imagesnapishite-elektronnye-formuly-elementov-kisloroda-i-natrija-thumb.jpg

Электронные формулы атомов химических элементов

Во-первых, в химических реакциях атом может принимать электроны только на валентные подуровни. В случае атома титана 3d-ЭПУ заполнен электронами только частично, и его энергия больше, чем энергия 4s-ЭПУ, а 3d-электроны являются валентными. Двигаясь по естественному ряду элементов, можно найти и другие группы атомов с подобными валентными конфигурациями. Для атомов разных элементов с подобными электронными конфигурациями мы можем записать общие валентные электронные формулы: ns1 в первом случае и ns2np5 во втором.

Если вы внимательно посмотрели приложение 4, то, наверное, заметили, что у атомов некоторых элементов последовательность заполнения электронами орбиталей нарушается. Каждое из пяти 3d-облаков в этом случае образовано одним электроном. Как вы уже знаете из § 4 этой главы, общее электронное облако таких пяти электронов имеет шарообразную форму, или, как говорят, сферически симметрично.

Поэтому у атома марганца опять появляется второй электрон на 4s-АО. Сферической симметрией обладает общее облако любого подуровня, заполненного электронами как наполовину, так и полностью. Уменьшение энергии в этих случаях носит общий характер и не зависит от того, наполовину или полностью заполнен электронами какой-либо подуровень.

Описание элемента по положению в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева

Электронные облака внешних электронов имеют максимальный радиус (и максимальное значение главного квантового числа). Валентные электроны занимают валентные орбитали, которые в свою очередь образуют валентные подуровни.

Валентные подуровни могут быть заполнены электронами частично или полностью, а могут и вообще оставаться свободными. Энергия полностью заполненных d- и f-подуровней уменьшается настолько сильно, что они перестают быть валентными. В приведенных примерах мы анализировали валентную электронную конфигурацию атомов титана и мышьяка.

6.6. Особенности электронного строения атомов хрома, меди и некоторых других элементов

С естественным рядом химических элементов вы уже знакомы. А раз так, то электронные облака таких атомов и соответствующие им валентные конфигурации можно назвать подобными.

Это и есть принцип подобия электронных оболочек. Для этого воспользуемся сделанным вами естественным рядом элементов. Сложим получившиеся «периоды» так, чтобы они стали строками таблицы (см. рис. 6.20). В результате подобные электронные конфигурации будут только у атомов первых двух столбцов таблицы.

Для этого вырежем из 6-го и 7-го периодов элементы с номерами 58 – 71 и 90 –103 (у них происходит заполнение 4f- и 5f-подуровней) и поместим их под таблицей. Символы остальных элементов сдвинем по горизонтали так, как это показано на рисунке.

Пример – валентная электронная формула титана (4-й период, IVB группа): 4s23d2

Такая система химических элементов называется естественной, так как основана исключительно на законах Природы. Полученная нами таблица (рис. 6.21) представляет собой один из способов графического изображения естественной системы элементов и называется длиннопериодной таблицей химических элементов.

Познакомимся подробнее со структурой длиннопериодной таблицы химических элементов. Строки этой таблицы, как вы уже знаете, называются «периодами «элементов. Периоды нумеруются арабскими цифрами от 1 до 7. В первом периоде всего два элемента. Второй и третий периоды, содержащие по восемь элементов, называются короткими периодами.

Столбцы этой таблицы называются группами элементов. Элементы первого периода – водород и гелий – являются s-элементами и могут быть помещены в IA и IIA группы. Появление в периодах s-, p-, d- или f-элементов полностью соответствует последовательности заполнения s-, p-, d- или f-подуровней электронами. Эта особенность системы элементов позволяет, зная период и группу, в которые входит данный элемент, сразу же записать его валентную электронную формулу.

Валентную электронную формулу атома, которая чаще всего и используется, удобнее записывать, исходя из положения элемента в системе химических элементов, по координатам период – группа. Рассмотрим подробно, как это делается для элементов s-, p- и d-блоков. Для элементов s-блока валентная электронная формула атома состоит из трех символов. Как и в предыдущих случаях, здесь вместо первой клеточки ставится номер периода (равен главному квантовому числу этих s-электронов).

Молярная энергия сродства к электрону – отношение энергии, выделяющейся при присоединении электронов к порции атомов, к количеству вещества атомов в этой порции

Номер группы равен сумме индексов и для элементов VIB группы, но у них, как вы помните, на валентном s-подуровне всего один электрон, и общая валентная электронная формула ns1(n–1)d5.

У атома кобальта – на один d-электрон больше (4s23d7), а у атома никеля – на два (4s23d8). За 100 с лишним лет, прошедших с момента открытия естественной системы элементов, было предложено несколько сотен самых разнообразных таблиц, графически отражающих эту систему.

Как видите, использовав ЕРЭ и применив принцип подобия электронных оболочек, нам удалось систематизировать химические элементы

Лантаноиды и актиноиды здесь также помещаются под основной таблицей. В группах этой таблицы собраны элементы, у атомов которых одинаковое число валентных электронов независимо от того, на каких орбиталях находятся эти электроны. Необходимость различать такие элементы заставляет выделять в группах подгруппы: главные – аналоги А-групп длиннопериодной таблицы и побочные – аналоги В-групп. Короткопериодная таблица в этом отношении менее удобна.

Это связано с тем, что между лантаном и гафнием в системе элементов расположены 14 лантаноидов, и, следовательно, заряд ядра атома гафния на 14 е больше, чем у лантана

Следовательно, размер атома можно охарактеризовать этим радиусом. Значения орбитальных радиусов атомов приведены в приложении 5. Радиус ЭО зависит от заряда ядра и от того, на какой орбитали находится электрон, образующий это облако. Следовательно, и орбитальный радиус атома зависит от этих же характеристик. По закону Кулона сила притяжения, действующая на каждый из электронов атома гелия, в два раза больше силы притяжения электрона к ядру атома водорода.

Наиболее склонны отдавать свои электроны атомы элементов IА группы и особенно атомы цезия (самые большие). В основу систематизации химических элементов положен естественный ряд элементови принцип подобия электронных оболочек их атомов. Четвертый и пятый периоды, содержащие по 18 элементов, называются длинными периодами. И те и другие электроны атома являются валентными. Элементы s- и p-блоков образуют А-группы, а элементы d -блока – В-группы системы химических элементов.

Читайте также: