Elektronska formula k. Elektronske formule hemijskih elemenata. Metali, nemetali, metaloidi

Lokacija elektrona na energetskim ljuskama ili nivoima zapisuje se pomoću elektronskih formula hemijski elementi. Elektronske formule ili konfiguracije pomažu u predstavljanju atomske strukture elementa.

Atomska struktura

Atomi svih elemenata sastoje se od pozitivno nabijenog jezgra i negativno nabijenih elektrona, koji se nalaze oko jezgre.

Elektroni se nalaze na različitim nivoima energije. Što je elektron udaljeniji od jezgra, to ima više energije. Veličina energetskog nivoa određena je veličinom atomske orbitale ili orbitalnog oblaka. Ovo je prostor u kojem se elektron kreće.

Rice. 1. Opća struktura atom.

Orbitale mogu imati različite geometrijske konfiguracije:

s-orbitale- sferni;
p-, d- i f-orbitale- u obliku bučice, ležeći u različitim ravnima.

Prvi energetski nivo bilo kog atoma uvek sadrži s-orbitalu sa dva elektrona (izuzetak je vodonik). Počevši od drugog nivoa, s- i p-orbitale su na istom nivou.

Rice. 2. s-, p-, d i f-orbitale.

Orbitale postoje bez obzira na prisustvo elektrona u njima i mogu biti popunjene ili prazne.

Pisanje formule

Elektronske konfiguracije atoma hemijskih elemenata pišu se prema sljedećim principima:

svaki energetski nivo ima odgovarajući serijski broj, označen arapskim brojem;
iza broja slijedi slovo koje označava orbitalu;
Iznad slova je napisan superskript, koji odgovara broju elektrona u orbitali.

Primjeri snimanja:

6.6. Osobine elektronske strukture atoma hroma, bakra i nekih drugih elemenata

Ako ste pažljivo pogledali Dodatak 4, vjerovatno ste primijetili da je za atome nekih elemenata poremećen redoslijed punjenja orbitala elektronima. Ponekad se ova kršenja nazivaju „izuzecima“, ali to nije tako - nema izuzetaka od zakona prirode!

Prvi element sa ovim poremećajem je hrom. Pogledajmo bliže njegovu elektronsku strukturu (slika 6.16 A). Atom hroma ima 4 s-ne postoje dva podnivoa, kao što bi se očekivalo, već samo jedan elektron. Ali u 3 d-podnivo ima pet elektrona, ali ovaj podnivo je popunjen nakon 4 s-podnivo (vidi sliku 6.4). Da bismo razumjeli zašto se to događa, pogledajmo šta su oblaci elektrona 3 d-podnivo ovog atoma.

Svaki od pet 3 d-oblake u ovom slučaju formira jedan elektron. Kao što već znate iz § 4 ovog poglavlja, ukupni elektronski oblak ovih pet elektrona ima sferni oblik, ili, kako kažu, sferno simetričan. Prema prirodi raspodjele elektronske gustoće u različitim smjerovima, sličan je 1 s-EO. Energija podnivoa čiji elektroni formiraju takav oblak ispada da je manja nego u slučaju manje simetričnog oblaka. U ovom slučaju, orbitalna energija je 3 d-podnivo je jednak energiji 4 s-orbitale. Kada je simetrija narušena, na primjer, kada se pojavi šesti elektron, energija orbitala je 3 d-podnivo ponovo postaje veći od energije 4 s-orbitale. Stoga, atom mangana opet ima drugi elektron na 4 s-AO.
Opšti oblak bilo kojeg podnivoa, ispunjen elektronima do pola ili u potpunosti, ima sfernu simetriju. Smanjenje energije u ovim slučajevima je opšti karakter i ne zavisi od toga da li je bilo koji podnivo napola ili potpuno ispunjen elektronima. A ako je tako, onda moramo tražiti sljedeće kršenje u atomu u čijoj elektronskoj ljusci deveti "dolazi" posljednji d-elektron. Zaista, atom bakra ima 3 d-podnivo ima 10 elektrona i 4 s- samo jedan podnivo (sl. 6.16 b).
Smanjenje energije orbitala potpuno ili napola popunjenog podnivoa uzrokuje niz važnih kemijskih fenomena, od kojih ćete neke upoznati.

6.7. Vanjski i valentni elektroni, orbitale i podnivoi

U hemiji se svojstva izoliranih atoma po pravilu ne proučavaju, jer gotovo svi atomi, kada su uključeni u različite tvari, formiraju hemijske veze. Hemijske veze nastaju interakcijom elektronskih omotača atoma. Za sve atome (osim vodika) ne učestvuju svi elektroni u formiranju hemijskih veza: bor ima tri od pet elektrona, ugljenik ima četiri od šest, a, na primer, barijum ima dva od pedeset i šest. Ovi "aktivni" elektroni se nazivaju valentnih elektrona.

Valentni elektroni se ponekad brkaju sa vanjski elektrona, ali to nije ista stvar.

Elektronski oblaci vanjskih elektrona imaju maksimalni radijus (i maksimalnu vrijednost glavnog kvantnog broja).

Vanjski elektroni su ti koji prije svega sudjeluju u formiranju veza, makar samo zato što kada se atomi približavaju jedan drugome, u kontakt prije svega dolaze elektronski oblaci formirani od ovih elektrona. Ali zajedno s njima, neki elektroni također mogu sudjelovati u formiranju veze. pre-external(predzadnji) sloj, ali samo ako imaju energiju koja se ne razlikuje mnogo od energije vanjskih elektrona. Oba elektrona atoma su valentni elektroni. (U lantanidima i aktinidima, čak su i neki "spoljašnji" elektroni valentni)
Energija valentnih elektrona je mnogo veća od energije drugih elektrona atoma, a valentni elektroni se međusobno znatno manje razlikuju po energiji.
Vanjski elektroni su uvijek valentni elektroni samo ako atom uopće može formirati kemijske veze. Dakle, oba elektrona atoma helija su vanjska, ali se ne mogu nazvati valentnim, jer atom helija uopće ne stvara nikakve kemijske veze.
Valentni elektroni zauzimaju valentne orbitale, koji zauzvrat formiraju valentni podnivoi.

Kao primjer, razmotrite atom željeza, čija je elektronska konfiguracija prikazana na Sl. 6.17. Od elektrona atoma željeza, maksimalni glavni kvantni broj ( n= 4) imaju samo dva 4 s-elektron. Posljedično, oni su vanjski elektroni ovog atoma. Sve vanjske orbitale atoma željeza su orbitale sa n= 4, a vanjski podnivoi su svi podnivoi formirani ovim orbitalama, odnosno 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU.
Vanjski elektroni su uvijek valentni elektroni, dakle 4 s-elektroni atoma gvožđa su valentni elektroni. I ako jeste, onda 3 d-elektroni sa nešto većom energijom će takođe biti valentni elektroni. Na vanjskom nivou atoma željeza, pored ispunjenog 4 s-AO ima još 4 slobodna str-, 4d- i 4 f-AO. Svi su eksterni, ali samo 4 su valentne R-AO, budući da je energija preostalih orbitala mnogo veća, a pojava elektrona u ovim orbitalama nije korisna za atom željeza.

Dakle, atom gvožđa
eksterni elektronski nivo – četvrti,
eksterni podnivoi – 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-EPU,
spoljne orbitale – 4 s-, 4str-, 4d- i 4 f-AO,
spoljašnjih elektrona – dva 4 s-elektron (4 s 2),
vanjski elektronski sloj – četvrti,
spoljni elektronski oblak – 4 s-EO
valentni podnivoi – 4 s-, 4str-, i 3 d-EPU,
valentne orbitale – 4 s-, 4str-, i 3 d-AO,
valentni elektroni – dva 4 s-elektron (4 s 2) i šest 3 d-elektroni (3 d 6).

