същото време ние определихме последователността на запълване на поднива с електрони според енергийната диаграма: 1 с, 2с, 2стр, 3с, 3стр, 4с, 3д, 4стр, 5с, 4д, 5стр, 6с, 4f, 5д, 6стр, 7си така нататък. И само като запишем пълната електронна формула, можем да запишем формулата на валентността.
По-удобно е да се напише валентната електронна формула на атома, която най-често се използва, въз основа на позицията на елемента в системата от химични елементи, като се използват координати на периодична група.
Нека да разгледаме по-отблизо как се прави това за елементите с-, стр- И д-блокове
За елементи с-блокова валентност електронна формула на атом се състои от три символа. Най-общо може да се напише по следния начин:

На първо място (на мястото на голямата клетка) се поставя номерът на периода (равен на основното квантово число на тези с-електрони), а на третия (в горния индекс) - номерът на групата (равен на броя на валентните електрони). Като вземем магнезиевия атом (3-ти период, група IIA) като пример, получаваме:

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

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

2с 2 2стр 4 .

Валентна електронна формула на повечето елементи д-блок може да бъде написан така:

Както и в предишните случаи, тук вместо първата клетка се поставя номерът на периода (равен на основното квантово число на тези с- електрони). Числото във втората клетка се оказва с едно по-малко от основното квантово число на тези д- електрони. Номерът на групата тук също е равен на сумата от индексите. Пример – валентна електронна формула на титан (4 период, IVB група): 4 с 2 3д 2 .

Номерът на групата е равен на сумата от индексите за елементите от VIB група, но, както си спомняте, в тяхната валентност с-подниво има само един електрон, а общата валентна електронна формула е ns 1 (н–1)д 5. Следователно електронната формула на валентността, например, на молибден (5-ти период) е 5 с 1 4д 5 .
Също така е лесно да се състави валентната електронна формула на всеки елемент от групата IB, например злато (6-ти период)>–>6 с 1 5д 10, но в този случай трябва да запомните това д- електроните на атомите на елементите от тази група все още остават валентни и някои от тях могат да участват в образуването на химични връзки.
Общата валентна електронна формула на атомите на елементите от група IIB е ns 2 (н – 1)д 10. Следователно електронната формула на валентността, например, на цинков атом е 4 с 2 3д 10 .
Общи правилаВалентните електронни формули на елементите от първата триада (Fe, Co и Ni) също се подчиняват. Желязото, елемент от група VIIIB, има валентна електронна формула 4 с 2 3д 6. Кобалтовият атом има такъв д-електрон повече (4 с 2 3д 7), а за атома на никела - с две (4 с 2 3д 8).
Използвайки само тези правила за писане на валентни електронни формули, е невъзможно да се съставят електронни формули за атомите на някои д-елементи (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), тъй като при тях, поради желанието за силно симетрични електронни обвивки, запълването на валентните поднива с електрони има някои допълнителни характеристики.
Познавайки електронната формула на валентността, можете да запишете пълната електронна формула на атома (вижте по-долу).
Често вместо тромави пълни електронни формули те пишат съкратени електронни формулиатоми. За да ги компилирате в електронната формула, всички електрони на атома, с изключение на валентните, се изолират, техните символи се поставят в квадратни скоби и частта от електронната формула, съответстваща на електронната формула на атома на последния елемент от предходен период (елементът, образуващ благороден газ) се заменя със символа на този атом.

Примери за електронни формули от различни типове са дадени в таблица 14.

Таблица 14. Примери за електронни формули на атоми

Алгоритъм за съставяне на електронни формули на атоми (използвайки примера на йодния атом)

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

ПЪЛНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, ВАЛЕНТНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, СЪКРАТЕНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, АЛГОРИТЪМ ЗА СЪСТАВЯНЕ НА ЕЛЕКТРОННИ ФОРМУЛИ НА АТОМИТЕ.
1. Съставете валентната електронна формула на атом на елемента а) втори период от трета А група, б) трети период от втора А група, в) четвърти период от четвърта А група.
2. Съставете съкратени електронни формули за атомите на магнезий, фосфор, калий, желязо, бром и аргон.

