Die Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen der Elemente der ersten vier Perioden: $s-$, $p-$ und $d-$Elemente. Elektronische Konfiguration eines Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen

Der Begriff des Atoms entstand in antike Welt Materieteilchen bezeichnen. Aus dem Griechischen übersetzt bedeutet Atom „unteilbar“.

Elektronen

Der irische Physiker Stoney kam aufgrund von Experimenten zu dem Schluss, dass Elektrizität übertragen wird winzige Partikel, in den Atomen aller vorhanden chemische Elemente. Im Jahr 1891 schlug Herr Stoney vor, diese Teilchen zu benennen Elektronen, was auf Griechisch „Bernstein“ bedeutet.

Einige Jahre nachdem das Elektron seinen Namen erhielt, Englischer Physiker Joseph Thomson und Französischer Physiker Jean Perrin hat bewiesen, dass Elektronen tragen negative Ladung. Dies ist die kleinste negative Ladung, die in der Chemie als Einheit $(–1)$ angenommen wird. Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons (sie entspricht der Lichtgeschwindigkeit - 300.000 $ km/s) und die Masse des Elektrons (sie beträgt das 1836-fache) zu bestimmen weniger Masse Wasserstoffatom).

Thomson und Perrin verbanden die Pole einer Stromquelle mit zwei Metallplatten – einer Kathode und einer Anode –, die in eine Glasröhre eingelötet waren, aus der die Luft evakuiert wurde. Wenn eine Spannung von etwa 10.000 Volt an die Elektrodenplatten angelegt wurde, blitzte eine leuchtende Entladung in der Röhre auf und Partikel flogen von der Kathode (Minuspol) zur Anode (Pluspol), wie die Wissenschaftler sie zuerst nannten Kathodenstrahlen, und fand dann heraus, dass es sich um einen Elektronenstrom handelte. Elektronen, die auf spezielle Substanzen treffen, beispielsweise auf einen Fernsehbildschirm, erzeugen ein Leuchten.

Die Schlussfolgerung wurde gezogen: Elektronen entweichen aus den Atomen des Materials, aus dem die Kathode besteht.

Freie Elektronen oder deren Fluss können auf andere Weise gewonnen werden, beispielsweise durch das Glühen eines Metalldrahtes oder durch Bestrahlen von Metallen mit Licht. aus Elementen gebildet Hauptuntergruppe Gruppe I des Periodensystems (zum Beispiel Cäsium).

Zustand der Elektronen in einem Atom

Unter dem Zustand eines Elektrons in einem Atom versteht man die Gesamtheit der Informationen darüber Energie bestimmtes Elektron hinein Raum, in dem es sich befindet. Wir wissen bereits, dass ein Elektron in einem Atom keine Bewegungsbahn hat, d. h. wir können nur darüber reden Wahrscheinlichkeiten seine Lage im Raum um den Kern. Es kann sich in jedem Teil dieses den Kern umgebenden Raums befinden, und die Menge verschiedener Positionen wird als Elektronenwolke mit einer bestimmten negativen Ladungsdichte betrachtet. Im übertragenen Sinne kann man sich das so vorstellen: Wenn es möglich wäre, die Position eines Elektrons in einem Atom nach Hundertstel oder Millionstel einer Sekunde zu fotografieren, wie bei einem Fotofinish, dann würde das Elektron auf solchen Fotografien als Punkt dargestellt. Würde man unzählige solcher Fotografien überlagern, ergäbe sich das Bild einer Elektronenwolke mit höchste Dichte wo diese Punkte am zahlreichsten sind.

Die Abbildung zeigt einen „Schnitt“ einer solchen Elektronendichte in einem Wasserstoffatom, das den Kern passiert, und die gestrichelte Linie begrenzt den Bereich, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu entdecken, 90 % beträgt. Die Kontur, die dem Kern am nächsten liegt, deckt einen Raumbereich ab, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu entdecken, 10 % beträgt. Die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron innerhalb der zweiten Kontur vom Kern aus zu entdecken, beträgt 20 % und innerhalb der dritten Kontur beträgt sie ≈30 %. $ usw. Es besteht eine gewisse Unsicherheit über den Zustand des Elektrons. Um dies zu charakterisieren Sonderbedingung Der deutsche Physiker W. Heisenberg führte das Konzept ein Unschärferelation, d.h. zeigte, dass es unmöglich ist, gleichzeitig und genau die Energie und den Ort eines Elektrons zu bestimmen. Je genauer die Energie eines Elektrons bestimmt wird, desto unsicherer ist seine Position, und umgekehrt ist es nach der Positionsbestimmung unmöglich, die Energie des Elektrons zu bestimmen. Der Wahrscheinlichkeitsbereich für den Nachweis eines Elektrons hat keine klaren Grenzen. Es ist jedoch möglich, einen Raum auszuwählen, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist.

Der Raum um den Atomkern, in dem sich ein Elektron am wahrscheinlichsten aufhält, wird Orbital genannt.

Es enthält etwa 90 % der Elektronenwolke, was bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 % der Zeit in diesem Teil des Raums aufhält. Aufgrund ihrer Form sind vier Arten von Orbitalen bekannt, die mit den lateinischen Buchstaben $s, p, d$ und $f$ bezeichnet werden. Grafisches Bild einige Formen Elektronenorbitale in der Abbildung dargestellt.

Das wichtigste Merkmal der Bewegung eines Elektrons in einem bestimmten Orbital ist die Energie seiner Bindung an den Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine Einheit Elektronenschicht, oder Energielevel. Die Energieniveaus werden ausgehend vom Kern nummeriert: 1 $, 2, 3, 4, 5, 6 $ und 7 $.

Die ganze Zahl $n$, die die Zahl des Energieniveaus angibt, wird Hauptquantenzahl genannt.

Es charakterisiert die Energie von Elektronen, die ein bestimmtes Energieniveau einnehmen. Elektronen des ersten Energieniveaus, das dem Kern am nächsten liegt, haben die niedrigste Energie. Im Vergleich zu Elektronen der ersten Ebene sind Elektronen nachfolgender Ebenen charakterisiert großes Angebot Energie. Folglich sind die Elektronen der äußeren Ebene am wenigsten fest an den Atomkern gebunden.

Nummer Energieniveaus(elektronische Schichten) in einem Atom ist gleich der Nummer der Periode im System von D. I. Mendeleev, zu der das chemische Element gehört: Atome von Elementen der ersten Periode haben ein Energieniveau; zweite Periode - zwei; siebte Periode - sieben.

Die größte Elektronenzahl auf einem Energieniveau wird durch die Formel bestimmt:

wobei $N$ die maximale Anzahl an Elektronen ist; $n$ – Ebenennummer oder Hauptebene Quantenzahl. Folglich: Auf dem ersten Energieniveau, das dem Kern am nächsten liegt, können nicht mehr als zwei Elektronen vorhanden sein; beim zweiten - nicht mehr als 8$; am dritten – nicht mehr als 18 $; am vierten - nicht mehr als 32$. Und wie wiederum sind die Energieniveaus (elektronische Schichten) angeordnet?

Ausgehend vom zweiten Energieniveau $(n = 2)$ ist jedes der Niveaus in Unterniveaus (Unterschichten) unterteilt, die sich in der Bindungsenergie mit dem Kern geringfügig voneinander unterscheiden.

Die Anzahl der Unterebenen entspricht dem Wert der Hauptquantenzahl: die erste Energieebene hat eine Unterebene; der zweite - zwei; dritter - drei; vierter - vier. Unterebenen wiederum werden durch Orbitale gebildet.

Jeder Wert von $n$ entspricht einer Anzahl von Orbitalen, die $n^2$ entspricht. Anhand der in der Tabelle dargestellten Daten kann man den Zusammenhang zwischen der Hauptquantenzahl $n$ und der Anzahl der Unterebenen, der Art und Anzahl der Orbitale sowie der maximalen Anzahl von Elektronen auf der Unterebene und Ebene nachvollziehen.

Hauptquantenzahl, Arten und Anzahl der Orbitale, maximale Elektronenzahl in Unterebenen und Ebenen.

Energieniveau $(n)$	Anzahl der Unterebenen gleich $n$	Orbitaler Typ	Anzahl der Orbitale		Maximale Anzahl an Elektronen
			in der Unterebene	in der Ebene gleich $n^2$	in der Unterebene	auf einem Niveau gleich $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		2 Pence $	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		3 Pence $	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		4 Pence $	$3$		$6$
		4d$	$5$		$10$
		4f$	$7$		$14$

Unterebenen werden üblicherweise durch lateinische Buchstaben sowie die Form der Orbitale, aus denen sie bestehen, bezeichnet: $s, p, d, f$. Also:

• $s$-Unterniveau – das erste Unterniveau jedes Energieniveaus, das dem Atomkern am nächsten liegt, besteht aus einem $s$-Orbital;
• $p$-Unterebene – die zweite Unterebene jedes Energieniveaus, außer der ersten, besteht aus drei $p$-Orbitalen;
• $d$-Unterebene – die dritte Unterebene von jedem, beginnend mit der dritten Energieebene, besteht aus fünf $d$-Orbitalen;
• Das $f$-Unterniveau jedes einzelnen, beginnend mit dem vierten Energieniveau, besteht aus sieben $f$-Orbitalen.

Atomkern

Aber nicht nur Elektronen sind Teil von Atomen. Der Physiker Henri Becquerel entdeckte, dass ein natürliches Mineral, das ein Uransalz enthält, ebenfalls unbekannte Strahlung aussendet und so lichtgeschützte Fotofilme freilegt. Dieses Phänomen wurde genannt Radioaktivität.

Es gibt drei Arten radioaktiver Strahlen:

1. $α$-Strahlen, die aus $α$-Teilchen bestehen, deren Ladung $2$-mal größer ist als die Ladung eines Elektrons, aber mit positives Vorzeichen und die Masse $4$ mal mehr Masse Wasserstoffatom;
2. $β$-Strahlen stellen einen Elektronenfluss dar;
3. $γ$-Strahlen - Elektromagnetische Wellen mit vernachlässigbarer Masse, die keine elektrische Ladung trägt.

Daher hat das Atom Komplexe Struktur- besteht aus einem positiv geladenen Kern und Elektronen.

Wie ist ein Atom aufgebaut?

Im Jahr 1910 untersuchten Ernest Rutherford und seine Studenten und Kollegen in Cambridge in der Nähe von London die Streuung von $α$-Partikeln, die durch dünne Goldfolie hindurchgehen und auf einen Bildschirm fallen. Alpha-Teilchen wichen normalerweise nur um ein Grad von der ursprünglichen Richtung ab, was scheinbar die Einheitlichkeit und Einheitlichkeit der Eigenschaften von Goldatomen bestätigt. Und plötzlich bemerkten die Forscher, dass einige $α$-Teilchen abrupt die Richtung ihrer Bahn änderten, als ob sie auf ein Hindernis stoßen würden.

Durch die Platzierung des Bildschirms vor der Folie konnte Rutherford sogar diese erkennen seltene Fälle, als $α$-Teilchen, reflektiert von Goldatomen, in die entgegengesetzte Richtung flogen.

Berechnungen zeigten, dass die beobachteten Phänomene hätten auftreten können, wenn die gesamte Masse des Atoms und seine Gesamtheit vorhanden wären positive Ladung waren in einem winzigen Raum konzentriert zentraler Kern. Wie sich herausstellte, beträgt der Radius des Kerns das 100.000-fache kleiner als Radius das gesamte Atom, der Bereich, in dem sich negativ geladene Elektronen befinden. Wenn Sie sich bewerben bildlicher Vergleich, dann kann das gesamte Volumen des Atoms mit dem Stadion in Luschniki verglichen werden, und der Kern - Fußball, befindet sich in der Mitte des Feldes.

Ein Atom eines beliebigen chemischen Elements ist mit einem winzigen Element vergleichbar Sonnensystem. Daher wird dieses von Rutherford vorgeschlagene Atommodell als planetarisch bezeichnet.

Protonen und Neutronen

Es fällt so winzig aus Atomkern, in dem die gesamte Masse des Atoms konzentriert ist, besteht aus Teilchen zweier Arten – Protonen und Neutronen.