Valentni podnivoi mogu biti popunjeni djelomično ili potpuno elektronima, ili mogu ostati potpuno slobodni. Kako se nuklearni naboj povećava, energetske vrijednosti svih podnivoa se smanjuju, ali zbog međusobne interakcije elektrona, energija različitih podnivoa se smanjuje različitim "brzinama". Energija potpuno napunjena d- I f-podnivoi se toliko smanjuju da prestaju biti valentni.

Kao primjer, razmotrite atome titanijuma i arsena (slika 6.18).

U slučaju atoma titana 3 d-EPU je samo djelimično ispunjen elektronima, a njegova energija je veća od energije 4 s-EPU i 3 d-elektroni su valentni. Atom arsena ima 3 d-EPU je potpuno ispunjen elektronima, a njegova energija je znatno manja od energije 4 s-EPU, a samim tim i 3 d-elektroni nisu valentni.
U navedenim primjerima smo analizirali konfiguracija valentnih elektrona atoma titana i arsena.

Valentna elektronska konfiguracija atoma je prikazana kao formula valentnog elektrona, ili u formi energetski dijagram valentnih podnivoa.

VALENTNI ELEKTRONI, EKSTERNI ELEKTRONI, VALENTNA EPU, VALENTNA AO, VALENTNA ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA ATOMA, VALENTNA ELEKTRONSKA FORMULA, DIJAGRAM VALENTNIH PODNIVOA.

1. Na energetskim dijagramima koje ste sastavili iu potpunim elektronskim formulama atoma Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, označite spoljašnje i valentne elektrone. Napišite valentne elektronske formule ovih atoma. Na energetskim dijagramima označite dijelove koji odgovaraju energetskim dijagramima valentnih podnivoa.
2. Šta je zajedničko elektronskim konfiguracijama atoma: a) Li i Na, B i Al, O i S, Ne i Ar; b) Zn i Mg, Sc i Al, Cr i S, Ti i Si; c) H i He, Li i O, K i Kr, Sc i Ga. Koje su njihove razlike?
3. Koliko valentnih podnivoa ima u elektronskoj ljusci atoma svakog elementa: a) vodonik, helijum i litijum, b) azot, natrijum i sumpor, c) kalijum, kobalt i germanijum
4. Koliko je valentnih orbitala potpuno popunjeno u a) atomu bora, b) fluora, c) atomu natrijuma?
5. Koliko orbitala sa nesparenim elektronom ima atom: a) bor, b) fluor, c) gvožđe
6. Koliko slobodnih vanjskih orbitala ima atom mangana? Koliko slobodnih valencija?
7. Za sljedeću lekciju pripremite traku papira širine 20 mm, podijelite je na ćelije (20 × 20 mm) i na ovu traku nanesite prirodni niz elemenata (od vodonika do meitnerijuma).
8. U svaku ćeliju stavite simbol elementa, njegov atomski broj i formulu valentnog elektrona, kao što je prikazano na sl. 6.19 (koristiti Dodatak 4).

6.8. Sistematizacija atoma prema strukturi njihovih elektronskih omotača

Sistematizacija hemijskih elemenata zasniva se na prirodnim nizovima elemenata I princip sličnosti elektronskih ljuski njihovih atoma.
Već ste upoznati sa prirodnim nizom hemijskih elemenata. Sada se upoznajmo s principom sličnosti elektronskih školjki.
Uzimajući u obzir valentne elektronske formule atoma u ERE, lako je otkriti da se za neke atome razlikuju samo u vrijednostima glavnog kvantnog broja. Na primjer, 1 s 1 za vodonik, 2 s 1 za litijum, 3 s 1 za natrijum, itd. Ili 2 s 2 2str 5 za fluor, 3 s 2 3str 5 za hlor, 4 s 2 4str 5 za brom, itd. To znači da su vanjski dijelovi oblaka valentnih elektrona takvih atoma vrlo slični po obliku i razlikuju se samo po veličini (i, naravno, po gustoći elektrona). A ako je tako, onda se mogu nazvati elektronski oblaci takvih atoma i odgovarajuće valentne konfiguracije slično. Za atome različitih elemenata sa sličnim elektronskim konfiguracijama možemo pisati opće valentne elektronske formule: ns 1 u prvom slučaju i ns 2 n.p. 5 u drugom. Dok se krećete kroz prirodni niz elemenata, možete pronaći druge grupe atoma sa sličnim valentnim konfiguracijama.
dakle, atomi sa sličnim konfiguracijama valentnih elektrona redovno se nalaze u prirodnim nizovima elemenata. Ovo je princip sličnosti elektronskih školjki.
Pokušajmo identificirati vrstu ove pravilnosti. Da bismo to učinili, koristit ćemo prirodne serije elemenata koje ste napravili.

ERE počinje sa vodonikom, čija je valentna elektronska formula 1 s 1 . U potrazi za sličnim valentnim konfiguracijama, izrezali smo prirodni niz elemenata ispred elemenata sa zajedničkom valentnom elektronskom formulom ns 1 (tj. prije litijuma, prije natrijuma, itd.). Dobili smo takozvane "periode" elemenata. Dodajmo rezultirajuće “periode” tako da postanu redovi tabele (vidi sliku 6.20). Kao rezultat, samo atomi u prva dva stupca tabele će imati slične elektronske konfiguracije.

Pokušajmo postići sličnost valentnih elektronskih konfiguracija u drugim kolonama tabele. Da bismo to učinili, iz 6. i 7. perioda izrezujemo elemente s brojevima 58 – 71 i 90 – 103 (oni ispunjavaju 4 f- i 5 f-podnivoi) i stavite ih ispod stola. Simbole preostalih elemenata ćemo pomjeriti horizontalno kao što je prikazano na slici. Nakon toga, atomi elemenata koji se nalaze u istoj koloni tablice imat će slične valentne konfiguracije, koje se mogu izraziti općim valentnim elektronskim formulama: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 i tako redom do ns 2 n.p. 6. Sva odstupanja od općih valentnih formula objašnjena su istim razlozima kao u slučaju hroma i bakra (vidi paragraf 6.6).

Kao što vidite, korišćenjem ERE i primenom principa sličnosti elektronskih ljuski, uspeli smo da sistematizujemo hemijske elemente. Takav sistem hemijskih elemenata naziva se prirodno, budući da se zasniva isključivo na zakonima prirode. Tabela koju smo dobili (slika 6.21) je jedan od načina za grafički prikaz prirodni sistem elemenata i zove se dugoperiodična tabela hemijskih elemenata.

PRINCIP SLIČNOSTI ELEKTRONSKIH LJUSKI, PRIRODNI SISTEM HEMIJSKIH ELEMENTA ("PERIODIČKI" SISTEM), TABELA HEMIJSKIH ELEMENTA.