През повече от 100 години, изминали от откриването на естествената система от елементи, бяха предложени няколкостотин различни таблици, които графично отразяват тази система. От тях, в допълнение към дългопериодичната таблица, най-разпространена е така наречената краткопериодична таблица на елементите на Д. И. Менделеев. Краткопериодична таблица се получава от дългопериодична таблица, ако 4-ти, 5-ти, 6-ти и 7-ми периоди се изрежат пред елементите от групата IB, раздалечат се и получените редове се сгънат по същия начин, както преди сгънати периодите. Резултатът е показан на фигура 6.24.

Лантанидите и актинидите също са поставени под основната таблица тук.

IN групиТази таблица съдържа елементи, чиито атоми същия брой валентни електронинезависимо на какви орбитали са тези електрони. Така елементите хлор (типичен елемент, образуващ неметал; 3 с 2 3стр 5) и манган (металообразуващ елемент; 4 с 2 3д 5), които нямат подобни електронни обвивки, попадат тук в същата седма група. Необходимостта да разграничим такива елементи ни принуждава да ги разграничим в групи подгрупи: основен– аналози на А-групите на дългопериодичната таблица и страна– аналози на B-групи. На фигура 34 символите на елементите на основните подгрупи са изместени наляво, а символите на елементите на второстепенните подгрупи са изместени надясно.
Вярно е, че това подреждане на елементите в таблицата също има своите предимства, тъй като именно броят на валентните електрони определя основно валентните способности на атома.
Дългопериодичната таблица отразява моделите електронна структураатоми, сходства и модели на промени в свойствата на прости вещества и съединения в групи от елементи, регулярни промени в редица физични величини, характеризиращи атоми, прости вещества и съединения в цялата система от елементи и много други. Краткопериодичната таблица е по-малко удобна в това отношение.

КРАТКОПЕРИОДНА ТАБЛИЦА, ОСНОВНИ ПОДГРУПИ, СТРАНИЧНИ ПОДГРУПИ.
1. Преобразувайте дългопериодичната таблица, която сте конструирали от естествена поредица от елементи, в краткопериодична таблица. Направете обратното преобразуване.
2. Възможно ли е да се състави обща валентна електронна формула за атоми на елементи от една група от краткопериодичната таблица? Защо?

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

Стойностите на орбиталните радиуси на атомите са дадени в Приложение 5.
Радиусът на EO зависи от заряда на ядрото и от орбиталата, в която се намира електронът, образуващ този облак. Следователно орбиталният радиус на атома зависи от същите тези характеристики.
Нека разгледаме електронните обвивки на водородните и хелиевите атоми. Както във водородния атом, така и в атома на хелия, електроните са разположени на 1 с-AO, и техните облаци биха имали еднакъв размер, ако зарядите на ядрата на тези атоми бяха еднакви. Но зарядът на ядрото на хелиевия атом е два пъти по-голям от заряда на ядрото на водородния атом. Според закона на Кулон силата на привличане, действаща върху всеки електрон на хелиев атом, е два пъти по-голяма от силата на привличане на електрона към ядрото на водородния атом. Следователно радиусът на атома на хелия трябва да бъде много по-малък от радиуса на атома на водорода. Това е вярно: r 0 (Той) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Литиевият атом има външен електрон при 2 с-AO, т.е. образува облак от втория слой. Естествено радиусът му трябва да е по-голям. Наистина ли: r 0 (Li) = 1,586 E.
Атомите на останалите елементи от втория период имат външни електрони (и 2 си 2 стр) са разположени в същия втори електронен слой и ядреният заряд на тези атоми се увеличава с увеличаване на атомния номер. Електроните се привличат по-силно към ядрото и, естествено, радиусите на атомите намаляват. Бихме могли да повторим тези аргументи за атоми на елементи от други периоди, но с едно уточнение: орбиталният радиус намалява монотонно само когато всяко от поднивата е запълнено.
Но ако пренебрегнем подробностите, общият характер на промяната в размерите на атомите в система от елементи е следният: с увеличаване на поредния номер в период орбиталните радиуси на атомите намаляват, а в група те нараства. Най-големият атом е атом на цезий, а най-малкият е атом на хелий, но от атомите на елементите, които образуват химични съединения (хелий и неон не ги образуват), най-малкият е атом на флуор.
Повечето атоми на елементи в естествената серия след лантанидите имат орбитални радиуси, които са малко по-малки, отколкото би се очаквало въз основа на общите закони. Това се дължи на факта, че между лантан и хафний в системата от елементи има 14 лантанида и следователно зарядът на ядрото на хафниевия атом е 14 дповече от лантан. Следователно външните електрони на тези атоми се привличат към ядрото по-силно, отколкото биха били в отсъствието на лантаниди (този ефект често се нарича „свиване на лантаноидите“).
Моля, обърнете внимание, че при преминаване от атоми на елементи от група VIIIA към атоми на елементи от група IA, орбиталният радиус се увеличава рязко. Следователно нашият избор на първите елементи на всеки период (виж § 7) се оказа правилен.