Protonen eine Gebühr haben gleich Ladung Elektronen, aber entgegengesetztes Vorzeichen $(+1)$ und Masse, gleich der Masse Wasserstoffatom (es wird in der Chemie als Einheit verwendet). Protonen werden mit dem Zeichen $↙(1)↖(1)p$ (oder $p+$) bezeichnet. Neutronen tragen keine Ladung, sind neutral und haben eine Masse, die der Masse eines Protons entspricht, d.h. 1 $. Neutronen werden mit dem Zeichen $↙(0)↖(1)n$ (oder $n^0$) bezeichnet.

Man nennt Protonen und Neutronen zusammen Nukleonen(von lat. Kern- Kern).

Man nennt die Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom Massenzahl. Zum Beispiel, Massenzahl Aluminiumatom:

Da die vernachlässigbar kleine Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann, liegt es auf der Hand, dass die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Elektronen werden wie folgt bezeichnet: $e↖(-)$.

Da das Atom elektrisch neutral ist, ist das auch offensichtlich dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Sie entspricht der Ordnungszahl des chemischen Elements, ihm im Periodensystem zugeordnet. Beispielsweise enthält der Kern eines Eisenatoms 26 $ Protonen, und 26 $ Elektronen kreisen um den Kern. Wie bestimmt man die Anzahl der Neutronen?

Die Masse eines Atoms besteht bekanntlich aus der Masse der Protonen und Neutronen. Kenntnis der Seriennummer des Elements $(Z)$, d.h. die Anzahl der Protonen und die Massenzahl $(A)$, gleich der Summe der Anzahlen von Protonen und Neutronen, die Anzahl der Neutronen $(N)$ kann mit der Formel ermittelt werden:

Die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom beträgt beispielsweise:

$56 – 26 = 30$.

Die Tabelle stellt die Haupteigenschaften von Elementarteilchen dar.

Grundlegende Eigenschaften von Elementarteilchen.

Isotope

Sorten von Atomen desselben Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben, werden Isotope genannt.

Wort Isotop besteht aus zwei Griechische Wörter:Isos- identisch und Topos- Ort bedeutet „einen Platz“ (Zelle) im Periodensystem der Elemente einnehmen.

In der Natur vorkommende chemische Elemente sind eine Mischung aus Isotopen. Somit hat Kohlenstoff drei Isotope mit den Massen $12, 13, 14$; Sauerstoff – drei Isotope mit den Massen $16, 17, 18 usw.

Normalerweise ist die im Periodensystem angegebene relative Atommasse eines chemischen Elements der Durchschnittswert der Atommassen einer natürlichen Isotopenmischung eines bestimmten Elements unter Berücksichtigung ihrer relativen Häufigkeit in der Natur, also der Atomwerte Massen sind oft gebrochen. Beispielsweise sind natürliche Chloratome eine Mischung aus zwei Isotopen – $35$ (in der Natur kommen $75%$ vor) und $37$ (in der Natur kommen $25%$ vor); Daher beträgt die relative Atommasse von Chlor 35,5 $. Chlorisotope werden wie folgt geschrieben:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ und $↖(37)↙(17)(Cl)$

Die chemischen Eigenschaften von Chlorisotopen sind genau die gleichen, ebenso wie die Isotope der meisten chemischen Elemente, zum Beispiel Kalium, Argon:

$↖(39)↙(19)(K)$ und $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ und $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Wasserstoffisotope unterscheiden sich jedoch stark in ihren Eigenschaften, da ihre relativen Isotope stark um ein Vielfaches ansteigen Atommasse; Sie erhalten sogar individuelle Namen und chemische Zeichen: Protium - $↖(1)↙(1)(H)$; Deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, oder $↖(2)↙(1)(D)$; Tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, oder $↖(3)↙(1)(T)$.

Jetzt können wir ein moderneres, strengeres und geben wissenschaftliche Definition Chemisches Element.

Ein chemisches Element ist eine Ansammlung von Atomen mit derselben Kernladung.

Die Struktur der elektronischen Hüllen der Atome der Elemente der ersten vier Perioden

Betrachten wir die Darstellung elektronischer Konfigurationen von Atomen von Elementen gemäß den Perioden des D.I. Mendeleev-Systems.

Elemente der ersten Periode.

Planen elektronische Struktur Atome zeigen die Verteilung der Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).

Elektronische Formeln von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus.

Grafik elektronische Formeln Atome zeigen die Verteilung der Elektronen nicht nur über Ebenen und Unterebenen, sondern auch über Orbitale.

In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht vollständig – sie enthält $2$ Elektronen.

Wasserstoff und Helium sind $s$-Elemente; das $s$-Orbital dieser Atome ist mit Elektronen gefüllt.

Elemente der zweiten Periode.

Für alle Elemente der zweiten Periode ist die erste Elektronenschicht gefüllt, und Elektronen füllen die $s-$- und $p$-Orbitale der zweiten Elektronenschicht gemäß dem Prinzip der geringsten Energie (zuerst $s$ und dann $p$). ) und die Pauli- und Hund-Regeln.

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht vollständig – sie enthält $8$-Elektronen.

Elemente der dritten Periode.

Für Atome von Elementen der dritten Periode werden die erste und zweite Elektronenschicht vervollständigt, sodass die dritte Elektronenschicht gefüllt wird, in der Elektronen die 3s-, 3p- und 3d-sub-Ebenen besetzen können.

Die Struktur der elektronischen Hüllen der Atome der Elemente der dritten Periode.

Das Magnesiumatom vervollständigt sein $3,5$-Elektronenorbital. $Na$ und $Mg$ sind $s$-Elemente.

In Aluminium und nachfolgenden Elementen ist die $3d$-Unterebene mit Elektronen gefüllt.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Ein Argonatom hat $8$-Elektronen in seiner äußeren Schicht (dritte Elektronenschicht). Wenn die äußere Schicht fertig ist, können sich in der dritten Elektronenschicht, wie Sie bereits wissen, insgesamt 18 Elektronen befinden, was bedeutet, dass die Elemente der dritten Periode unbefüllte $3d$-Orbitale haben.

Alle Elemente von $Al$ bis $Ar$ sind $ð$ -Elemente.

$s-$ und $p$ -Elemente bilden Hauptuntergruppen im Periodensystem.

Elemente der vierten Periode.

Kalium- und Kalziumatome haben eine vierte Elektronenschicht und die $4s$-Unterebene ist gefüllt, weil es hat eine geringere Energie als die $3d$-Unterebene. Um die grafischen elektronischen Formeln der Atome der Elemente der vierten Periode zu vereinfachen:

1. Bezeichnen wir die herkömmliche grafische elektronische Formel von Argon wie folgt: $Ar$;
2. Wir werden keine Unterebenen darstellen, die nicht mit diesen Atomen gefüllt sind.

$K, Ca$ - $s$ -Elemente, in den Hauptuntergruppen enthalten. Für Atome von $Sc$ bis $Zn$ ist die 3D-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind $3d$-Elemente. Sie sind darin enthalten Nebenuntergruppen, Ihre äußere Elektronenschicht ist gefüllt, sie werden klassifiziert als Übergangselemente.

Achten Sie auf die Struktur der elektronischen Hüllen von Chrom- und Kupferatomen. In ihnen „fällt“ ein Elektron von der $4s-$- auf die $3d$-Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen $3d^5$ und $3d^(10)$ erklärt wird:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Elementsymbol, Seriennummer, Name	Elektronisches Strukturdiagramm	Elektronische Formel	Grafische elektronische Formel
$↙(19)(K)$ Kalium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalzium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ oder $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ oder $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht vollständig – alle $3s-, 3p$- und $3d$-Unterebenen sind darin gefüllt, mit insgesamt $18$-Elektronen.

In den auf Zink folgenden Elementen ist die vierte Elektronenschicht, die $4p$-Unterebene, weiterhin gefüllt. Elemente von $Ga$ bis $Кr$ - $ð$ -Elemente.

Die äußere (vierte) Schicht des Kryptonatoms ist vollständig und hat $8$-Elektronen. Aber insgesamt kann es in der vierten Elektronenschicht, wie Sie wissen, $32$-Elektronen geben; Das Kryptonatom hat immer noch unbefüllte $4d-$- und $4f$-Unterebenen.

Für Elemente der fünften Periode werden Unterebenen in der folgenden Reihenfolge ausgefüllt: $5s → 4d → 5p$. Und es gibt auch Ausnahmen, die mit dem „Versagen“ von Elektronen in $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) verbunden sind ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ erscheint in der sechsten und siebten Periode -Elemente, d.h. Elemente, für die die Unterebenen $4f-$ und $5f$ der dritten äußeren elektronischen Schicht gefüllt sind.

4f$ -Elemente angerufen Lanthanoide.

5f$ -Elemente angerufen Aktiniden.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in Atomen von Elementen der sechsten Periode: $↙(55)Cs$ und $↙(56)Ba$ - $6s$ Elemente; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-Element; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-Elemente; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-Elemente; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Füllung elektronischer Orbitale verletzt wird, was beispielsweise mit einer größeren Energiestabilität halber und vollständig gefüllter $f$-Unterniveaus verbunden ist, d. h. $nf^7$ und $nf^(14)$.

Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente, wie Sie bereits verstanden haben, in vier Elektronenfamilien oder Blöcke unterteilt:

1. $s$ -Elemente; die $s$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Zu den $s$-Elementen gehören Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II;
2. $p$ -Elemente; die $p$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; $p$-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III–VIII;
3. $d$ -Elemente; die $d$-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; $d$-Elemente umfassen Elemente Nebenuntergruppen Gruppen I–VIII, d. h. Elemente interkalarer Jahrzehnte großer Perioden, die zwischen $s-$- und $p-$-Elementen liegen. Sie werden auch genannt Übergangselemente;
4. $f$ -Elemente; Elektronen füllen die $f-$Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms; Dazu gehören Lanthaniden und Aktiniden.

Elektronische Konfiguration eines Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen

Das fand der Schweizer Physiker W. Pauli im Jahr 1925 heraus Ein Atom kann nicht mehr als zwei Elektronen in einem Orbital haben, mit entgegengesetzten (antiparallelen) Rücken (aus dem Englischen übersetzt als Spindel), d. h. Es besitzt Eigenschaften, die man sich herkömmlicherweise als die Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse im oder gegen den Uhrzeigersinn vorstellen kann. Dieses Prinzip heißt Pauli-Prinzip.

Befindet sich in einem Orbital ein Elektron, wird es aufgerufen ungepaart, wenn zwei, dann das gepaarte Elektronen, d.h. Elektronen mit entgegengesetztem Spin.

Die Abbildung zeigt ein Diagramm zur Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus.

$s-$ Orbital, wie Sie bereits wissen, hat eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms $(n = 1)$ befindet sich in diesem Orbital und ist ungepaart. Aus diesem Grund ist es elektronische Formel, oder elektronische Konfiguration wird wie folgt geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Energieniveauzahl durch die Zahl vor dem Buchstaben $(1...)$ angegeben, Lateinischer Buchstabe bezeichnen eine Unterebene (Art des Orbitals), und die rechts über dem Buchstaben geschriebene Zahl (als Exponent) zeigt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene an.

Für ein Heliumatom He, das zwei gepaarte Elektronen in einem $s-$orbital hat, lautet diese Formel: $1s^2$. Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas. Auf dem zweiten Energieniveau $(n = 2)$ gibt es vier Orbitale, ein $s$ und drei $p$. Elektronen des $s$-Orbitals der zweiten Ebene ($2s$-Orbital) haben eine höhere Energie, weil sind vom Kern weiter entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, jedoch mit einem entsprechenden Vorrat an Elektronenenergie darauf und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem Wert von $n$ wächst. Das $ s-$Orbital hat, wie Sie bereits wissen, eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms $(n = 1)$ befindet sich in diesem Orbital und ist ungepaart. Daher wird seine elektronische Formel oder elektronische Konfiguration wie folgt geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Zahl des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben $(1...)$ angegeben, der lateinische Buchstabe bezeichnet das Unterniveau (Art des Orbitals) und die Zahl rechts darüber steht Der Buchstabe (als Exponent) gibt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene an.

Für ein Heliumatom $He$, das zwei gepaarte Elektronen in einem $s-$orbital hat, lautet diese Formel: $1s^2$. Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas. Auf dem zweiten Energieniveau $(n = 2)$ gibt es vier Orbitale, ein $s$ und drei $p$. Elektronen von $s-$-Orbitalen der zweiten Ebene ($2s$-Orbitale) haben eine höhere Energie, weil sind vom Kern weiter entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, jedoch mit einem entsprechenden Vorrat an Elektronenenergie und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem Wert von $n$ wächst.