6.9. Dugoročna tabela hemijskih elemenata

Pogledajmo pobliže strukturu dugoperiodične tablice hemijskih elemenata.
Redovi ove tabele, kao što već znate, nazivaju se "periodi" elemenata. Periodi su numerisani arapskim brojevima od 1 do 7. Prvi period ima samo dva elementa. Drugi i treći period, koji sadrže po osam elemenata, nazivaju se kratko periodi. Zovu se četvrti i peti period, koji sadrže po 18 elemenata dugo periodi. Zovu se šesti i sedmi period, koji sadrže po 32 elementa ekstra dugo periodi.
Kolone ove tabele se pozivaju grupe elementi. Brojevi grupa su označeni rimskim brojevima sa latiničnim slovima A ili B.
Elementi nekih grupa imaju svoja zajednička (grupna) imena: elementi grupe IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – alkalni elementi(ili elementi alkalnih metala); Elementi grupe IIA (Ca, Sr, Ba i Ra) – zemnoalkalnih elemenata(ili elementi zemnoalkalnih metala)(naziv "alkalni metali" i zemnoalkalni metali" odnosi se na jednostavne supstance formirane od odgovarajućih elemenata i ne treba ih koristiti kao nazive grupa elemenata); elementi VIA grupa (O, S, Se, Te, Po) – halkogeni, elementi VIIA grupe (F, Cl, Br, I, At) – halogeni, elementi VIII grupe (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementi plemenitih gasova.(Tradicionalni naziv "plemeniti plinovi" također se odnosi na jednostavne tvari)
Obično se iznesu donji dio elementi tabele sa serijskim brojevima 58 – 71 (Ce – Lu) se nazivaju lantanidi(“slijedeći lantan”), i elementi sa serijskim brojevima 90 – 103 (Th – Lr) – aktinidi(„slijedeći morsku anemonu“). Postoji verzija dugoperiodične tablice, u kojoj lantanidi i aktinidi nisu izrezani iz ERE, već ostaju na svojim mjestima u ultra dugim periodima. Ova tabela se ponekad naziva ultradugi period.
Tabela dugog perioda je podijeljena na četiri blok(ili sekcije).
s-Block uključuje elemente IA i IIA grupa sa zajedničkim valentnim elektronskim formulama ns 1 i ns 2 (s-elementi).
r-Block uključuje elemente iz grupe IIIA do VIIA sa uobičajenim valentnim elektronskim formulama iz ns 2 n.p. 1 to ns 2 n.p. 6 (p-elementi).
d-Block uključuje elemente iz grupe IIIB do IIB sa zajedničkim valentnim elektronskim formulama iz ns 2 (n–1)d 1 to ns 2 (n–1)d 10 (d-elementi).
f-Block uključuje lantanide i aktinide ( f-elementi).

Elementi s- I str-blokovi formiraju A-grupe i elemente d-blok – B-grupa sistema hemijskih elemenata. Sve f-elementi su formalno uključeni u grupu IIIB.
Elementi prvog perioda - vodonik i helijum - su s-elementi i mogu se svrstati u grupe IA i IIA. Ali helijum se češće stavlja u VIIIA grupu kao element sa kojim završava period, što je u potpunosti u skladu sa njegovim svojstvima (helijum, kao i svi ostali jednostavne supstance formiran od elemenata ove grupe je plemeniti gas). Vodik se često svrstava u VIIA grupu, jer su njegova svojstva mnogo bliža halogenima nego alkalnim elementima.
Svaki od perioda sistema počinje elementom koji ima valentnu konfiguraciju atoma ns 1, budući da upravo od ovih atoma počinje formiranje sljedećeg elektronskog sloja, a završava se elementom s valentnom konfiguracijom atoma ns 2 n.p. 6 (osim prve trećine). Ovo olakšava identifikaciju na energetskom dijagramu grupa podnivoa ispunjenih elektronima u atomima svakog perioda (slika 6.22). Uradite ovaj posao sa svim podnivoima prikazanim u kopiji koju ste napravili na slici 6.4. Podnivoi istaknuti na slici 6.22 (osim potpuno popunjenih d- I f-podnivoi) su valencija za atome svih elemenata datog perioda.
Izgled u periodima s-, str-, d- ili f-elementi u potpunosti odgovaraju redosledu punjenja s-, str-, d- ili f-podnivoi sa elektronima. Ova karakteristika sistema elemenata omogućava da se, znajući period i grupu kojoj određeni element pripada, odmah zapiše njegovu elektronsku formulu valencije.

DUGOPERIODNA TABELA HEMIJSKIH ELEMENTA, BLOKOVA, PERIODA, GRUPA, ALKALNIH ELEMENTA, ZEMALJNOALKALNIH ELEMENTA, HALKOGENA, HALOGENA, PLEMENIH GASOVIH ELEMENTA, LANTANOIDA, AKTINOIDA.
Zapišite opšte valentne elektronske formule atoma elemenata a) IVA i IVB grupa, b) IIIA i VIIB grupa?
2. Šta je zajedničko elektronskim konfiguracijama atoma elemenata grupa A i B? Po čemu se razlikuju?
3. Koliko grupa elemenata je uključeno u a) s-blok, b) R-blok, c) d-blok?
4. Nastavite sliku 30 u pravcu povećanja energije podnivoa i istaknite grupe podnivoa ispunjenih elektronima u 4., 5. i 6. periodu.
5. Navedite valentne podnivoe a) kalcijuma, b) fosfora, c) titana, d) hlora, e) atoma natrijuma. 6. Navedite po čemu se s-, p- i d-elementi razlikuju jedni od drugih.
7.Objasni zašto je pripadnost atoma bilo kojem elementu određena brojem protona u jezgru, a ne masom ovog atoma.
8. Za atome litijuma, aluminijuma, stroncijuma, selena, gvožđa i olova sastaviti valentne, pune i skraćene elektronske formule i nacrtati energetske dijagrame valentnih podnivoa. 9. Koji atomi elementa odgovaraju sljedećim valentnim elektronskim formulama: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2 s 2 2 str 6 , 5s 2 5str 2 , 5s 2 4d 2 ?

6.10. Vrste elektronskih formula atoma. Algoritam za njihovu kompilaciju

Za različite svrhe, moramo znati ili ukupnu ili valentnu konfiguraciju atoma. Svaka od ovih elektronskih konfiguracija može biti predstavljena ili formulom ili energetskim dijagramom. To je, puna elektronska konfiguracija atoma je izraženo puna elektronska formula atoma, ili kompletan energetski dijagram atoma. sa svoje strane, valentna elektronska konfiguracija atoma je izraženo valence(ili kako se to često naziva, " kratko") elektronska formula atoma, ili dijagram valentnih podnivoa atoma(Sl. 6.23).

Ranije smo pravili elektronske formule za atome koristeći atomske brojeve elemenata. Istovremeno smo odredili redoslijed punjenja podnivoa elektronima prema energetskom dijagramu: 1 s, 2s, 2str, 3s, 3str, 4s, 3d, 4str, 5s, 4d, 5str, 6s, 4f, 5d, 6str, 7s i tako dalje. I samo zapisivanjem kompletne elektronske formule mogli bismo zapisati formulu valencije.
Pogodnije je pisati valentnu elektronsku formulu atoma, koja se najčešće koristi, na osnovu položaja elementa u sistemu hemijskih elemenata, koristeći koordinate period-grupe.
Pogledajmo bliže kako se to radi za elemente s-, str- I d-blokovi
Za elemente s-blok valentna elektronska formula atoma sastoji se od tri simbola. Općenito, može se napisati na sljedeći način:

Na prvo mjesto (mjesto velike ćelije) stavlja se broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s-elektroni), a na trećem (u superscriptu) - broj grupe (jednak broju valentnih elektrona). Uzimajući atom magnezija (3. period, grupa IIA) kao primjer, dobijamo:

Za elemente str-blok valentna elektronska formula atoma sastoji se od šest simbola:

Ovdje se, umjesto velikih ćelija, također stavlja broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s- I str-elektrona), a broj grupe (jednak broju valentnih elektrona) ispada jednak zbiru superskriptova. Za atom kiseonika (2. period, VIA grupa) dobijamo:

2s 2 2str 4 .

Valentna elektronska formula većine elemenata d-blok se može napisati ovako:

Kao iu prethodnim slučajevima, ovdje se umjesto prve ćelije stavlja broj perioda (jednak glavnom kvantnom broju ovih s-elektroni). Ispostavilo se da je broj u drugoj ćeliji jedan manji, budući da je njihov glavni kvantni broj d-elektroni. Ovdje je i broj grupe jednak zbiru indeksi. Primjer – valentna elektronska formula titanijuma (4. period, IVB grupa): 4 s 2 3d 2 .

Broj grupe jednak je zbroju indeksa za elemente VIB grupe, ali, kao što se sjećate, u njihovoj valenciji s-podnivo ima samo jedan elektron, a opća valentna elektronska formula je ns 1 (n–1)d 5 . Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, molibdena (5. period) 5 s 1 4d 5 .
Također je lako sastaviti valentnu elektronsku formulu bilo kojeg elementa IB grupe, na primjer zlata (6. period)>–>6 s 1 5d 10, ali u ovom slučaju morate to zapamtiti d- elektroni atoma elemenata ove grupe i dalje ostaju valentni, a neki od njih mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza.
Opća valentna elektronska formula atoma elemenata grupe IIB je ns 2 (n – 1)d 10 . Stoga je valentna elektronska formula, na primjer, atoma cinka 4 s 2 3d 10 .
Opća pravila Valentne elektronske formule elemenata prve trijade (Fe, Co i Ni) također se pridržavaju. Gvožđe, element grupe VIIIB, ima valentnu elektronsku formulu 4 s 2 3d 6. Atom kobalta ima jedan d-više elektrona (4 s 2 3d 7), a za atom nikla - dva (4 s 2 3d 8).
Koristeći samo ova pravila za pisanje valentnih elektronskih formula, nemoguće je sastaviti elektronske formule za atome nekog d-elementi (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), budući da u njima, zbog želje za visokosimetričnim elektronskim omotačima, punjenje valentnih podnivoa elektronima ima neke dodatne karakteristike.
Poznavajući valentnu elektronsku formulu, možete zapisati punu elektronsku formulu atoma (vidi dolje).
Često, umjesto glomaznih kompletnih elektronskih formula, pišu skraćene elektronske formule atomi. Da bi ih kompilirali u elektronsku formulu, izoluju se svi elektroni atoma osim valentnih, njihovi simboli se stavljaju u uglaste zagrade, a dio elektronske formule koji odgovara elektronskoj formuli atoma posljednjeg elementa prethodni period (element koji formira plemeniti gas) zamenjen je simbolom ovog atoma.

Primjeri elektronskih formula različitih tipova dati su u tabeli 14.

Tabela 14. Primjeri elektronskih formula atoma

Elektronske formule
	Skraćeno	Valence

1s 2 2s 2 2str 3	2s 2 2str 3	2s 2 2str 3
1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 5	3s 2 3str 5	3s 2 3str 5
1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 5	4s 2 3d 5	4s 2 3d 5
1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 3	4s 2 4str 3	4s 2 4str 3
1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6	4s 2 4str 6	4s 2 4str 6

Algoritam za sastavljanje elektronskih formula atoma (na primjeru atoma joda)

№ operacije	Operacija	Rezultat
	Odredite koordinate atoma u tabeli elemenata.	Period 5, grupa VIIA
	Napišite formulu valentnog elektrona.	5s 2 5str 5
	Dopunite simbole za unutrašnje elektrone onim redom kojim ispunjavaju podnivoe.	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 10 4str 6 5s 2 4d 10 5str 5
	S obzirom na smanjenje energije potpuno napunjenog d- I f-podnivoa, zapišite kompletnu elektronsku formulu.
	Označite valentne elektrone.	1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6 4d 10 5s 2 5str 5
	Identifikujte konfiguraciju elektrona prethodnog atoma plemenitog gasa.
	Zapišite skraćenu elektronsku formulu kombinirajući sve u uglastim zagradama nevalentan elektrona.	5s 2 5str 5

Bilješke
1. Za elemente 2. i 3. perioda, treća operacija (bez četvrte) odmah vodi do kompletne elektronske formule.
2. (n – 1)d 10 -Elektroni ostaju valentni na atomima elemenata grupe IB.

KOMPLETNA ELEKTRONSKA FORMULA, VALENTNA ELEKTRONSKA FORMULA, SKRAĆENA ELEKTRONSKA FORMULA, ALGORITAM ZA SASTAVLJANJE ELEKTRONSKIH FORMULA ATOMA.
1. Napravite valentnu elektronsku formulu atoma elementa a) drugi period treće A grupe, b) treći period druge A grupe, c) četvrti period četvrte A grupe.
2.Napravite skraćene elektronske formule za atome magnezijuma, fosfora, kalijuma, gvožđa, broma i argona.

6.11. Kratkoročna tabela hemijskih elemenata

Za 100 s dodatne godine Od otkrića prirodnog sistema elemenata, predloženo je nekoliko stotina različitih tabela koje grafički odražavaju ovaj sistem. Od njih, pored tablice dugog perioda, najraširenija je takozvana kratkoperiodična tablica elemenata D. I. Mendeljejeva. Kratkoperiodna tabela se dobija iz tabele sa dugim periodom ako se 4., 5., 6. i 7. periodi iseku ispred elemenata IB grupe, razdvoje i dobijeni redovi se savijaju na isti način kao što smo prethodno presavio tačke. Rezultat je prikazan na slici 6.24.

Lantanidi i aktinidi su takođe smešteni ispod glavne tabele.

IN grupe Ova tabela sadrži elemente čiji atomi isti broj valentnih elektrona bez obzira na kojim orbitalama se nalaze ti elektroni. Dakle, elementi hlor (tipični element koji formira nemetal; 3 s 2 3str 5) i mangan (element koji formira metal; 4 s 2 3d 5), koji nemaju slične elektronske ljuske, spadaju ovdje u istu sedmu grupu. Potreba za razlikovanjem takvih elemenata tjera nas da ih razlikujemo u grupama podgrupe: main– analozi A-grupe dugoperiodnog stola i strana– analozi B-grupa. Na slici 34 simboli elemenata glavnih podgrupa su pomaknuti ulijevo, a simboli elemenata sekundarnih podgrupa udesno.
Istina, i ovakav raspored elemenata u tabeli ima svoje prednosti, jer broj valentnih elektrona prvenstveno određuje valentne sposobnosti atoma.
Tabela dugog perioda odražava zakone elektronske strukture atoma, sličnosti i obrasce promjena svojstava jednostavnih supstanci i spojeva po grupama elemenata, redovite promjene brojnih fizičkih veličina koje karakteriziraju atome, jednostavne tvari i spojeve. kroz čitav sistem elemenata, i još mnogo toga. Tabela sa kratkim periodima je manje pogodna u ovom pogledu.

TABELA KRATKOPERIODA, GLAVNE PODGRUPE, BOČNE PODGRUPE.
1. Pretvorite tablicu dugog perioda koju ste konstruirali iz prirodnog niza elemenata u tablicu kratkog perioda. Uradite obrnutu konverziju.
2. Da li je moguće sastaviti opštu valentnu elektronsku formulu za atome elemenata jedne grupe kratkoperiodične tablice? Zašto?

6.12. Atomske veličine. Orbitalni radijusi

Atom nema jasne granice. Šta se smatra veličinom izolovanog atoma? Jezgro atoma je okruženo elektronskom ljuskom, a ljuska se sastoji od elektronskih oblaka. Veličina EO karakterizira radijus r eo. Svi oblaci u vanjskom sloju imaju približno isti radijus. Stoga se veličina atoma može okarakterizirati ovim radijusom. To se zove orbitalni radijus atoma(r 0).

Vrijednosti orbitalnih radijusa atoma date su u Dodatku 5.
Radijus EO zavisi od naboja jezgra i od orbite u kojoj se nalazi elektron koji formira ovaj oblak. Posljedično, orbitalni radijus atoma ovisi o istim karakteristikama.
Razmotrimo elektronske ljuske atoma vodika i helijuma. I u atomu vodika i u atomu helija, elektroni se nalaze na 1 s-AO, a njihovi oblaci bi imali istu veličinu da su naboji jezgara ovih atoma isti. Ali naboj na jezgri atoma helija je dvostruko veći od naboja na jezgri atoma vodika. Prema Coulombovom zakonu, sila privlačenja koja djeluje na svaki elektron atoma helija je dvostruko veća od sile privlačenja elektrona na jezgro atoma vodika. Prema tome, radijus atoma helija mora biti mnogo manji od polumjera atoma vodika. Istina je: r 0 (On) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litija ima vanjski elektron na 2 s-AO, odnosno formira oblak drugog sloja. Naravno, njegov radijus bi trebao biti veći. stvarno: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomi preostalih elemenata drugog perioda imaju vanjske elektrone (i 2 s, i 2 str) nalaze se u istom drugom sloju elektrona, a nuklearni naboj ovih atoma raste sa povećanjem atomskog broja. Elektroni se jače privlače jezgrom i, prirodno, radijusi atoma se smanjuju. Mogli bismo ponoviti ove argumente za atome elemenata drugih perioda, ali uz jedno pojašnjenje: orbitalni radijus se monotono smanjuje samo kada je svaki od podnivoa popunjen.
Ali ako zanemarimo detalje, opća priroda promjene veličine atoma u sistemu elemenata je sljedeća: s povećanjem rednog broja u periodu, orbitalni radijusi atoma se smanjuju, a u grupi oni povećati. Najveći atom je atom cezija, a najmanji atom helija, ali od atoma elemenata koji formiraju hemijska jedinjenja (helijum i neon ih ne formiraju), najmanji je atom fluora.
Većina atoma elemenata u prirodnom nizu nakon lantanida ima orbitalne radijuse koji su nešto manji nego što bi se očekivalo na osnovu općih zakona. To je zbog činjenice da između lantana i hafnija u sistemu elemenata postoji 14 lantanida, pa je, prema tome, naboj jezgra atoma hafnija 14 e više od lantana. Stoga su vanjski elektroni ovih atoma privučeni jezgrom jače nego što bi bili u odsustvu lantanida (ovaj efekat se često naziva „kontrakcija lantanida“).
Imajte na umu da pri prelasku sa atoma elemenata grupe VIIA na atome elemenata grupe IA orbitalni radijus se naglo povećava. Shodno tome, naš izbor prvih elemenata svakog perioda (vidi § 7) se pokazao ispravnim.

ORBITALNI RADIJUS ATOMA, NJEGOVA PROMJENA U SISTEMU ELEMENATA.
1.Prema podacima datim u Dodatku 5, nacrtati na milimetarskom papiru grafik zavisnosti orbitalnog radijusa atoma od atomskog broja elementa za elemente sa Z od 1 do 40. Dužina horizontalne ose je 200 mm, dužina vertikalne ose je 100 mm.
2. Kako možete okarakterizirati izgled rezultirajuće isprekidane linije?

6.13. Atomska energija jonizacije

Ako elektronu u atomu date dodatnu energiju (kako se to može učiniti na kursu fizike), tada se elektron može premjestiti u drugi AO, odnosno atom će završiti u uzbuđeno stanje. Ovo stanje je nestabilno i elektron će se skoro odmah vratiti u prvobitno stanje, a višak energije će se osloboditi. Ali ako je energija data elektronu dovoljno velika, elektron se može potpuno odvojiti od atoma, dok atom jonizovan, odnosno pretvara se u pozitivno nabijeni ion ( kation). Energija potrebna za to se zove atomska energija jonizacije(E i).

Prilično je teško ukloniti elektron iz jednog atoma i izmjeriti energiju potrebnu za to, pa se praktično određuje i koristi molarna energija jonizacije(E i m).

Molarna energija ionizacije pokazuje koja je minimalna energija potrebna za uklanjanje 1 mola elektrona iz 1 mola atoma (jedan elektron iz svakog atoma). Ova vrijednost se obično mjeri u kilodžulima po molu. Vrijednosti molarne energije ionizacije prvog elektrona za većinu elemenata date su u Dodatku 6.
Kako energija jonizacije atoma zavisi od položaja elementa u sistemu elemenata, odnosno kako se menja u grupi i periodu?
Po svom fizičkom značenju, energija ionizacije jednaka je radu koji se mora utrošiti da bi se savladala sila privlačenja između elektrona i atoma pri pomicanju elektrona od atoma na beskonačnu udaljenost od njega.

Gdje q– naelektrisanje elektrona, Q je naboj kationa koji ostaje nakon uklanjanja elektrona, i r o je orbitalni radijus atoma.

I q, And Q– veličine su konstantne i možemo zaključiti da je rad uklanjanja elektrona A, a sa njim i energija jonizacije E i, obrnuto su proporcionalne orbitalnom radijusu atoma.
Analizirajući vrijednosti orbitalnih radijusa atoma različitih elemenata i odgovarajuće vrijednosti energije ionizacije date u dodacima 5 i 6, možete se uvjeriti da je odnos između ovih veličina blizak proporcionalnom, ali se donekle razlikuje od njega. . Razlog zašto se naš zaključak ne slaže baš dobro s eksperimentalnim podacima je taj što smo koristili vrlo grub model koji nije uzeo u obzir mnoge važne faktore. Ali čak nam je i ovaj grubi model omogućio da izvučemo ispravan zaključak da s povećanjem orbitalnog radijusa energija ionizacije atoma opada i, obrnuto, sa smanjenjem radijusa raste.
Kako se u periodu sa povećanjem atomskog broja orbitalni radijus atoma smanjuje, energija ionizacije raste. U grupi, kako se atomski broj povećava, orbitalni radijus atoma, u pravilu, raste, a energija ionizacije opada. Najveća molarna energija jonizacije nalazi se u najmanjim atomima, atomima helijuma (2372 kJ/mol), i od atoma sposobnih za formiranje hemijskih veza, atoma fluora (1681 kJ/mol). Najmanji je za najveće atome, atome cezija (376 kJ/mol). U sistemu elemenata, smjer povećanja energije jonizacije može se shematski prikazati na sljedeći način:

U hemiji je važno da energija ionizacije karakterizira tendenciju atoma da odustane od “svojih” elektrona: što je energija ionizacije veća, atom je manje sklon da odustane od elektrona, i obrnuto.

POBUDENO STANJE, JONIZACIJA, KATION, ENERGIJA IONIZACIJE, MOLARNA ENERGIJA IONIZACIJE, PROMJENA ENERGIJE JONIZACIJE U SISTEMU ELEMENATA.
1. Koristeći podatke date u Dodatku 6, odredite koliko energije treba utrošiti da se ukloni jedan elektron sa svih atoma natrijuma ukupne mase 1 g.
2. Koristeći podatke date u Dodatku 6, odredite koliko je puta više energije potrebno za uklanjanje jednog elektrona sa svih atoma natrijuma težine 3 g nego sa svih atoma kalija iste mase. Zašto se ovaj omjer razlikuje od omjera molarnih energija jonizacije istih atoma?
3.Prema podacima datim u Dodatku 6, nacrtajte zavisnost molarne energije jonizacije od atomskog broja za elemente sa Z od 1 do 40. Dimenzije grafikona su iste kao u zadatku iz prethodnog stava. Proverite da li ovaj grafikon odgovara izboru „perioda“ sistema elemenata.

6.14. Energija afiniteta elektrona

Druga najvažnija energetska karakteristika atoma je energija afiniteta elektrona(E Sa).

U praksi, kao iu slučaju energije ionizacije, obično se koristi odgovarajuća molarna količina - molarna energija afiniteta elektrona().

Molarna energija afiniteta elektrona pokazuje energiju koja se oslobađa kada se jedan mol elektrona doda jednom molu neutralnih atoma (jedan elektron za svaki atom). Kao i molarna energija jonizacije, ova količina se također mjeri u kilodžulima po molu.
Na prvi pogled može izgledati da se energija u ovom slučaju ne bi trebala oslobađati, jer je atom neutralna čestica, a između neutralnog atoma i negativno nabijenog elektrona ne postoje elektrostatičke sile privlačenja. Naprotiv, približavajući se atomu, čini se da bi elektron trebao biti odbijen od strane istih negativno nabijenih elektrona koji formiraju elektronsku ljusku. Zapravo to nije istina. Zapamtite da li ste ikada imali posla sa atomskim hlorom. Naravno da ne. Na kraju krajeva, postoji samo na veoma visokim temperaturama. Čak i stabilniji molekularni klor praktički se ne pojavljuje u prirodi, ako je potrebno, mora se dobiti kemijskim reakcijama. A sa natrijum hloridom (kuhinjskom soli) morate stalno da radite. Uostalom, kuhinjsku so ljudi svakodnevno konzumiraju uz hranu. I u prirodi se javlja prilično često. Ali kuhinjska so sadrži hloridne ione, odnosno atome hlora koji su dodali jedan "dodatni" elektron. Jedan od razloga zašto su kloridni ioni tako česti je taj što atomi klora imaju tendenciju da dobiju elektrone, odnosno kada se kloridni ioni formiraju od atoma klora i elektrona, oslobađa se energija.
Jedan od razloga za oslobađanje energije vam je već poznat - povezan je s povećanjem simetrije elektronske ljuske atoma klora tokom prelaska na jednostruki naboj. anion. Istovremeno, kao što se sjećate, energija 3 str-podnivo se smanjuje. Postoje i drugi složeniji razlozi.
Zbog činjenice da na vrijednost energije afiniteta elektrona utiče više faktora, priroda promjene ove količine u sistemu elemenata je mnogo složenija od prirode promjene energije jonizacije. U to se možete uvjeriti analizirajući tabelu datu u Dodatku 7. Ali pošto je vrijednost ove veličine određena, prije svega, istom elektrostatičkom interakcijom kao i vrijednosti jonizacijske energije, onda je njena promjena u sistemu elemenata (barem u A- grupama) u generalni nacrt slično promjeni energije ionizacije, odnosno energija afiniteta elektrona u grupi opada, a u periodu raste. Maksimalna je za atome fluora (328 kJ/mol) i hlora (349 kJ/mol). Priroda promjene energije afiniteta elektrona u sistemu elemenata liči na prirodu promjene energije jonizacije, odnosno smjer povećanja energije afiniteta elektrona može se shematski prikazati na sljedeći način:

2. Na istoj skali duž horizontalne ose kao u prethodnim zadacima, konstruisati graf zavisnosti molarne energije afiniteta elektrona od atomskog broja za atome elemenata sa Z od 1 do 40 koristeći aplikaciju 7.
3.Koji fizičko značenje imaju negativnu energiju afiniteta prema elektronima?
4. Zašto od svih atoma elemenata 2. perioda samo berilij, dušik i neon imaju negativne vrijednosti molarne energije afiniteta elektrona?

6.15. Sklonost atoma da gube i dobijaju elektrone

Već znate da sklonost atoma da odustane od svojih elektrona i da doda tuđe elektrone zavisi od njegovih energetskih karakteristika (energija jonizacije i energija afiniteta elektrona). Koji atomi su skloniji da se odreknu svojih elektrona, a koji su skloniji da prihvate druge?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, sumiramo u tabeli 15 sve što znamo o promeni ovih sklonosti u sistemu elemenata.

Tabela 15. Promjene u sklonosti atoma da odustanu od vlastitih elektrona i dobiju strane elektrone

Sada razmotrimo koliko elektrona atom može da preda.
Prvo, u hemijske reakcije atom se može odreći samo valentnih elektrona, jer je odustajanje od ostalih energetski izuzetno nepovoljno. Drugo, atom "lako" odustaje (ako je nagnut) samo prvog elektrona, drugog elektrona predaje mnogo teže (2-3 puta), a trećeg još teže (4-5 puta). dakle, atom može donirati jedan, dva i, mnogo rjeđe, tri elektrona.
Koliko elektrona atom može prihvatiti?
Prvo, u hemijskim reakcijama atom može prihvatiti samo elektrone u valentne podnivoe. Drugo, oslobađanje energije se događa samo kada se doda prvi elektron (i to ne uvijek). Dodatak drugog elektrona je uvijek energetski nepovoljan, a još više kod trećeg. ipak, atom može dodati jedan, dva i (izuzetno rijetko) tri elektrona, po pravilu, onoliko koliko mu nedostaje da popuni svoje valentne podnivoe.
Troškovi energije za jonizaciju atoma i dodavanje drugog ili trećeg elektrona na njih kompenziraju se energijom koja se oslobađa tokom formiranja hemijskih veza. 4. Kako se mijenja elektronska ljuska atoma kalija, kalcija i skandijuma kada odustanu od svojih elektrona? Navedite jednadžbe za oslobađanje elektrona od strane atoma i skraćene elektronske formule za atome i ione.
5. Kako se mijenja elektronska ljuska atoma hlora, sumpora i fosfora kada dodaju strane elektrone? Navedite jednadžbe za dobijanje elektrona i skraćene elektronske formule za atome i ione.
6. Koristeći Dodatak 7, odredite koja će se energija osloboditi kada se elektroni dodaju svim atomima natrija ukupna masa 1 godina
7. Koristeći Dodatak 7, odredite koliko je energije potrebno da se uklone „dodatni“ elektroni iz 0,1 mol Br– jona?

Zadatak sastavljanja elektronske formule za hemijski element nije najlakši.

Dakle, algoritam za sastavljanje elektronskih formula elemenata je sljedeći:

Prvo zapisujemo hemijski znak. element, pri čemu u donjem lijevom dijelu znaka označavamo njegov serijski broj.
Zatim, po broju perioda (iz kojeg je element) određujemo broj nivoi energije i nacrtaj ovaj broj lukova pored znaka hemijskog elementa.
Zatim, prema broju grupe, broj elektrona na vanjskom nivou je upisan ispod luka.
Na 1. nivou, maksimalno moguće je 2, na drugom ih je već 8, na trećem – čak 18. Počinjemo stavljati brojeve ispod odgovarajućih lukova.
Broj elektrona na pretposljednjem nivou mora se izračunati na sljedeći način: broj elektrona koji su već dodijeljeni oduzima se od serijskog broja elementa.
Ostaje da naš dijagram pretvorimo u elektronsku formulu:

Evo elektronskih formula nekih hemijskih elemenata:

1. Zapisujemo hemijski element i njegov serijski broj.Broj pokazuje broj elektrona u atomu.
2. Hajde da napravimo formulu. Da biste to učinili, morate saznati broj energetskih nivoa; osnova za određivanje je broj perioda elementa.
3. Nivoe dijelimo na podnivoe.
U nastavku možete vidjeti primjer kako pravilno sastaviti elektronske formule hemijskih elemenata.

Trebate kreirati elektronske formule kemijskih elemenata na ovaj način: trebate pogledati broj elementa u periodnom sistemu i tako saznati koliko elektrona ima. Zatim morate saznati broj nivoa, koji je jednak periodu. Zatim se pišu i popunjavaju podnivoi:

Prije svega, morate odrediti broj atoma prema periodnom sistemu.

Za kreiranje elektronske formule trebat će vam periodni sistem Mendeljejev. Pronađite tamo svoj hemijski element i pogledajte period - on će biti jednak broju energetskih nivoa. Broj grupe će numerički odgovarati broju elektrona na posljednjem nivou. Broj elementa će biti kvantitativno jednak broju njegovih elektrona.Takođe morate znati da prvi nivo ima najviše 2 elektrona, drugi - 8, a treći - 18.

Ovo su glavne tačke. Osim toga, na internetu (uključujući i našu web stranicu) možete pronaći informacije sa gotovom elektronskom formulom za svaki element, tako da možete sami testirati.

Sastavljanje elektronskih formula hemijskih elemenata je veoma težak proces, ne možete bez posebnih tabela, a morate koristiti čitavu gomilu formula. Ukratko, za kompajliranje morate proći kroz ove faze:

Potrebno je sastaviti orbitalni dijagram u kojem će postojati koncept kako se elektroni međusobno razlikuju. Dijagram naglašava orbitale i elektrone.

Elektroni su ispunjeni u nivoima, odozdo prema gore, i imaju nekoliko podnivoa.

Dakle, prvo saznajemo ukupan broj elektrona datog atoma.

Popunjavamo formulu prema određenoj shemi i zapisujemo je - to će biti elektronska formula.

Na primjer, za dušik ova formula izgleda ovako, prvo se pozabavimo elektronima:

I zapišite formulu:

Razumjeti princip sastavljanja elektronske formule hemijskog elementa, prvo morate odrediti ukupan broj elektrona u atomu prema broju u periodnom sistemu. Nakon toga morate odrediti broj energetskih nivoa, uzimajući kao osnovu broj perioda u kojem se element nalazi.

Nivoi se zatim razlažu na podnivoe, koji su ispunjeni elektronima na osnovu principa najmanje energije.

Ispravnost svog razmišljanja možete provjeriti gledajući, na primjer, ovdje.

Sastavljanjem elektronske formule hemijskog elementa možete saznati koliko elektrona i elektronskih slojeva ima u određenom atomu, kao i redosled njihove distribucije među slojevima.

Prvo odredimo atomski broj elementa prema periodnom sistemu, on odgovara broju elektrona. Broj elektronskih slojeva označava broj perioda, a broj elektrona u posljednjem sloju atoma odgovara broju grupe.

prvo popunjavamo s-podnivo, a zatim p-, d- b f-podnivo;
prema pravilu Klečkovskog, elektroni ispunjavaju orbitale po redu porasta energije ovih orbitala;
prema Hundovom pravilu, elektroni unutar jednog podnivoa zauzimaju slobodne orbitale jednu po jednu, a zatim formiraju parove;
Prema Paulijevom principu, u jednoj orbitali nema više od 2 elektrona.

Elektronska formula hemijskog elementa pokazuje koliko elektronskih slojeva i koliko elektrona je sadržano u atomu i kako su raspoređeni među slojevima.
Da biste sastavili elektronsku formulu hemijskog elementa, morate pogledati periodni sistem i koristiti informacije dobijene za ovaj element. Atomski broj elementa u periodnom sistemu odgovara broju elektrona u atomu. Broj elektronskih slojeva odgovara broju perioda, broj elektrona u poslednjem elektronskom sloju odgovara broju grupe.
Mora se imati na umu da prvi sloj sadrži maksimalno 2 elektrona 1s2, drugi - maksimalno 8 (dva s i šest p: 2s2 2p6), treći - maksimalno 18 (dva s, šest p i deset d: 3s2 3p6 3d10).
Na primjer, elektronska formula ugljika: C 1s2 2s2 2p2 (redni broj 6, period broj 2, grupa broj 4).
Elektronska formula za natrijum: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (redni broj 11, period broj 3, grupa broj 1).
Da biste provjerili da li je elektronska formula ispravno napisana, možete pogledati web stranicu www.alhimikov.net.
Na prvi pogled, sastavljanje elektronske formule za hemijske elemente može izgledati kao prilično kompliciran zadatak, ali sve će postati jasno ako se pridržavate sljedeće sheme:
- prvo pišemo orbitale
- Ispred orbitala ubacujemo brojeve koji označavaju broj energetskog nivoa. Ne zaboravite formulu za određivanje maksimalnog broja elektrona na energetskom nivou: N=2n2
Kako možete saznati broj energetskih nivoa? Pogledajte samo periodni sistem: ovaj broj je jednak broju perioda u kojem se element nalazi.
- Iznad ikone orbite pišemo broj koji označava broj elektrona koji se nalaze u ovoj orbitali.
Na primjer, elektronska formula za skandij će izgledati ovako.

Periodni sistem hemijskih elemenata (periodični sistem)- klasifikacija hemijskih elemenata koja uspostavlja zavisnost razna svojstva elemenata iz naboja atomsko jezgro. Sistem je grafički izraz periodični zakon, koju je osnovao ruski hemičar D.I. Mendeljejev 1869. Njegovu originalnu verziju razvio je D.I. Mendeljejev 1869-1871 i ustanovio je ovisnost svojstava elemenata o njihovoj atomskoj težini (modernim riječima, o atomskoj masi). Ukupno, nekoliko stotina opcija za prikaz periodnog sistema (analitičke krive, tabele, geometrijski oblici i tako dalje.). U modernoj verziji sistema, pretpostavlja se da su elementi spojeni u dvodimenzionalnu tabelu, u kojoj svaka kolona (grupa) definiše glavnu fizičko-hemijske karakteristike, a linije predstavljaju periode koji su donekle slični jedni drugima.

Periodni sistem hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva

PERIODI	RANKS	GRUPE ELEMENATA
PERIODI	RANKS	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
I	1	H 1,00795							4,002602 helijum
II	2	Li 6,9412	Budi 9,01218	B 10,812	WITH 12,0108 ugljenik	N 14,0067 nitrogen	O 15,9994 kiseonik	F 18,99840 fluor	20,179 neon
III	3	N / A 22,98977	Mg 24,305	Al 26,98154	Si 28,086 silicijum	P 30,97376 fosfor	S 32,06 sumpor	Cl 35,453 hlor	Ar 18 39,948 argon
IV	4	K 39,0983	Ca 40,08	Sc 44,9559	Ti 47,90 titanijum	V 50,9415 vanadij	Cr 51,996 hrom	Mn 54,9380 mangan	Fe 55,847 gvožđe	Co 58,9332 kobalt	Ni 58,70 nikla
IV	4	Cu 63,546	Zn 65,38	Ga 69,72	Ge 72,59 germanijum	As 74,9216 arsenik	Se 78,96 selen	Br 79,904 brom	83,80 kripton
V	5	Rb 85,4678	Sr 87,62	Y 88,9059	Zr 91,22 cirkonijum	Nb 92,9064 niobij	Mo 95,94 molibden	Tc 98,9062 tehnecijum	Ru 101,07 rutenijum	Rh 102,9055 rodijum	Pd 106,4 paladijum
V	5	Ag 107,868	Cd 112,41	U 114,82	Sn 118,69 tin	Sb 121,75 antimon	Te 127,60 telur	I 126,9045 jod	131,30 xenon
VI	6	Cs 132,9054	Ba 137,33	La 138,9	Hf 178,49 hafnijum	Ta 180,9479 tantal	W 183,85 volfram	Re 186,207 renijum	Os 190,2 osmijum	Ir 192,22 iridijum	Pt 195,09 platina
VI	6	Au 196,9665	Hg 200,59	Tl 204,37 talijum	Pb 207,2 olovo	Bi 208,9 bizmuta	Po 209 polonijum	At 210 astat	222 radon
VII	7	o 223	Ra 226,0	Ac 227 morska anemona ××	Rf 261 rutherfordium	Db 262 dubnium	Sg 266 seaborgium	Bh 269 bohrium	Hs 269 Hassiy	Mt 268 meitnerium	Ds 271 Darmstadt
VII	7	Rg 272	Sn 285	Uut 113 284 ununtry	Uug 289 ununquadium	Uup 115 288 ununpentium	Uuh 116 293 unungexium	Uus 117 294 ununseptium	Uuo 118 295 ununoctium

La
138,9
lantan

Ce
140,1
cerijum

Pr
140,9
praseodymium

Nd
144,2
neodimijum

pm
145
promethium

Sm
150,4
samarijum

EU
151,9
europium

Gd
157,3
gadolinij

Tb
158,9
terbijum

Dy
162,5
disprozijum

Ho
164,9
holmijum

Er
167,3
erbij

Tm
168,9
thulium

Yb
173,0
iterbijum

Lu
174,9
lutecijum

Ac
227
aktinijum

Th
232,0
torijum

Pa
231,0
protaktinijum

U
238,0
Uran

Np
237
neptunijum

Pu
244
plutonijum

Am
243
americijum

Cm
247
curium

Bk
247
berkelium

Cf
251
kalifornij

Es
252
einsteinium

Fm
257
fermijum

MD
258
mendelevium

br
259
nobelijum

Lr
262
Lawrencia

Najviše je odigralo (daleko) otkriće ruskog hemičara Mendeljejeva važnu ulogu u razvoju nauke, odnosno u razvoju atomsko-molekularne nauke. Ovo otkriće omogućilo je dobivanje najrazumljivijih i najlakših ideja o jednostavnom i složenom hemijska jedinjenja. Samo zahvaljujući tabeli imamo pojmove o elementima koje koristimo savremeni svet. U dvadesetom veku pojavila se prediktivna uloga periodnog sistema u proceni hemijskih svojstava transuranijumskih elemenata, koju je pokazao tvorac tabele.