ОРБИТАЛЕН РАДИУС НА АТОМА, ПРОМЯНАТА МУ В СИСТЕМАТА ОТ ЕЛЕМЕНТИ.
1. Съгласно данните, дадени в Приложение 5, начертайте върху милиметрова хартия графика на зависимостта на орбиталния радиус на атома от атомния номер на елемента за елементи с Зот 1 до 40. Дължината на хоризонталната ос е 200 mm, дължината на вертикалната ос е 100 mm.
2. Как можете да характеризирате външния вид на получената прекъсната линия?

Ако дадете на електрон в атом допълнителна енергия (ще научите как това може да стане в курс по физика), тогава електронът може да се премести в друга АО, тоест атомът ще се озове в възбудено състояние. Това състояние е нестабилно и електронът почти веднага ще се върне в първоначалното си състояние и излишната енергия ще бъде освободена. Но ако енергията, предадена на електрона, е достатъчно голяма, електронът може напълно да се откъсне от атома, докато атомът йонизиран, тоест се превръща в положително зареден йон ( катион). Необходимата за това енергия се нарича атомна йонизационна енергия(дИ).

Доста трудно е да се отстрани електрон от един атом и да се измери енергията, необходима за това, така че практически се определя и използва моларна йонизационна енергия(E и m).

Моларната йонизационна енергия показва каква е минималната енергия, необходима за отстраняване на 1 мол електрони от 1 мол атоми (един електрон от всеки атом). Тази стойност обикновено се измерва в килоджаули на мол. Стойностите на моларната йонизационна енергия на първия електрон за повечето елементи са дадени в Приложение 6.
Как енергията на йонизация на атома зависи от позицията на елемента в системата от елементи, т.е. как се променя в групата и периода?
Във физическото си значение йонизационната енергия е равна на работата, която трябва да бъде изразходвана за преодоляване на силата на привличане между електрон и атом при преместване на електрон от атом на безкрайно разстояние от него.

Където р– електронен заряд, Qе зарядът на катиона, оставащ след отстраняването на електрона, и r o е орбиталният радиус на атома.

И р, И Q– количествата са постоянни и можем да заключим, че работата по отстраняване на електрон А, а с това и йонизационната енергия ди са обратно пропорционални на орбиталния радиус на атома.
Чрез анализиране на стойностите на орбиталните радиуси на атомите на различни елементи и съответните стойности на енергията на йонизация, дадени в Приложения 5 и 6, можете да се уверите, че връзката между тези количества е близка до пропорционална, но донякъде се различава от нея . Причината нашето заключение да не съвпада много добре с експерименталните данни е, че използвахме много груб модел, който не взе под внимание много важни фактори. Но дори този груб модел ни позволи да направим правилния извод, че с увеличаване на орбиталния радиус йонизационната енергия на атома намалява и, обратно, с намаляване на радиуса се увеличава.
Тъй като в период с увеличаване на атомния номер орбиталният радиус на атомите намалява, йонизационната енергия се увеличава. В група, с увеличаване на атомния номер, орбиталният радиус на атомите като правило се увеличава и йонизационната енергия намалява. Най-високата моларна енергия на йонизация се намира в най-малките атоми, атомите на хелия (2372 kJ/mol), а от атомите, способни да образуват химични връзки, атомите на флуора (1681 kJ/mol). Най-малкият е за най-големите атоми, цезиевите атоми (376 kJ/mol). В система от елементи посоката на увеличаване на йонизационната енергия може да бъде показана схематично, както следва:

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

ВЪЗБУДЕНО СЪСТОЯНИЕ, ЙОНИЗАЦИЯ, КАТИОН, ЙОНИЗАЦИОННА ЕНЕРГИЯ, МОЛАРНА ЙОНИЗАЦИОННА ЕНЕРГИЯ, ПРОМЯНА НА ЙОНИЗАЦИОННАТА ЕНЕРГИЯ В СИСТЕМА ОТ ЕЛЕМЕНТИ.
1. Използвайки данните, дадени в Приложение 6, определете колко енергия трябва да се изразходва, за да се отстрани един електрон от всички натриеви атоми с обща маса 1 g.
2. Използвайки данните, дадени в Приложение 6, определете колко пъти повече енергия е необходима за отстраняване на един електрон от всички натриеви атоми с тегло 3 g, отколкото от всички калиеви атоми със същата маса. Защо това съотношение се различава от съотношението на моларните енергии на йонизация на същите атоми?
3. Съгласно данните, дадени в Приложение 6, начертайте графика на зависимостта на моларната йонизационна енергия от атомния номер за елементи с Зот 1 до 40. Размерите на графиката са същите като в заданието към предходния параграф. Проверете дали тази графика съответства на избора на "периоди" на системата от елементи.

Втората най-важна енергийна характеристика на атома е енергия на електронен афинитет(дС).

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

Моларната енергия на електронен афинитет показва енергията, освободена, когато един мол електрони се добави към един мол неутрални атоми (един електрон за всеки атом). Подобно на моларната йонизационна енергия, това количество също се измерва в килоджаули на мол.
На пръв поглед може да изглежда, че в този случай не трябва да се освобождава енергия, тъй като атомът е неутрална частица и няма електростатични сили на привличане между неутрален атом и отрицателно зареден електрон. Напротив, приближавайки се до атом, електронът, изглежда, трябва да бъде отблъснат от същите отрицателно заредени електрони, които образуват електронната обвивка. Всъщност това не е вярно. Спомнете си дали някога сте имали работа с атомен хлор. Разбира се, че не. В края на краищата той съществува само при много високи температури. Дори по-стабилният молекулярен хлор практически не се среща в природата, ако е необходимо, той трябва да бъде получен чрез химични реакции. И вие трябва постоянно да се справяте с натриев хлорид (готварска сол). След всичко солконсумирани от хората всеки ден чрез храната. И в природата се среща доста често. Но готварската сол съдържа хлоридни йони, тоест хлорни атоми, които са добавили един „допълнителен“ електрон. Една от причините, поради които хлоридните йони са толкова често срещани, е, че хлорните атоми имат тенденция да получават електрони, тоест, когато хлоридните йони се образуват от хлорни атоми и електрони, се освобождава енергия.
Една от причините за освобождаването на енергия вече ви е известна - тя е свързана с увеличаване на симетрията на електронната обвивка на хлорния атом по време на прехода към еднократно зареден анион. В същото време, както си спомняте, енергия 3 стр-подниво намалява. Има и други по-сложни причини.
Поради факта, че стойността на енергията на електронен афинитет се влияе от няколко фактора, естеството на промяната на това количество в система от елементи е много по-сложно от естеството на промяната в йонизационната енергия. Можете да се убедите в това, като анализирате таблицата, дадена в Приложение 7. Но тъй като стойността на това количество се определя преди всичко от същото електростатично взаимодействие като стойностите на йонизационната енергия, тогава нейната промяна в системата на елементи (поне в А- групи) в общ контурподобно на промяна в йонизационната енергия, т.е. енергията на електронен афинитет в група намалява и за период се увеличава. Тя е максимална за флуорни (328 kJ/mol) и хлорни (349 kJ/mol) атоми. Естеството на промяната в енергията на афинитета на електрона в система от елементи прилича на естеството на промяната в енергията на йонизация, т.е. посоката на увеличаване на енергията на афинитета на електрона може да бъде показана схематично, както следва:

2. В същия мащаб по хоризонталната ос, както в предишните задачи, изградете графика на зависимостта на моларната енергия на електронен афинитет от атомния номер за атоми на елементи с Зот 1 до 40 с помощта на приложение 7.
3. Какво физическо значение имат стойностите на енергията на отрицателния електронен афинитет?
4. Защо от всички атоми на елементи от втория период само берилият, азотът и неонът имат отрицателни стойности на моларната енергия на афинитета на електрони?

Вече знаете, че склонността на един атом да се отказва от собствените си електрони и да добавя електрони на други зависи от неговите енергийни характеристики (енергия на йонизация и енергия на афинитет към електрони). Кои атоми са по-склонни да отдадат своите електрони и кои са по-склонни да приемат други?
За да отговорим на този въпрос, нека обобщим в таблица 15 всичко, което знаем за промяната на тези наклонности в системата от елементи.

Таблица 15. Промени в склонността на атомите да се откажат от собствените си електрони и да получат чужди електрони