$p-$ Orbital hat die Form einer Hantel oder einer voluminösen Acht. Alle drei $p$-Orbitale stehen im Atom senkrecht zueinander entlang der durch den Atomkern gezogenen Raumkoordinaten. Es sei noch einmal betont, dass jedes Energieniveau (elektronische Schicht), beginnend mit $n= 2$, drei $p$-Orbitale besitzt. Wenn der Wert von $n$ zunimmt, besetzen Elektronen $p$-Orbitale, die sich in großer Entfernung vom Kern befinden und entlang der $x-, y-, z$-Achsen ausgerichtet sind.

Für Elemente der zweiten Periode $(n = 2)$ wird zunächst ein $s$-Orbital gefüllt, dann drei $p$-Orbitale; elektronische Formel $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Das Elektron $2s^1$ ist schwächer an den Atomkern gebunden, sodass das Lithiumatom es leicht abgeben kann (wie Sie sich sicher erinnern, nennt man diesen Vorgang Oxidation) und sich in ein Lithiumion $Li^+$ verwandelt .

Im Beryllium-Be-Atom befindet sich das vierte Elektron ebenfalls im $2s$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)$. Die beiden äußeren Elektronen des Berylliumatoms werden leicht abgetrennt – $B^0$ wird zum Kation $Be^(2+)$ oxidiert.

Im Boratom besetzt das fünfte Elektron das $2p$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Als nächstes werden die $C-, N-, O-, F$-Atome mit $2p$-Orbitalen gefüllt, was mit dem Edelgas Neon endet: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Für Elemente der dritten Periode sind die Orbitale $3s-$ und $3p$ gefüllt. Fünf $d$-Orbitale der dritten Ebene bleiben frei:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Manchmal wird in Diagrammen, die die Verteilung von Elektronen in Atomen darstellen, nur die Anzahl der Elektronen auf jedem Energieniveau angegeben, d. h. Schreiben Sie abgekürzte elektronische Formeln von Atomen chemischer Elemente im Gegensatz zu den oben angegebenen vollständigen elektronischen Formeln, zum Beispiel:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Für Elemente großer Perioden (vierte und fünfte) besetzen die ersten beiden Elektronen $4s-$- bzw. $5s$-Orbitale: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Beginnend mit dem dritten Element jeder Hauptperiode wandern die nächsten zehn Elektronen zu den vorherigen $3d-$- bzw. $4d-$-Orbitalen (für Elemente von Seitenuntergruppen): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Wenn die vorherige $d$-Unterebene gefüllt ist, beginnt in der Regel die äußere ($4ð-$ bzw. $5ð-$) $ð-$-Unterebene zu füllen: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Bei Elementen großer Perioden – der sechsten und unvollständigen siebten – werden elektronische Ebenen und Unterebenen in der Regel wie folgt mit Elektronen gefüllt: Die ersten beiden Elektronen treten in die äußere $s-$Unterebene ein: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; das nächste Elektron (für $La$ und $Ca$) zur vorherigen $d$-Unterebene: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ und $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Dann wandern die nächsten $14$-Elektronen auf das dritte äußere Energieniveau, zu den $4f$- und $5f$-Orbitalen der Lanthanoiden bzw. Actiniden: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Dann beginnt sich das zweite äußere Energieniveau ($d$-Unterniveau) der Elemente der Nebenuntergruppen wieder aufzubauen: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. Und schließlich wird das $p$-Unterniveau erst dann wieder gefüllt, wenn das $d$-Unterniveau vollständig mit zehn Elektronen gefüllt ist: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Sehr oft wird der Aufbau der elektronischen Hüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen – den sogenannten – dargestellt grafische elektronische Formeln. Für diese Notation wird die folgende Notation verwendet: Jede Quantenzelle wird durch eine Zelle bezeichnet, die einem Orbital entspricht; Jedes Elektron ist durch einen Pfeil gekennzeichnet, der der Spinrichtung entspricht. Beim Schreiben einer grafischen elektronischen Formel sollten Sie zwei Regeln beachten: Pauli-Prinzip, wonach es in einer Zelle (Orbital) nicht mehr als zwei Elektronen geben darf, jedoch mit antiparallelen Spins, und F. Hunds Regel, wonach Elektronen freie Zellen zunächst einzeln besetzen und gleichzeitig haben gleichen Wert zurück, und erst dann paaren, aber die Rücken werden nach dem Pauli-Prinzip bereits in entgegengesetzte Richtungen zeigen.

Geben Sie beim Schreiben elektronischer Formeln für Atome von Elementen Energieniveaus (Werte der Hauptquantenzahl) an N in Form von Zahlen - 1, 2, 3 usw.), Energieunterniveaus (Orbitalquantenzahlwerte l in Form von Briefen - S, P, D, F) und die Zahl oben geben die Anzahl der Elektronen in einer bestimmten Unterebene an.

Das erste Element in der Tabelle ist D.I. Mendeleev ist Wasserstoff, daher die Ladung des Atomkerns N gleich 1, ein Atom hat nur ein Elektron pro S-Unterebene der ersten Ebene. Daher hat die elektronische Formel des Wasserstoffatoms die Form:

Das zweite Element ist Helium; sein Atom hat zwei Elektronen, daher lautet die elektronische Formel des Heliumatoms 2 Nicht 1S 2. Die erste Periode umfasst nur zwei Elemente, da das erste Energieniveau mit Elektronen gefüllt ist, die nur von 2 Elektronen besetzt werden können.

Das dritte Element der Reihe nach – Lithium – befindet sich bereits in der zweiten Periode, daher beginnt sich sein zweites Energieniveau mit Elektronen zu füllen (wir haben oben darüber gesprochen). Die Füllung der zweiten Ebene mit Elektronen beginnt mit S-Unterebene, daher lautet die elektronische Formel des Lithiumatoms 3 Li 1S 2 2S 1 . Das Berylliumatom ist vollständig mit Elektronen gefüllt S-Unterebene: 4 Ve 1S 2 2S 2 .

In den nachfolgenden Elementen der 2. Periode ist das zweite Energieniveau weiterhin mit Elektronen gefüllt, erst jetzt ist es mit Elektronen gefüllt R-Unterebene: 5 IN 1S 2 2S 2 2R 1 ; 6 MIT 1S 2 2S 2 2R 2 … 10 Ne 1S 2 2S 2 2R 6 .

Das Neonatom füllt sich vollständig mit Elektronen R-Sublevel, dieses Element beendet die zweite Periode, es hat seitdem acht Elektronen S- Und R-Unterebenen können nur acht Elektronen enthalten.

Elemente der 3. Periode haben eine ähnliche Reihenfolge der Elektronenfüllung Energieunterebenen drittes Level. Die elektronischen Formeln der Atome einiger Elemente dieser Zeit lauten wie folgt:

11 N / A 1S 2 2S 2 2R 6 3S 1 ; 12 Mg 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 ; 13 Al 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 1 ;

14 Si 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 2 ;…; 18 Ar 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 .

Die dritte Periode endet wie die zweite mit einem Element (Argon), das vollständig mit Elektronen gefüllt ist R-Unterebene, obwohl die dritte Ebene drei Unterebenen umfasst ( S, R, D). Gemäß der obigen Reihenfolge der Füllung der Energieunterebenen gemäß den Regeln von Klechkovsky beträgt die Energie der Unterebene 3 D mehr Energie Unterebene 4 S Daher sind das Kaliumatom neben Argon und das Kalziumatom dahinter mit Elektronen gefüllt 3 S– Unterebene der vierten Ebene:

19 ZU 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 ; 20 Sa 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 .

Ab dem 21. Element – ​​Scandium – beginnt sich die Unterebene 3 in den Atomen der Elemente mit Elektronen zu füllen D. Die elektronischen Formeln der Atome dieser Elemente lauten:

21 Sc 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 1 ; 22 Ti 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 2 .

In den Atomen des 24. Elements (Chrom) und des 29. Elements (Kupfer) wird ein Phänomen beobachtet, das als „Leckage“ oder „Ausfall“ eines Elektrons bezeichnet wird: ein Elektron aus den äußeren 4 S– Unterebene „fällt“ um 3 D– Unterniveau, das die Hälfte (für Chrom) oder vollständig (für Kupfer) ausfüllt, was zu einer größeren Stabilität des Atoms beiträgt:

24 Cr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 5 (statt...4 S 2 3D 4) und

29 Cu 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 10 (statt...4 S 2 3D 9).

Ausgehend vom 31. Element – ​​Gallium – geht die Füllung der 4. Ebene mit Elektronen nun weiter – R– Unterebene:

31 Ga 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 1 …; 36 Kr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 .

Dieses Element beendet die vierte Periode, die bereits 18 Elemente umfasst.

Eine ähnliche Reihenfolge der Füllung von Energieunterebenen mit Elektronen findet in den Atomen der Elemente der 5. Periode statt. Für die ersten beiden (Rubidium und Strontium) ist es gefüllt S– Unterebene der 5. Ebene, für die nächsten zehn Elemente (von Yttrium bis Cadmium) ist gefüllt D– Unterebene der 4. Ebene; Abgerundet wird die Periode durch sechs Elemente (von Indium bis Xenon), deren Atome mit Elektronen gefüllt sind R– Unterebene des Äußeren, fünfte Ebene. Es gibt auch 18 Elemente in einer Periode.

Für Elemente der sechsten Periode wird diese Füllreihenfolge verletzt. Zu Beginn der Periode stehen wie üblich zwei Elemente, deren Atome mit Elektronen gefüllt sind S– Unterebene der äußeren, sechsten Ebene. Das nächste Element dahinter, Lanthan, beginnt sich mit Elektronen zu füllen D– Unterebene der vorherigen Ebene, d.h. 5 D. Damit ist die Befüllung mit Elektronen 5 abgeschlossen D-Unterebene stoppt und die nächsten 14 Elemente – von Cer bis Lutetium – beginnen sich zu füllen F-Unterebene der 4. Ebene. Diese Elemente sind alle in einer Zelle der Tabelle enthalten. Unten finden Sie eine erweiterte Zeile dieser Elemente, die als Lanthanoide bezeichnet werden.

Beginnend mit dem 72. Element – ​​Hafnium – bis zum 80. Element – ​​Quecksilber, dauert die Füllung mit Elektronen 5 D-Unterebene, und die Periode endet wie üblich mit sechs Elementen (von Thallium bis Radon), deren Atome mit Elektronen gefüllt sind R– Unterebene der äußeren, sechsten Ebene. Das ist das meiste lange Zeit, das 32 Elemente enthält.

In den Atomen der Elemente der siebten, unvollständigen Periode ist die gleiche Reihenfolge der Füllunterebenen wie oben beschrieben sichtbar. Wir lassen die Schüler die elektronischen Formeln der Atome der Elemente der 5.–7. Periode selbst schreiben und berücksichtigen dabei alles oben Gesagte.

Notiz:In einigen Lehrbücher Eine andere Reihenfolge beim Schreiben der elektronischen Formeln von Atomen von Elementen ist zulässig: nicht in der Reihenfolge ihrer Füllung, sondern in Übereinstimmung mit der in der Tabelle angegebenen Anzahl von Elektronen auf jedem Energieniveau. Die elektronische Formel des Arsenatoms könnte beispielsweise so aussehen: As 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3 .

Eine herkömmliche Darstellung der Verteilung von Elektronen in einer Elektronenwolke nach Ebenen, Unterebenen und Orbitalen heißt elektronische Formel des Atoms.

Regeln basierend auf|basierend auf| welche|welche| abholen|überreichen| elektronische Formeln

1. Prinzip der minimalen Energie: Je weniger Energie das System hat, desto stabiler ist es.

2. Klechkovskys Herrschaft: Die Verteilung der Elektronen auf die Ebenen und Unterebenen der Elektronenwolke erfolgt in aufsteigender Reihenfolge des Wertes der Summe der Haupt- und Orbitalquantenzahlen (n + 1). Wenn die Werte gleich sind (n + 1), wird zuerst die Unterebene gefüllt, die den kleineren n-Wert hat.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Levelnummer n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 Quantenzahl

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Klechkovsky-Reihe

1* - siehe Tabelle Nr. 2.

3. Hunds Regel: beim Füllen von Orbitalen einer Unterebene niedrigeres Level Energie entspricht der Anordnung von Elektronen mit parallelen Spins.

Zusammenstellung|durchläuft| elektronische Formeln

Potenzielle Reihe: 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Klechkovsky-Reihe

Reihenfolge der Befüllung Elektronik 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Elektronische Formel 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Informationsgehalt elektronischer Formeln

1. Position des Elements im periodischen|periodischen| System.

2. Abschlüsse möglich| Oxidation des Elements.

3. Chemischer Charakter des Elements.

4. Zusammensetzung|Lager| und Eigenschaften von Elementverbindungen.

Position des Elements in der Periodenperiode|periodisch|D. I. Mendeleevs System:

A) Periodennummer, in dem sich das Element befindet, entspricht der Anzahl der Ebenen, auf denen sich Elektronen befinden;

B) Gruppennummer, zu dem ein bestimmtes Element gehört, ist gleich der Summe der Valenzelektronen. Valenzelektronen für Atome der S- und P-Elemente sind Elektronen der äußeren Ebene; für d – Elemente sind dies Elektronen der äußeren Ebene und der unbefüllten Unterebene der vorherigen Ebene.

V) elektronische Familie bestimmt durch das Symbol der Unterebene, auf der das letzte Elektron ankommt (s-, p-, d-, f-).

G) Untergruppe bestimmt durch die Zugehörigkeit zur elektronischen Familie: s- und p-Elemente besetzen die Hauptuntergruppen und d-Elemente - sekundäre, f-Elemente besetzen separate Abschnitte im unteren Teil des Periodensystems (Aktiniden und Lanthaniden).

2. Mögliche Abschlüsse| Oxidation von Elementen.

Oxidationszustand ist die Ladung, die ein Atom erhält, wenn es Elektronen abgibt oder aufnimmt.

Atome, die Elektronen abgeben, erhalten eine positive Ladung, die der Anzahl der abgegebenen Elektronen entspricht (Elektronenladung (-1).

Z E 0 – ne  Z E + n

Das Atom, das Elektronen abgegeben hat, verwandelt sich in Kation(positiv geladenes Ion). Der Vorgang, bei dem einem Atom ein Elektron entzogen wird, nennt man Ionisierungsprozess. Die zur Durchführung dieses Prozesses benötigte Energie nennt man Ionisationsenergie ( Eion, e.V.).

Die ersten, die vom Atom getrennt werden, sind die Elektronen der äußeren Ebene, die kein Paar im Orbital haben – ungepaart. Bei Vorhandensein freier Orbitale innerhalb einer Ebene bilden sich unter dem Einfluss äußerer Energie Elektronen weiter dieses Niveau Paare werden gedämpft und dann alle getrennt. Als Entpaarung bezeichnet man den Vorgang der Entpaarung, der durch die Absorption eines Teils der Energie durch eines der Elektronen eines Paares und dessen Übergang in eine höhere Unterebene entsteht Prozess der Erregung.

Die größte Anzahl an Elektronen, die ein Atom abgeben kann, ist gleich der Anzahl an Valenzelektronen und entspricht der Nummer der Gruppe, in der sich das Element befindet. Die Ladung, die ein Atom erhält, nachdem es alle seine Valenzelektronen verloren hat, nennt man höchste Oxidationsstufe Atom.

Nach der Entlassung|Entlassung Valenzniveau extern wird|wird| Ebene welche|was| vorangegangene Valenz. Dies ist eine Ebene, die vollständig mit Elektronen gefüllt ist, und daher|und daher| energetisch stabil.

Atome von Elementen, die auf der äußeren Ebene 4 bis 7 Elektronen haben, erreichen einen energetisch stabilen Zustand nicht nur durch die Abgabe von Elektronen, sondern auch durch deren Zugabe. Dadurch entsteht ein Niveau (.ns 2 p 6) – ein stabiler Inertgaszustand.

Das Atom, das Elektronen hinzugefügt hat, erwirbt NegativGradOxidation– negative Ladung, die der Anzahl der aufgenommenen Elektronen entspricht.

Z E 0 + ne  Z E - n

Die Anzahl der Elektronen, die ein Atom hinzufügen kann, ist gleich der Zahl (8 –N|), wobei N die Nummer der Gruppe ist, in der|welche| Element (oder Anzahl der Valenzelektronen) lokalisiert.

Der Vorgang der Anlagerung von Elektronen an ein Atom geht mit der Freisetzung von Energie einher, die als bezeichnet wird Affinität zum Elektron (Esaffinität,eB).

Die Aufgabe, eine elektronische Formel für ein chemisches Element zu erstellen, ist nicht die einfachste.

Der Algorithmus zum Erstellen elektronischer Elementformeln lautet also wie folgt:

• Zuerst notieren wir das chemische Zeichen. Element, wobei wir unten links im Schild seine Seriennummer angeben.
• Als nächstes bestimmen wir anhand der Nummer der Periode (aus der das Element stammt) die Anzahl der Energieniveaus und zeichnen eine solche Anzahl von Bögen neben das Vorzeichen des chemischen Elements.
• Dann wird entsprechend der Gruppennummer die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene unter den Bogen geschrieben.
• Auf der 1. Ebene ist maximal 2 möglich, auf der zweiten sind es bereits 8, auf der dritten sogar 18. Wir beginnen, Zahlen unter die entsprechenden Bögen zu setzen.
• Anzahl der Elektronen pro letztes Level Sie müssen es wie folgt berechnen: von Seriennummer Element wird die Anzahl der bereits zugewiesenen Elektronen abgezogen.
• Es bleibt noch, unser Diagramm in eine elektronische Formel umzuwandeln:

Hier sind die elektronischen Formeln einiger chemischer Elemente:

• 1. Wir schreiben das chemische Element und seine Seriennummer. Die Zahl gibt die Anzahl der Elektronen im Atom an.
  2. Machen wir eine Formel. Dazu müssen Sie die Anzahl der Energieniveaus ermitteln; Grundlage für die Bestimmung ist die Periodenzahl des Elements.
  3. Wir unterteilen die Ebenen in Unterebenen.

  Unten sehen Sie ein Beispiel für die korrekte Erstellung elektronischer Formeln chemischer Elemente.

Sie müssen elektronische Formeln chemischer Elemente auf diese Weise erstellen: Sie müssen sich die Nummer des Elements im Periodensystem ansehen und so herausfinden, wie viele Elektronen es hat. Dann müssen Sie die Anzahl der Ebenen ermitteln, die der Periode entspricht. Dann werden die Unterebenen geschrieben und ausgefüllt:

Zunächst müssen Sie die Anzahl der Atome anhand des Periodensystems bestimmen.



Um eine elektronische Formel zu erstellen, benötigen Sie Periodensystem Mendelejew. Finden Sie dort Ihr chemisches Element und sehen Sie sich die Periode an – es wird so sein gleich der Zahl Energieniveaus. Die Gruppennummer entspricht numerisch der Anzahl der Elektronen in der letzten Ebene. Die Anzahl eines Elements ist quantitativ gleich der Anzahl seiner Elektronen. Sie müssen auch klar wissen, dass die erste Ebene maximal 2 Elektronen hat, die zweite - 8 und die dritte - 18.

Das sind die Hauptpunkte. Darüber hinaus finden Sie im Internet (einschließlich unserer Website) Informationen mit einer vorgefertigten elektronischen Formel für jedes Element, damit Sie es selbst testen können.

Das Zusammenstellen elektronischer Formeln chemischer Elemente ist sehr einfach schwieriger Prozess, können Sie auf spezielle Tabellen nicht verzichten und müssen eine ganze Reihe von Formeln verwenden. Kurz gesagt, zum Kompilieren müssen Sie die folgenden Phasen durchlaufen:

Es ist notwendig, ein Orbitaldiagramm zu erstellen, in dem eine Vorstellung davon gegeben wird, wie sich Elektronen voneinander unterscheiden. Das Diagramm hebt Orbitale und Elektronen hervor.

Elektronen sind in Ebenen von unten nach oben gefüllt und haben mehrere Unterebenen.

Finden wir es also zunächst einmal heraus gesamt Elektronen eines bestimmten Atoms.

Wir füllen die Formel nach einem bestimmten Schema aus und schreiben sie auf – das wird die elektronische Formel sein.



Für Stickstoff sieht diese Formel beispielsweise so aus, zunächst beschäftigen wir uns mit Elektronen:



Und schreiben Sie die Formel auf:



Verstehen das Prinzip der Zusammenstellung der elektronischen Formel eines chemischen Elements, müssen Sie zunächst die Gesamtzahl der Elektronen in einem Atom anhand der Zahl im Periodensystem bestimmen. Danach müssen Sie die Anzahl der Energieniveaus bestimmen, indem Sie die Nummer der Periode zugrunde legen, in der sich das Element befindet.

Die Ebenen werden dann in Unterebenen zerlegt, die nach dem Prinzip der geringsten Energie mit Elektronen gefüllt werden.

Die Richtigkeit Ihrer Argumentation können Sie beispielsweise hier überprüfen.

Indem Sie die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammenstellen, können Sie herausfinden, wie viele Elektronen und Elektronenschichten sich darin befinden bestimmtes Atom sowie die Reihenfolge ihrer Verteilung über die Schichten.

Zunächst bestimmen wir die Ordnungszahl des Elements gemäß dem Periodensystem; sie entspricht der Anzahl der Elektronen. Die Anzahl der Elektronenschichten gibt die Periodenzahl an, und die Anzahl der Elektronen in der letzten Schicht des Atoms entspricht der Gruppenzahl.

• Zuerst füllen wir die s-Unterebene und dann die p-, d-b f-Unterebenen;
• Nach der Regel von Klechkovsky füllen Elektronen Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie dieser Orbitale;
• Nach der Hundschen Regel besetzen Elektronen innerhalb einer Unterebene nacheinander freie Orbitale und bilden dann Paare;
• Nach dem Pauli-Prinzip befinden sich in einem Orbital nicht mehr als 2 Elektronen.

• Die elektronische Formel eines chemischen Elements zeigt, wie viele Elektronenschichten und wie viele Elektronen im Atom enthalten sind und wie sie auf die Schichten verteilt sind.

  Um die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammenzustellen, müssen Sie sich das Periodensystem ansehen und die für dieses Element erhaltenen Informationen verwenden. Die Ordnungszahl eines Elements im Periodensystem entspricht der Anzahl der Elektronen in einem Atom. Die Anzahl der elektronischen Schichten entspricht der Periodenzahl, die Anzahl der Elektronen in der letzten elektronischen Schicht entspricht der Gruppennummer.

  Es muss daran erinnert werden, dass die erste Schicht maximal 2 Elektronen 1s2 enthält, die zweite maximal 8 (zwei s und sechs p: 2s2 2p6), die dritte maximal 18 (zwei s, sechs p und zehn). d: 3s2 3p6 3d10).

  Zum Beispiel die elektronische Formel von Kohlenstoff: C 1s2 2s2 2p2 (Seriennummer 6, Periodennummer 2, Gruppennummer 4).

  Elektronische Formel für Natrium: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (Seriennummer 11, Periodennummer 3, Gruppennummer 1).

  Um zu überprüfen, ob die elektronische Formel richtig geschrieben ist, können Sie sich die Website www.alhimikov.net ansehen.

  Auf den ersten Blick mag die Erstellung einer elektronischen Formel für chemische Elemente recht kompliziert erscheinen schwierige Aufgabe, jedoch wird alles klar, wenn Sie sich an folgendes Schema halten:

  • Zuerst schreiben wir die Orbitale
  • Wir fügen vor den Orbitalen Zahlen ein, die die Nummer des Energieniveaus angeben. Vergessen Sie nicht die Formel zur Bestimmung Höchstmenge Elektronen auf Energieniveau: N=2n2

  Wie kann man die Anzahl der Energieniveaus herausfinden? Schauen Sie sich einfach das Periodensystem an: Diese Zahl entspricht der Nummer der Periode, in der sich das Element befindet.

  • Über dem Orbitalsymbol schreiben wir eine Zahl, die die Anzahl der Elektronen angibt, die sich in diesem Orbital befinden.

  Die elektronische Formel für Scandium sieht beispielsweise so aus.

6.6. Merkmale der elektronischen Struktur von Atomen von Chrom, Kupfer und einigen anderen Elementen

Wenn Sie sich Anhang 4 genau angesehen haben, ist Ihnen wahrscheinlich aufgefallen, dass bei Atomen einiger Elemente die Reihenfolge der Füllung der Orbitale mit Elektronen gestört ist. Manchmal werden diese Verstöße „Ausnahmen“ genannt, aber das ist nicht so – es gibt keine Ausnahmen von den Naturgesetzen!

Das erste Element dieser Störung ist Chrom. Schauen wir uns seine elektronische Struktur genauer an (Abb. 6.16). A). Das Chromatom hat 4 S-Es gibt nicht zwei Unterebenen, wie man erwarten würde, sondern nur ein Elektron. Aber um 3 D-Unterebene hat fünf Elektronen, aber diese Unterebene ist nach 4 gefüllt S-Unterebene (siehe Abb. 6.4). Um zu verstehen, warum dies geschieht, schauen wir uns an, was Elektronenwolken sind 3 D-Unterebene dieses Atoms.

Jeder von fünf 3 D-Wolken werden in diesem Fall von einem Elektron gebildet. Wie Sie bereits aus § 4 dieses Kapitels wissen, hat die gesamte Elektronenwolke dieser fünf Elektronen eine Kugelform, oder wie man sagt, sphärisch symmetrisch. Entsprechend der Art der Elektronendichteverteilung über verschiedene Richtungen es sieht aus wie 1 S-EO. Es stellt sich heraus, dass die Energie der Unterebene, deren Elektronen eine solche Wolke bilden, geringer ist als bei einer weniger symmetrischen Wolke. In diesem Fall beträgt die Orbitalenergie 3 D-Unterebene ist gleich Energie 4 S-Orbitale. Wenn die Symmetrie gebrochen ist, beispielsweise wenn ein sechstes Elektron erscheint, beträgt die Energie der Orbitale 3 D-die Unterebene wird wieder größer als Energie 4 S-Orbitale. Daher hat das Manganatom wieder ein zweites Elektron bei 4 S-AO.
Die allgemeine Wolke jeder Unterebene, die entweder zur Hälfte oder vollständig mit Elektronen gefüllt ist, weist sphärische Symmetrie auf. Die Energieabnahme beträgt in diesen Fällen allgemeiner Charakter und hängt nicht davon ab, ob eine Unterebene zur Hälfte oder vollständig mit Elektronen gefüllt ist. Und wenn ja, dann müssen wir die nächste Verletzung in dem Atom suchen, in dessen Elektronenhülle die neunte zuletzt „ankommt“. D-Elektron. Tatsächlich hat das Kupferatom 3 D-Unterebene hat 10 Elektronen und 4 S- nur eine Unterebene (Abb. 6.16 B).
Die Abnahme der Energie der Orbitale einer vollständig oder halb gefüllten Unterebene führt zu einer Reihe wichtiger chemischer Phänomene, mit denen Sie einige vertraut machen werden.

6.7. Äußere und Valenzelektronen, Orbitale und Unterebenen

In der Chemie werden die Eigenschaften isolierter Atome in der Regel nicht untersucht, da fast alle Atome in der Zusammensetzung enthalten sind verschiedene Substanzen, bilden chemische Bindungen. Chemische Bindungen entstehen durch die Wechselwirkung der Elektronenhüllen von Atomen. Bei allen Atomen (außer Wasserstoff) sind nicht alle Elektronen an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt: ​​Bor hat drei von fünf Elektronen, Kohlenstoff vier von sechs und Barium beispielsweise zwei von sechsundfünfzig. Diese „aktiven“ Elektronen nennt man Valenzelektronen.

Manchmal Valenzelektronen Verwirrt mit extern Elektronen, aber das ist nicht dasselbe.

Elektronische Wolken äußerer Elektronen haben einen maximalen Radius (und einen maximalen Wert der Hauptquantenzahl).

genau äußere Elektronen sind überhaupt erst an der Bildung von Bindungen beteiligt, schon allein deshalb, weil bei der Annäherung von Atomen zunächst die von diesen Elektronen gebildeten Elektronenwolken in Kontakt kommen. Daneben können aber auch einige Elektronen an der Bindungsbildung beteiligt sein. vorextern(vorletzte) Schicht, aber nur, wenn sie eine Energie haben, die sich nicht sehr von der Energie der äußeren Elektronen unterscheidet. Beide Elektronen eines Atoms sind Valenzelektronen. (In Lanthaniden und Aktiniden sind sogar einige „äußere“ Elektronen Valenzelektronen)
Die Energie von Valenzelektronen ist viel größer als die Energie anderer Elektronen des Atoms, und Valenzelektronen unterscheiden sich in ihrer Energie deutlich weniger voneinander.
Äußere Elektronen sind immer nur dann Valenzelektronen, wenn das Atom überhaupt chemische Bindungen eingehen kann. Somit sind beide Elektronen des Heliumatoms extern, können aber nicht als Valenz bezeichnet werden, da das Heliumatom überhaupt keine chemischen Bindungen eingeht.
Valenzelektronen besetzen Valenzorbitale, die sich wiederum bilden Valenzunterebenen.

Betrachten Sie als Beispiel ein Eisenatom, dessen elektronische Konfiguration in Abb. dargestellt ist. 6.17. Von den Elektronen eines Eisenatoms ist die maximale Hauptquantenzahl ( N= 4) haben nur zwei 4 S-Elektron. Folglich sind sie die äußeren Elektronen dieses Atoms. Die äußeren Orbitale des Eisenatoms sind alle Orbitale mit N= 4, und die äußeren Unterebenen sind alle von diesen Orbitalen gebildeten Unterebenen, also 4 S-, 4P-, 4D- und 4 F-EPU.
Äußere Elektronen sind immer Valenzelektronen, also 4 S-Elektronen des Eisenatoms sind Valenzelektronen. Und wenn ja, dann 3 D-Elektronen mit etwas höherer Energie sind auch Valenzelektronen. Auf der äußeren Ebene des Eisenatoms zusätzlich zu den gefüllten 4 S-AO es sind noch 4 frei P-, 4D- und 4 F-AO. Alle von ihnen sind äußerlich, aber nur 4 von ihnen sind Valenz R-AO, da die Energie der verbleibenden Orbitale viel höher ist und das Auftreten von Elektronen in diesen Orbitalen für das Eisenatom nicht vorteilhaft ist.

Also das Eisenatom
extern elektronische Wasserwaage- Vierter,
externe Unterebenen – 4 S-, 4P-, 4D- und 4 F-EPU,
äußere Orbitale – 4 S-, 4P-, 4D- und 4 F-AO,
äußere Elektronen – zwei 4 S-Elektron (4 S 2),
äußere elektronische Schicht – vierte,
äußere Elektronenwolke – 4 S-EO
Valenzunterebenen – 4 S-, 4P- und 3 D-EPU,
Valenzorbitale – 4 S-, 4P- und 3 D-AO,
Valenzelektronen – zwei 4 S-Elektron (4 S 2) und sechs 3 D-Elektronen (3 D 6).

Valenzunterebenen können teilweise oder vollständig mit Elektronen gefüllt sein oder völlig frei bleiben. Mit zunehmender Kernladung nehmen die Energiewerte aller Unterebenen ab, aber aufgrund der Wechselwirkung der Elektronen untereinander nimmt die Energie verschiedener Unterebenen mit unterschiedlichen „Geschwindigkeiten“ ab. Energie voll gefüllt D- Und F-Unterebenen nimmt so stark ab, dass sie keine Valenz mehr haben.

Betrachten Sie als Beispiel die Atome Titan und Arsen (Abb. 6.18).

Im Fall von Titanatom 3 D-EPU ist nur teilweise mit Elektronen gefüllt und seine Energie ist größer als Energie 4 S-EPU und 3 D-Elektronen sind Valenz. Das Arsenatom hat 3 D-EPU ist vollständig mit Elektronen gefüllt und seine Energie ist deutlich geringer als die Energie von 4 S-EPU und daher 3 D-Elektronen sind keine Valenz.
In den angegebenen Beispielen haben wir analysiert Valenzelektronenkonfiguration Titan- und Arsenatome.

Die elektronische Valenzkonfiguration eines Atoms wird dargestellt als Valenzelektronenformel, oder im Formular Energiediagramm der Valenzunterebenen.

VALENCE-ELEKTRONEN, EXTERNE ELEKTRONEN, VALENCE-EPU, VALENCE-AO, VALENCE-ELEKTRON-KONFIGURATION EINES ATOMS, VALENCE-ELEKTRON-FORMEL, VALENCE-UNTEREBENEN-DIAGRAMM.

1. Geben Sie in den von Ihnen erstellten Energiediagrammen und in den vollständigen elektronischen Formeln der Atome Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar die Außen- und Valenzelektronen an. Schreiben Sie die Valenzelektronenformeln dieser Atome. Markieren Sie auf den Energiediagrammen die Teile, die den Energiediagrammen der Valenzunterniveaus entsprechen.
2. Was haben die elektronischen Konfigurationen von Atomen gemeinsam: a) Li und Na, B und Al, O und S, Ne und Ar; b) Zn und Mg, Sc und Al, Cr und S, Ti und Si; c) H und He, Li und O, K und Kr, Sc und Ga. Was sind ihre Unterschiede?
3. Wie viele Valenzunterniveaus gibt es in der Elektronenhülle eines Atoms jedes Elements: a) Wasserstoff, Helium und Lithium, b) Stickstoff, Natrium und Schwefel, c) Kalium, Kobalt und Germanium
4. Wie viel Valenzorbitale am a) Bor-, b) Fluor- und c) Natriumatom vollständig gefüllt ist?
5. Wie viele Orbitale mit einem ungepaarten Elektron hat ein Atom: a) Bor, b) Fluor, c) Eisen
6. Wie viele freie äußere Orbitale hat das Manganatom? Wie viele freie Valenzen?
7. Bereiten Sie für die nächste Lektion einen 20 mm breiten Papierstreifen vor, teilen Sie ihn in Zellen (20 × 20 mm) und tragen Sie eine Reihe natürlicher Elemente (von Wasserstoff bis Meitnerium) auf diesen Streifen auf.
8. Platzieren Sie in jeder Zelle das Symbol des Elements, seine Ordnungszahl und die Valenzelektronenformel, wie in Abb. 6.19 (Anhang 4 verwenden).

6.8. Systematisierung von Atomen nach der Struktur ihrer Elektronenhüllen

Die Systematisierung der chemischen Elemente orientiert sich an der natürlichen Elementreihe Und Prinzip der Ähnlichkeit von Elektronenhüllen ihre Atome.
Sie kennen die natürliche Reihe chemischer Elemente bereits. Machen wir uns nun mit dem Ähnlichkeitsprinzip elektronischer Hüllen vertraut.
Betrachtet man die Valenzelektronenformeln der Atome im ERE, kann man leicht erkennen, dass sie sich bei einigen Atomen nur in den Werten der Hauptquantenzahl unterscheiden. Zum Beispiel 1 S 1 für Wasserstoff, 2 S 1 für Lithium, 3 S 1 für Natrium usw. Oder 2 S 2 2P 5 für Fluor, 3 S 2 3P 5 für Chlor, 4 S 2 4P 5 für Brom usw. Das bedeutet, dass die äußeren Bereiche der Valenzelektronenwolken solcher Atome eine sehr ähnliche Form haben und sich nur in der Größe (und natürlich der Elektronendichte) unterscheiden. Und wenn ja, dann können die Elektronenwolken solcher Atome und die entsprechenden Valenzkonfigurationen aufgerufen werden ähnlich. Für Atome verschiedener Elemente mit ähnlichen elektronischen Konfigurationen können wir schreiben Allgemeine elektronische Valenzformeln: ns 1 im ersten Fall und ns 2 n.p. 5 im zweiten. Wenn Sie sich durch die natürliche Reihe der Elemente bewegen, können Sie andere Atomgruppen mit ähnlichen Valenzkonfigurationen finden.
Auf diese Weise, In der natürlichen Reihe der Elemente kommen regelmäßig Atome mit ähnlichen Valenzelektronenkonfigurationen vor. Dies ist das Ähnlichkeitsprinzip elektronischer Hüllen.
Versuchen wir, die Art dieser Regelmäßigkeit zu identifizieren. Dazu verwenden wir die von Ihnen erstellte natürliche Elementreihe.

Das ERE beginnt mit Wasserstoff, dessen elektronische Valenzformel 1 ist S 1 . Auf der Suche nach ähnlichen Valenzkonfigurationen schneiden wir die natürliche Reihe von Elementen vor Elementen mit einer gemeinsamen Valenzformel ab ns 1 (d. h. vor Lithium, vor Natrium usw.). Wir haben die sogenannten „Perioden“ der Elemente erhalten. Fügen wir die resultierenden „Punkte“ hinzu, sodass sie zu Tabellenzeilen werden (siehe Abb. 6.20). Infolgedessen haben nur Atome in den ersten beiden Spalten der Tabelle ähnliche elektronische Konfigurationen.

Versuchen wir, Ähnlichkeiten der elektronischen Valenzkonfigurationen in anderen Spalten der Tabelle zu erreichen. Dazu schneiden wir aus der 6. und 7. Periode Elemente mit den Nummern 58 – 71 und 90 – 103 aus (sie füllen 4 F- und 5 F-Unterebenen) und legen Sie sie unter den Tisch. Wir werden die Symbole der verbleibenden Elemente horizontal verschieben, wie in der Abbildung gezeigt. Danach haben die Atome der Elemente, die sich in derselben Spalte der Tabelle befinden, ähnliche Valenzkonfigurationen, die durch allgemeine elektronische Valenzformeln ausgedrückt werden können: ns 1 , ns 2 , ns 2 (N–1)D 1 , ns 2 (N–1)D 2 und so weiter bis ns 2 n.p. 6. Alle Abweichungen von den allgemeinen Valenzformeln werden aus den gleichen Gründen erklärt wie bei Chrom und Kupfer (siehe Abschnitt 6.6).

Wie Sie sehen, konnten wir mithilfe des ERE und der Anwendung des Prinzips der Ähnlichkeit von Elektronenhüllen chemische Elemente systematisieren. Ein solches System chemischer Elemente heißt natürlich, da es ausschließlich auf den Naturgesetzen basiert. Die Tabelle, die wir erhalten haben (Abb. 6.21), ist eine Möglichkeit zur grafischen Darstellung natürliches System Elemente und heißt Langzeittabelle der chemischen Elemente.

PRINZIP DER ÄHNLICHKEIT VON ELEKTRONENSCHALEN, NATÜRLICHES SYSTEM CHEMISCHER ELEMENTE („PERIODISCHES“ SYSTEM), TABELLE CHEMISCHER ELEMENTE.

6.9. Langes Periodensystem der chemischen Elemente

Schauen wir uns die Struktur des Langperiodensystems der chemischen Elemente genauer an.
Wie Sie bereits wissen, werden die Zeilen dieser Tabelle als „Perioden“ von Elementen bezeichnet. Die Perioden sind mit arabischen Ziffern von 1 bis 7 nummeriert. Die erste Periode besteht nur aus zwei Elementen. Die zweite und dritte Periode, die jeweils acht Elemente enthalten, werden aufgerufen kurz Perioden. Die vierte und fünfte Periode, die jeweils 18 Elemente enthalten, werden aufgerufen lang Perioden. Die sechste und siebte Periode, die jeweils 32 Elemente enthalten, werden aufgerufen extra lang Perioden.
Die Spalten dieser Tabelle werden aufgerufen Gruppen Elemente. Gruppennummern werden durch römische Ziffern mit den lateinischen Buchstaben A oder B angegeben.
Elemente einiger Gruppen haben ihre eigenen gebräuchlichen (Gruppen-)Namen: Elemente der Gruppe IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - alkalische Elemente(oder Alkalimetallelemente); Elemente der Gruppe IIA (Ca, Sr, Ba und Ra) – Erdalkalielemente(oder Erdalkalimetallelemente)(Der Name „Alkalimetalle“ und „Erdalkalimetalle“ bezieht sich auf einfache Substanzen, die aus den entsprechenden Elementen bestehen, und sollte nicht als Namen von Elementgruppen verwendet werden); Elemente VIA-Gruppe (O, S, Se, Te, Po) – Chalkogene, Elemente der Gruppe VIIA (F, Cl, Br, I, At) – Halogene, Elemente der Gruppe VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – Edelgaselemente.(Der traditionelle Name „Edelgase“ bezieht sich auch auf einfache Stoffe)
Wird normalerweise nach draußen gebracht Unterteil Es werden Tischelemente mit den Seriennummern 58 – 71 (Ce – Lu) aufgerufen Lanthanoide(„nach Lanthan“) und Elemente mit den Seriennummern 90 – 103 (Th – Lr) – Aktiniden(„der Seeanemone folgend“). Es gibt eine Version des Langzeitperiodensystems, in der Lanthaniden und Aktiniden nicht aus dem ERE herausgeschnitten werden, sondern in extrem langen Zeiträumen an ihrem Platz bleiben. Diese Tabelle wird manchmal aufgerufen ultralangfristig.
Das lange Periodensystem ist viergeteilt Block(oder Abschnitte).
s-Block Enthält Elemente von IA- und IIA-Gruppen mit gemeinsamen Valenzelektronenformeln ns 1 und ns 2 (S-Elemente).
r-Block umfasst Elemente der Gruppen IIIA bis VIIIA mit gemeinsamen elektronischen Valenzformeln von ns 2 n.p. 1 zu ns 2 n.p. 6 (p-Elemente).
d-Block umfasst Elemente der Gruppen IIIB bis IIB mit gemeinsamen elektronischen Valenzformeln von ns 2 (N–1)D 1 zu ns 2 (N–1)D 10 (D-Elemente).
f-Block umfasst Lanthaniden und Aktiniden ( f-Elemente).

Elemente S- Und P-Blöcke bilden A-Gruppen und Elemente D-Block – B-Gruppe des Systems der chemischen Elemente. Alle F-Elemente sind offiziell in Gruppe IIIB enthalten.
Die Elemente der ersten Periode – Wasserstoff und Helium – sind S-Elemente und können in die Gruppen IA und IIA eingeordnet werden. Aber Helium wird häufiger in die Gruppe VIIIA als das Element eingeordnet, mit dem die Periode endet, was völlig mit seinen Eigenschaften übereinstimmt (Helium, wie alle anderen auch). einfache Substanzen Das von Elementen dieser Gruppe gebildete Gas ist ein Edelgas. Wasserstoff wird oft in die Gruppe VIIA eingeordnet, da seine Eigenschaften viel näher an Halogenen als an alkalischen Elementen liegen.
Jede der Perioden des Systems beginnt mit einem Element mit einer Valenzkonfiguration von Atomen ns 1, da von diesen Atomen aus die Bildung der nächsten elektronischen Schicht beginnt und mit einem Element mit einer Valenzkonfiguration von Atomen endet ns 2 n.p. 6 (außer der ersten Periode). Dies macht es einfach, im Energiediagramm Gruppen von mit Elektronen gefüllten Unterebenen in Atomen jeder Periode zu identifizieren (Abb. 6.22). Führen Sie diese Arbeit mit allen Unterebenen durch, die in der von Ihnen erstellten Kopie von Abbildung 6.4 gezeigt werden. Die in Abbildung 6.22 hervorgehobenen Unterebenen (außer vollständig gefüllt). D- Und F-Unterebenen) sind Valenzwerte für Atome aller Elemente einer bestimmten Periode.
Aussehen in Perioden S-, P-, D- oder F-Elemente entsprechen vollständig der Füllreihenfolge S-, P-, D- oder F-Unterebenen mit Elektronen. Dieses Merkmal des Elementsystems ermöglicht es, bei Kenntnis der Periode und Gruppe, zu der ein bestimmtes Element gehört, sofort seine elektronische Valenzformel aufzuschreiben.

LANGZEITTABELLE CHEMISCHER ELEMENTE, BLÖCKE, PERIODEN, GRUPPEN, ALKALINE ELEMENTE, ERDALKALISCHE ELEMENTE, CHALCOGENE, HALOGENE, EDELGASELEMENTE, LANTANOIDE, AKTINOIDE.
Schreiben Sie die allgemeinen Valenzelektronenformeln der Atome der Elemente der a) IVA- und IVB-Gruppen, b) der IIIA- und VIIB-Gruppen auf?
2. Was haben die elektronischen Konfigurationen von Atomen der Elemente der Gruppen A und B gemeinsam? Wie unterscheiden sie sich?
3. Wie viele Elementgruppen sind in a) enthalten? S-Block B) R-Block, c) D-Block?
4. Fahren Sie mit Abbildung 30 fort, um die Energie der Unterebenen zu erhöhen, und markieren Sie Gruppen von Unterebenen, die in der 4., 5. und 6. Periode mit Elektronen gefüllt sind.
5. Listen Sie die Valenzunterniveaus von a) Calcium-, b) Phosphor-, c) Titan-, d) Chlor- und e) Natriumatomen auf. 6. Geben Sie an, wie sich S-, P- und D-Elemente voneinander unterscheiden.
7. Erklären Sie, warum die Zugehörigkeit eines Atoms zu einem beliebigen Element durch die Anzahl der Protonen im Kern und nicht durch die Masse dieses Atoms bestimmt wird.
8. Erstellen Sie für Atome von Lithium, Aluminium, Strontium, Selen, Eisen und Blei Valenzformeln, vollständige und abgekürzte elektronische Formeln und zeichnen Sie Energiediagramme der Valenzunterebenen. 9.Welche Elementatome entsprechen den folgenden Valenzelektronenformeln: 3 S 1 , 4S 1 3D 1 , 2s 2 2 P 6 , 5S 2 5P 2 , 5S 2 4D 2 ?

6.10. Arten elektronischer Formeln des Atoms. Algorithmus für ihre Zusammenstellung

Für verschiedene Zwecke müssen wir entweder die Gesamtkonfiguration oder die Valenzkonfiguration eines Atoms kennen. Jede dieser Elektronenkonfigurationen kann entweder durch eine Formel oder ein Energiediagramm dargestellt werden. Also, vollständige Elektronenkonfiguration eines Atoms ausgedrückt wird vollständige elektronische Formel eines Atoms, oder vollständiges Energiediagramm eines Atoms. Wiederum, Valenzelektronenkonfiguration eines Atoms ausgedrückt wird Wertigkeit(oder wie es oft genannt wird: „ kurz") elektronische Formel des Atoms, oder Diagramm der Valenzunterebenen eines Atoms(Abb. 6.23).

Zuvor haben wir elektronische Formeln für Atome anhand der Ordnungszahlen der Elemente erstellt. Gleichzeitig haben wir die Reihenfolge der Füllung der Unterebenen mit Elektronen gemäß dem Energiediagramm bestimmt: 1 S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S usw. Und nur durch das Aufschreiben der vollständigen elektronischen Formel konnten wir die Valenzformel aufschreiben.
Es ist bequemer, die am häufigsten verwendete elektronische Valenzformel eines Atoms basierend auf der Position des Elements im System der chemischen Elemente unter Verwendung von Periodengruppenkoordinaten zu schreiben.
Schauen wir uns genauer an, wie dies für Elemente geschieht S-, P- Und D-Blöcke
Für Elemente S Die elektronische Formel der Blockvalenz eines Atoms besteht aus drei Symbolen. Im Allgemeinen kann es wie folgt geschrieben werden:

An erster Stelle steht (anstelle der großen Zelle) die Periodenzahl (gleich der Hauptquantenzahl dieser). S-Elektronen) und auf der dritten (hochgestellt) die Gruppennummer (entspricht der Anzahl der Valenzelektronen). Am Beispiel des Magnesiumatoms (3. Periode, Gruppe IIA) erhalten wir:

Für Elemente P Die elektronische Formel der Blockvalenz eines Atoms besteht aus sechs Symbolen:

Anstelle der großen Zellen wird hier auch die Periodenzahl (gleich der Hauptquantenzahl dieser) eingesetzt S- Und P-Elektronen) und die Gruppennummer (gleich der Anzahl der Valenzelektronen) entspricht der Summe der hochgestellten Zeichen. Für das Sauerstoffatom (2. Periode, VIA-Gruppe) erhalten wir:

2S 2 2P 4 .

Elektronische Valenzformel der meisten Elemente D-block kann so geschrieben werden:

Wie in den vorherigen Fällen wird hier anstelle der ersten Zelle die Periodenzahl angegeben (gleich der Hauptquantenzahl dieser). S-Elektronen). Die Zahl in der zweiten Zelle ist um eins kleiner, da die Hauptquantenzahl davon ist D-Elektronen. Hier steht auch die Gruppennummer gleich der Summe Indizes. Beispiel – elektronische Valenzformel von Titan (4. Periode, IVB-Gruppe): 4 S 2 3D 2 .

Die Gruppennummer ist gleich der Summe der Indizes für die Elemente der VIB-Gruppe, jedoch, wie Sie sich erinnern, in ihrer Wertigkeit S-Unterebene hat nur ein Elektron und die allgemeine Valenzelektronenformel lautet ns 1 (N–1)D 5 . Daher lautet die elektronische Valenzformel beispielsweise von Molybdän (5. Periode) 5 S 1 4D 5 .
Es ist auch einfach, die elektronische Valenzformel für jedes Element der IB-Gruppe zusammenzustellen, zum Beispiel Gold (6. Periode)>–>6 S 1 5D 10, aber in diesem Fall müssen Sie sich das merken D- Die Elektronen der Atome der Elemente dieser Gruppe behalten weiterhin ihre Valenz und einige von ihnen können an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein.
Die allgemeine Valenzelektronenformel von Atomen von Elementen der Gruppe IIB lautet ns 2 (N – 1)D 10 . Daher lautet die elektronische Valenzformel beispielsweise eines Zinkatoms 4 S 2 3D 10 .
Allgemeine Regeln Auch die Valenzelektronenformeln der Elemente der ersten Triade (Fe, Co und Ni) gehorchen. Eisen, ein Element der Gruppe VIIIB, hat die elektronische Valenzformel 4 S 2 3D 6. Das Kobaltatom hat eines D-Elektron mehr (4 S 2 3D 7) und für das Nickelatom - um zwei (4 S 2 3D 8).
Wenn man nur diese Regeln zum Schreiben valenzelektronischer Formeln verwendet, ist es unmöglich, elektronische Formeln für die Atome einiger Atome zu erstellen D-Elemente (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), da bei ihnen aufgrund des Wunsches nach hochsymmetrischen Elektronenhüllen die Füllung von Valenzunterniveaus mit Elektronen einige zusätzliche Merkmale aufweist.
Wenn Sie die elektronische Valenzformel kennen, können Sie die vollständige elektronische Formel des Atoms aufschreiben (siehe unten).
Anstelle umständlicher vollständiger elektronischer Formeln schreiben sie oft abgekürzte elektronische Formeln Atome. Um sie in der elektronischen Formel zusammenzufassen, werden alle Elektronen des Atoms mit Ausnahme der Valenzelektronen isoliert, ihre Symbole in eckige Klammern gesetzt und der Teil der elektronischen Formel, der der elektronischen Formel des Atoms des letzten Elements entspricht, hinzugefügt vorherige Periode (das Element, das ein Edelgas bildet) wird durch das Symbol dieses Atoms ersetzt.

Beispiele für elektronische Formeln unterschiedlicher Art sind in Tabelle 14 aufgeführt.

Tabelle 14. Beispiele für elektronische Formeln von Atomen

	Elektronische Formeln
		Abgekürzt	Wertigkeit
	1S 2 2S 2 2P 3	2S 2 2P 3	2S 2 2P 3
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 5	3S 2 3P 5	3S 2 3P 5
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 5	4S 2 3D 5	4S 2 3D 5
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3	4S 2 4P 3	4S 2 4P 3
	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6	4S 2 4P 6	4S 2 4P 6

Algorithmus zur Erstellung elektronischer Formeln von Atomen (am Beispiel des Jodatoms)

№ Operationen	Betrieb	Ergebnis
	Bestimmen Sie die Koordinaten des Atoms in der Elementtabelle.	Periode 5, Gruppe VIIA
	Schreiben Sie die Valenzelektronenformel.	5S 2 5P 5
	Vervollständigen Sie die Symbole für die inneren Elektronen in der Reihenfolge, in der sie die Unterebenen füllen.	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 5S 2 4D 10 5P 5
	Berücksichtigt man den Energieabfall bei voller Füllung? D- Und F-Unterebenen, notieren Sie die vollständige elektronische Formel.
	Beschriften Sie die Valenzelektronen.	1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6 4D 10 5S 2 5P 5
	Identifizieren Sie die Elektronenkonfiguration des vorhergehenden Edelgasatoms.
	Schreiben Sie die abgekürzte elektronische Formel durch Kombinieren auf eckige Klammern Alle nichtvalent Elektronen.	5S 2 5P 5

Anmerkungen
1. Für Elemente der 2. und 3. Periode führt die dritte Operation (ohne die vierte) sofort zur vollständigen elektronischen Formel.
2. (N – 1)D 10 -Elektronen behalten ihre Valenz auf den Atomen von Elementen der Gruppe IB.

Vollständige elektronische Formel, elektronische Valenzformel, verkürzte elektronische Formel, Algorithmus zur Erstellung elektronischer Atomformeln.
1. Bilden Sie die elektronische Valenzformel eines Atoms des Elements a) der zweiten Periode der dritten A-Gruppe, b) der dritten Periode der zweiten A-Gruppe, c) der vierten Periode der vierten A-Gruppe.
2. Erstellen Sie abgekürzte elektronische Formeln für die Atome Magnesium, Phosphor, Kalium, Eisen, Brom und Argon.

6.11. Kurzes Periodensystem der chemischen Elemente

Im Laufe der über 100 Jahre, die seit der Entdeckung des natürlichen Elementsystems vergangen sind, wurden mehrere hundert verschiedene Tabellen vorgeschlagen, die dieses System grafisch widerspiegeln. Von diesen ist neben der Langperiodentabelle die sogenannte Kurzperiodentabelle der Elemente von D. I. Mendelejew am weitesten verbreitet. Eine Tabelle mit kurzen Perioden entsteht aus einer Tabelle mit langen Perioden, wenn die 4., 5., 6. und 7. Periode vor den Elementen der IB-Gruppe ausgeschnitten, auseinander verschoben und die resultierenden Zeilen auf die gleiche Weise wie zuvor gefaltet werden faltete die Punkte. Das Ergebnis ist in Abbildung 6.24 dargestellt.

Lanthaniden und Aktiniden sind hier ebenfalls unterhalb der Haupttabelle aufgeführt.

IN Gruppen Diese Tabelle enthält Elemente, deren Atome gleiche Anzahl Valenzelektronen unabhängig davon, in welchen Orbitalen sich diese Elektronen befinden. So sind die Elemente Chlor (ein typisches Element, das ein Nichtmetall bildet; 3 S 2 3P 5) und Mangan (ein metallbildendes Element; 4 S 2 3D 5), die keine ähnlichen Elektronenschalen haben, fallen hier in dieselbe siebte Gruppe. Die Notwendigkeit, solche Elemente zu unterscheiden, zwingt uns, sie in Gruppen zu unterscheiden Untergruppen: hauptsächlich– Analoga der A-Gruppen des Langzeitperiodensystems und Seite– Analoga der B-Gruppen. In Abbildung 34 sind die Symbole der Elemente der Hauptuntergruppen nach links und die Symbole der Elemente der Nebenuntergruppen nach rechts verschoben.
Allerdings hat diese Anordnung der Elemente in der Tabelle auch ihre Vorteile, da in erster Linie die Anzahl der Valenzelektronen bestimmt wird Valenzmöglichkeiten Atom.
Das Langzeitperiodensystem spiegelt die Gesetze der elektronischen Struktur von Atomen, die Ähnlichkeiten und Muster der Änderungen der Eigenschaften einfacher Substanzen und Verbindungen über Gruppen von Elementen hinweg sowie die regelmäßigen Änderungen einer Reihe physikalischer Größen wider, die Atome, einfache Substanzen und Verbindungen charakterisieren im gesamten System der Elemente und vieles mehr. Die Kurzperiodentabelle ist in dieser Hinsicht weniger praktisch.

KURZZEITTABELLE, HAUPTUNTERGRUPPEN, NEBENUNTERGRUPPEN.
1. Konvertieren Sie die Tabelle mit langen Perioden, die Sie aus einer natürlichen Reihe von Elementen erstellt haben, in eine Tabelle mit kurzen Perioden. Führen Sie die umgekehrte Konvertierung durch.
2. Ist es möglich, eine allgemeine elektronische Valenzformel für Atome von Elementen einer Gruppe des Kurzperiodensystems zu erstellen? Warum?

6.12. Atomgrößen. Umlaufradien

.

Das Atom hat keine klaren Grenzen. Was ist die Größe eines isolierten Atoms? Der Atomkern ist von einer Elektronenhülle umgeben, und die Hülle besteht aus Elektronenwolken. Die Größe des EO wird durch einen Radius charakterisiert R eo. Alle Wolken in der äußeren Schicht haben ungefähr den gleichen Radius. Daher kann die Größe eines Atoms durch diesen Radius charakterisiert werden. Es wird genannt Umlaufradius des Atoms(R 0).

Die Werte der Umlaufradien von Atomen sind in Anhang 5 angegeben.
Der Radius des EO hängt von der Ladung des Kerns und vom Orbital ab, in dem sich das Elektron befindet, das diese Wolke bildet. Folglich hängt der Umlaufradius eines Atoms von denselben Eigenschaften ab.
Betrachten wir die elektronischen Hüllen von Wasserstoff- und Heliumatomen. Sowohl im Wasserstoffatom als auch im Heliumatom befinden sich die Elektronen bei 1 S-AO, und ihre Wolken hätten die gleiche Größe, wenn die Ladungen der Kerne dieser Atome gleich wären. Aber die Ladung am Kern eines Heliumatoms ist doppelt so groß wie die Ladung am Kern eines Wasserstoffatoms. Nach dem Coulombschen Gesetz ist die Anziehungskraft, die auf jedes Elektron eines Heliumatoms wirkt, doppelt so groß wie die Anziehungskraft eines Elektrons auf den Kern eines Wasserstoffatoms. Daher muss der Radius des Heliumatoms viel kleiner sein als der Radius des Wasserstoffatoms. So ist das: R 0 (Er) / R 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Das Lithiumatom hat ein Außenelektron bei 2 S-AO, das heißt, bildet eine Wolke der zweiten Schicht. Natürlich sollte sein Radius größer sein. Wirklich: R 0 (Li) = 1,586 E.
Die Atome der übrigen Elemente der zweiten Periode haben Außenelektronen (und 2 S, und 2 P) befinden sich in derselben zweiten Elektronenschicht und die Kernladung dieser Atome nimmt mit zunehmender Ordnungszahl zu. Elektronen werden stärker vom Kern angezogen und naturgemäß verringern sich die Radien der Atome. Wir könnten diese Argumente für Atome von Elementen anderer Perioden wiederholen, allerdings mit einer Klarstellung: Der Umlaufradius nimmt nur dann monoton ab, wenn jede der Unterebenen gefüllt ist.
Aber wenn wir die Details außer Acht lassen, ist die allgemeine Natur der Größenänderung von Atomen in einem Elementsystem wie folgt: Mit zunehmender Ordnungszahl in einer Periode nehmen die Bahnradien der Atome ab und in einer Gruppe sie Zunahme. Das größte Atom ist ein Cäsiumatom und das kleinste ein Heliumatom, aber von den Atomen der Elemente, die chemische Verbindungen bilden (Helium und Neon bilden sie nicht), ist das kleinste ein Fluoratom.
Die meisten Atome der Elemente der natürlichen Reihe nach den Lanthanoiden haben Umlaufradien, die etwas kleiner sind, als man aufgrund allgemeiner Gesetze erwarten würde. Dies ist auf die Tatsache zurückzuführen, dass es zwischen Lanthan und Hafnium im Elementsystem 14 Lanthaniden gibt und daher die Ladung des Kerns des Hafniumatoms 14 beträgt e mehr als Lanthan. Daher werden die äußeren Elektronen dieser Atome stärker vom Kern angezogen, als dies ohne Lanthanoide der Fall wäre (dieser Effekt wird oft als „Lanthanoidkontraktion“ bezeichnet).
Bitte beachten Sie, dass beim Übergang von Atomen der Elemente der Gruppe VIIIA zu Atomen der Elemente der Gruppe IA der Umlaufradius abrupt zunimmt. Folglich erwies sich unsere Wahl der ersten Elemente jeder Periode (siehe § 7) als richtig.

ORBITALRADIUS EINES ATOMS, SEINE VERÄNDERUNG IM ELEMENTSYSTEM.
1. Zeichnen Sie gemäß den in Anhang 5 angegebenen Daten auf Millimeterpapier ein Diagramm der Abhängigkeit des Umlaufradius eines Atoms von der Ordnungszahl des Elements für Elemente mit Z von 1 bis 40. Länge horizontale Achse 200 mm, vertikale Achsenlänge 100 mm.
2. Wie lässt sich das Aussehen der resultierenden gestrichelten Linie charakterisieren?

6.13. Atomare Ionisierungsenergie

Gibt man einem Elektron in einem Atom zusätzliche Energie (wie das geht, erfahren Sie in einem Physikkurs), dann kann sich das Elektron zu einem anderen AO bewegen, d.h. das Atom landet dort aufgeregter Zustand. Dieser Zustand ist instabil und das Elektron kehrt fast sofort in seinen ursprünglichen Zustand zurück und überschüssige Energie wird freigesetzt. Wenn aber die auf das Elektron übertragene Energie groß genug ist, kann sich das Elektron vollständig vom Atom lösen, während das Atom ionisiert, das heißt, verwandelt sich in ein positiv geladenes Ion ( Kation). Die hierfür benötigte Energie wird aufgerufen Atomionisierungsenergie(E Und).

Es ist ziemlich schwierig, einem einzelnen Atom ein Elektron zu entziehen und die dafür erforderliche Energie zu messen, daher wird sie praktisch bestimmt und verwendet molare Ionisierungsenergie(E und m).

Die molare Ionisierungsenergie gibt an, wie viel Energie mindestens erforderlich ist, um 1 Mol Elektronen aus 1 Mol Atomen (ein Elektron aus jedem Atom) zu entfernen. Dieser Wert wird üblicherweise in Kilojoule pro Mol gemessen. Die Werte der molaren Ionisierungsenergie des ersten Elektrons für die meisten Elemente sind in Anhang 6 angegeben.
Wie hängt die Ionisierungsenergie eines Atoms von der Stellung des Elements im Elementsystem ab, also wie verändert sie sich in der Gruppe und Periode?
In ihrer physikalischen Bedeutung ist Ionisierungsenergie gleich der Arbeit, die aufgewendet werden muss, um die Anziehungskraft zwischen einem Elektron und einem Atom zu überwinden, wenn ein Elektron von einem Atom in eine unendliche Entfernung von diesem bewegt wird.

Wo Q– Elektronenladung, Q ist die Ladung des Kations, die nach der Entfernung eines Elektrons verbleibt, und R o ist der Umlaufradius des Atoms.

UND Q, Und Q– Die Mengen sind konstant, und wir können daraus schließen, dass die Arbeit das Entfernen eines Elektrons ist A und damit die Ionisierungsenergie E und sind umgekehrt proportional zum Umlaufradius des Atoms.
Nachdem wir die Werte der Umlaufradien von Atomen analysiert haben verschiedene Elemente und den entsprechenden Ionisationsenergiewerten in den Anhängen 5 und 6 können Sie sehen, dass die Beziehung zwischen diesen Größen nahezu proportional ist, aber etwas davon abweicht. Der Grund dafür, dass unsere Schlussfolgerung nicht sehr gut mit den experimentellen Daten übereinstimmt, liegt darin, dass wir ein sehr grobes Modell verwendet haben, das viele wichtige Faktoren nicht berücksichtigt hat. Aber selbst dieses grobe Modell erlaubte es uns richtige Schlussfolgerung dass mit zunehmendem Umlaufradius die Ionisierungsenergie eines Atoms abnimmt und umgekehrt mit abnehmendem Radius zunimmt.
Da in einer Periode mit zunehmender Ordnungszahl der Umlaufradius der Atome abnimmt, nimmt die Ionisierungsenergie zu. In einer Gruppe nimmt mit zunehmender Ordnungszahl in der Regel der Umlaufradius der Atome zu und die Ionisierungsenergie ab. Die höchste molare Ionisierungsenergie findet sich bei den kleinsten Atomen, den Heliumatomen (2372 kJ/mol), und bei den Atomen, die chemische Bindungen eingehen können, den Fluoratomen (1681 kJ/mol). Das kleinste gilt für die größten Atome, Cäsiumatome (376 kJ/mol). In einem System von Elementen lässt sich die Richtung zunehmender Ionisierungsenergie schematisch wie folgt darstellen:

In der Chemie ist es wichtig, dass die Ionisierungsenergie die Tendenz eines Atoms charakterisiert, „seine“ Elektronen abzugeben: Je höher die Ionisierungsenergie, desto weniger geneigt ist das Atom, Elektronen abzugeben, und umgekehrt.

ANGEREGTER ZUSTAND, IONISATION, KATION, IONISATIONSENERGIE, MOLARE IONISATIONSENERGIE, ÄNDERUNG DER IONISATIONSENERGIE IN EINEM ELEMENTENSYSTEM.
1. Bestimmen Sie anhand der in Anhang 6 angegebenen Daten, wie viel Energie aufgewendet werden muss, um ein Elektron aus allen Natriumatomen mit einer Gesamtmasse von 1 g zu entfernen.
2. Bestimmen Sie anhand der in Anhang 6 angegebenen Daten, wie viel mehr Energie erforderlich ist, um ein Elektron von allen Natriumatomen mit einem Gewicht von 3 g zu entfernen, als von allen Kaliumatomen derselben Masse. Warum unterscheidet sich dieses Verhältnis vom Verhältnis der molaren Ionisierungsenergien derselben Atome?
3. Zeichnen Sie gemäß den in Anhang 6 angegebenen Daten die Abhängigkeit der molaren Ionisierungsenergie von der Ordnungszahl für Elemente mit auf Z von 1 bis 40. Die Abmessungen des Diagramms sind die gleichen wie in der Zuordnung zum vorherigen Absatz. Prüfen Sie, ob dieser Graph mit der Wahl der „Perioden“ des Elementsystems übereinstimmt.

6.14. Elektronenaffinitätsenergie

.

Das zweitwichtigste Energiemerkmal eines Atoms ist Elektronenaffinitätsenergie(E Mit).

In der Praxis wird wie bei der Ionisierungsenergie üblicherweise die entsprechende molare Menge verwendet - molare Elektronenaffinitätsenergie().

Die molare Elektronenaffinitätsenergie gibt an, wie viel Energie freigesetzt wird, wenn einem Mol ein Mol Elektronen hinzugefügt wird neutrale Atome(ein Elektron für jedes Atom). Diese Größe wird ebenso wie die molare Ionisierungsenergie in Kilojoule pro Mol gemessen.
Auf den ersten Blick mag es scheinen, dass in diesem Fall keine Energie freigesetzt werden sollte, da ein Atom ein neutrales Teilchen ist und es keine elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen einem neutralen Atom und einem negativ geladenen Elektron gibt. Im Gegenteil, wenn sich ein Elektron einem Atom nähert, sollte es anscheinend von denselben negativ geladenen Elektronen abgestoßen werden, die die Elektronenhülle bilden. Eigentlich stimmt das nicht. Denken Sie daran, wenn Sie jemals mit atomarem Chlor zu tun hatten. Natürlich nicht. Schließlich existiert es nur bei sehr hohen Temperaturen. Auch das stabilere molekulare Chlor kommt in der Natur praktisch nicht vor und muss bei Bedarf durch chemische Reaktionen gewonnen werden. Und Sie müssen ständig mit Natriumchlorid (Speisesalz) umgehen. Schließlich wird Speisesalz vom Menschen täglich mit der Nahrung aufgenommen. Und in der Natur kommt es ziemlich oft vor. Aber Speisesalz enthält Chloridionen, also Chloratome, die ein „zusätzliches“ Elektron hinzugefügt haben. Einer der Gründe, warum Chloridionen so häufig vorkommen, ist, dass Chloratome dazu neigen, Elektronen aufzunehmen, d. h. wenn Chloridionen aus Chloratomen und Elektronen gebildet werden, wird Energie freigesetzt.
Einer der Gründe für die Energiefreisetzung ist Ihnen bereits bekannt – sie hängt mit einer Erhöhung der Symmetrie der Elektronenhülle des Chloratoms beim Übergang zur einfach geladenen Atomhülle zusammen Anion. Gleichzeitig ist, wie Sie sich erinnern, Energie 3 P-Unterebene nimmt ab. Es gibt andere, komplexere Gründe.
Aufgrund der Tatsache, dass der Wert der Elektronenaffinitätsenergie von mehreren Faktoren beeinflusst wird, ist die Art der Änderung dieser Größe in einem Elementsystem viel komplexer als die Art der Änderung der Ionisierungsenergie. Sie können dies überprüfen, indem Sie die Tabelle in Anhang 7 analysieren. Da der Wert dieser Größe jedoch in erster Linie durch die gleiche elektrostatische Wechselwirkung wie die Werte der Ionisierungsenergie bestimmt wird, ist ihre Änderung im Elementsystem ( entsprechend mindestens in A-Gruppen) in allgemeiner ÜberblickÄhnlich einer Änderung der Ionisierungsenergie, d. h. die Energie der Elektronenaffinität in einer Gruppe nimmt ab und in einem Zeitraum zu. Sie ist für Fluoratome (328 kJ/mol) und Chloratome (349 kJ/mol) maximal. Die Art der Änderung der Elektronenaffinitätsenergie in einem Elementsystem ähnelt der Art der Änderung der Ionisierungsenergie, d. h. die Richtung des Anstiegs der Elektronenaffinitätsenergie kann schematisch wie folgt dargestellt werden:

2. Erstellen Sie im gleichen Maßstab entlang der horizontalen Achse wie in den vorherigen Aufgaben ein Diagramm der Abhängigkeit der molaren Energie der Elektronenaffinität von der Ordnungszahl für Atome von Elementen mit Z von 1 bis 40 mit App 7.
3.Welches physikalische Bedeutung haben negative Elektronenaffinitätsenergien?
4. Warum haben von allen Atomen der Elemente der 2. Periode nur Beryllium, Stickstoff und Neon negative Werte der molaren Energie der Elektronenaffinität?

6.15. Die Tendenz von Atomen, Elektronen abzugeben und aufzunehmen

Sie wissen bereits, dass die Tendenz eines Atoms, seine eigenen Elektronen abzugeben und die Elektronen anderer hinzuzufügen, von seinen Energieeigenschaften (Ionisierungsenergie und Elektronenaffinitätsenergie) abhängt. Welche Atome neigen eher dazu, ihre Elektronen abzugeben, und welche eher dazu, andere aufzunehmen?
Um diese Frage zu beantworten, fassen wir in Tabelle 15 alles zusammen, was wir über die Änderung dieser Neigungen im System der Elemente wissen.

Tabelle 15. Veränderungen in der Neigung von Atomen, eigene Elektronen abzugeben und fremde Elektronen aufzunehmen

Betrachten wir nun, wie viele Elektronen ein Atom abgeben kann.
Erstens, in chemische Reaktionen Ein Atom kann nur Valenzelektronen abgeben, da die Abgabe des Restes energetisch äußerst ungünstig ist. Zweitens gibt ein Atom „leicht“ (wenn es geneigt ist) nur das erste Elektron ab, das zweite Elektron gibt es viel schwieriger ab (2-3 Mal) und das dritte sogar noch schwieriger (4-5 Mal). Auf diese Weise, Ein Atom kann ein, zwei und, viel seltener, drei Elektronen abgeben.
Wie viele Elektronen kann ein Atom aufnehmen?
Erstens kann ein Atom bei chemischen Reaktionen nur Elektronen in Valenzunterniveaus aufnehmen. Zweitens erfolgt die Energiefreisetzung nur, wenn das erste Elektron hinzugefügt wird (und nicht immer). Die Hinzufügung eines zweiten Elektrons ist immer energetisch ungünstig, bei einem dritten umso mehr. Dennoch, Ein Atom kann ein, zwei und (äußerst selten) drei Elektronen hinzufügen, in der Regel so viel, wie es fehlt, um seine Valenzunterebenen zu füllen.
Der Energieaufwand für die Ionisierung von Atomen und die Hinzufügung eines zweiten oder dritten Elektrons wird durch die bei der Bildung chemischer Bindungen freigesetzte Energie ausgeglichen. 4.Wie es sich verändert Elektronenhülle an Kalium-, Calcium- und Scandiumatomen, wenn sie ihre Elektronen abgeben? Geben Sie Gleichungen für die Freisetzung von Elektronen durch Atome und abgekürzte elektronische Formeln für Atome und Ionen an.
5. Wie verändert sich die Elektronenhülle von Chlor-, Schwefel- und Phosphoratomen, wenn sie Fremdelektronen hinzufügen? Geben Sie Gleichungen für den Elektronengewinn und abgekürzte elektronische Formeln für Atome und Ionen an.
6. Bestimmen Sie anhand von Anhang 7, welche Energie freigesetzt wird, wenn allen Natriumatomen Elektronen hinzugefügt werden Totale Masse 1 Jahr
7. Bestimmen Sie anhand von Anhang 7, wie viel Energie erforderlich ist, um „zusätzliche“ Elektronen aus 0,1 Mol Br–-Ionen zu entfernen?