Razvijen u 19. veku, Mendeljejevljev periodni sistem u interesu nauke o hemiji dao je gotovu sistematizaciju tipova atoma za razvoj FIZIKE u 20. veku (fizika atoma i atomskog jezgra). Početkom dvadesetog veka, fizičari, istraživanjem je ustanovljeno da je atomski broj (poznat i kao atomski broj) i mjera električnog naboja atomskog jezgra ovog elementa. A broj perioda (tj. horizontalne serije) određuje broj elektronskih omotača atoma. Takođe se pokazalo da broj vertikalnog reda tabele određuje kvantnu strukturu spoljašnje ljuske elementa (dakle, elementi istog reda moraju imati slična hemijska svojstva).

Obilježilo je otkriće ruskog naučnika nova era u istoriji svetske nauke, ovo otkriće ne samo da je omogućilo veliki iskorak u hemiji, već je bilo neprocenjivo i za niz drugih oblasti nauke. Periodni sistem je dao harmoničan sistem informacije o elementima, na osnovu njih, postalo je moguće izvući naučne zaključke, pa čak i predvidjeti neka otkrića.

Periodični sistem Jedna od karakteristika periodnog sistema je da grupa (kolona u tabeli) ima značajnije izraze periodičnog trenda nego za periode ili blokove. Danas teorija kvantne mehanike i atomske strukture objašnjava grupnu suštinu elemenata činjenicom da imaju iste elektronske konfiguracije valentnih ljuski, te kao rezultat toga elementi koji se nalaze unutar istog stupca imaju vrlo slične (identične) karakteristike. elektronske konfiguracije, sa sličnim hemijske karakteristike. Također postoji jasna tendencija stabilne promjene svojstava kako se atomska masa povećava. Treba napomenuti da su u nekim područjima periodnog sistema (na primjer, u blokovima D i F) horizontalne sličnosti uočljivije od vertikalnih.

Periodni sistem sadrži grupe kojima se dodeljuju redni brojevi od 1 do 18 (s leva na desno), prema međunarodni sistem imenovanja grupa. U prošlosti su se rimski brojevi koristili za identifikaciju grupa. U Americi je postojala praksa da se iza rimskog broja stavlja slovo “A” kada se grupa nalazi u blokovima S i P, ili slovo “B” za grupe koje se nalaze u bloku D. Tada su korišteni identifikatori su isti kao i ovaj drugi broj modernih indeksa u našem vremenu (npr. naziv IVB odgovara elementima grupe 4 u našem vremenu, a IVA je 14. grupa elemenata). IN evropske zemlje U to vrijeme je korišten sličan sistem, ali ovdje se slovo “A” odnosilo na grupe do 10, a slovo “B” - nakon 10 uključujući. Ali grupe 8,9,10 su imale ID VIII, kao jedna trostruka grupa. Ovi nazivi grupa prestali su postojati nakon 1988 novi sistem IUPAC notacija, koja se i danas koristi.

Mnoge grupe su dobile nesistematska imena biljne prirode (na primjer - “ zemnoalkalni metali", ili "halogeni" i drugi slični nazivi). Grupe od 3 do 14 nisu dobile takva imena, zbog činjenice da su manje slične jedna drugoj i da imaju manje usklađenosti s vertikalnim obrascima; obično se nazivaju ili brojem ili imenom prvog elementa grupe (titan , kobalt, itd.).

Hemijski elementi koji pripadaju istoj grupi periodnog sistema pokazuju određene trendove u elektronegativnosti, atomskom radijusu i energiji jonizacije. U jednoj grupi, od vrha do dna, radijus atoma se povećava kako se energetski nivoi popunjavaju, valentni elektroni elementa se udaljavaju od jezgra, dok energija ionizacije opada i veze u atomu slabe, što pojednostavljuje uklanjanje elektrona. Smanjuje se i elektronegativnost, što je posljedica činjenice da se rastojanje između jezgra i valentnih elektrona povećava. Ali postoje i izuzeci od ovih obrazaca, na primjer, elektronegativnost raste, umjesto da se smanjuje, u grupi 11, u smjeru od vrha prema dnu. U periodnom sistemu postoji red pod nazivom „Period“.

Među grupama ima onih u kojima su horizontalni pravci značajniji (za razliku od drugih u kojima veća vrijednost imaju vertikalne smjerove), takve grupe uključuju blok F, u kojem lantanidi i aktinidi formiraju dvije važne horizontalne sekvence.

Elementi pokazuju određene obrasce u atomskom radijusu, elektronegativnosti, energiji jonizacije i energiji afiniteta elektrona. Zbog činjenice da se za svaki sljedeći element povećava broj nabijenih čestica, a elektroni privlače jezgro, radijus atoma se smanjuje s lijeva na desno, uz to se povećava energija ionizacije, a kako se veza u atomu povećava, povećava se teškoća uklanjanja elektrona. Metale koji se nalaze na lijevoj strani tabele karakterizira niži indikator energije afiniteta elektrona, a shodno tome, na desnoj strani indikator energije afiniteta elektrona je veći za nemetale (ne računajući plemenite plinove).

Različite regije periodnog sistema, ovisno o tome na kojoj se ljusci atoma nalazi posljednji elektron, a s obzirom na važnost elektronske ljuske, obično se opisuju kao blokovi.

S-blok uključuje prve dvije grupe elemenata (alkalni i zemnoalkalni metali, vodonik i helijum).
P-blok obuhvata poslednjih šest grupa, od 13 do 18 (prema IUPAC-u, ili prema sistemu usvojenom u Americi - od IIIA do VIIA), ovaj blok takođe uključuje sve metaloide.

Blok - D, grupe od 3 do 12 (IUPAC, ili IIIB do IIB na američkom), ovaj blok uključuje sve prelazne metale.
Blok - F, obično se nalazi izvan periodnog sistema, a uključuje lantanoide i aktinide.

Bess Ruff je diplomirana studentica sa Floride koja radi na doktoratu iz geografije. Magistrirala je nauku o životnoj sredini i menadžment na Bren School of Environmental Science and Management na Univerzitetu Kalifornije, Santa Barbara 2016. godine.

Broj izvora korištenih u ovom članku: . Njihovu listu ćete pronaći na dnu stranice.

Ako vam je periodni sistem težak za razumevanje, niste sami! Iako može biti teško razumjeti njegove principe, učenje kako ga koristiti pomoći će vam pri proučavanju nauke. Prvo, proučite strukturu tabele i koje informacije iz nje možete naučiti o svakom hemijskom elementu. Tada možete početi proučavati svojstva svakog elementa. I na kraju, koristeći periodni sistem, možete odrediti broj neutrona u atomu određenog kemijskog elementa.

Koraci

Dio 1

Struktura tabele

Periodični sistem, ili periodni sistem hemijskih elemenata, počinje sa leve strane gornji ugao i završava se na kraju poslednjeg reda tabele (donji desni ugao). Elementi u tabeli su raspoređeni s lijeva na desno prema rastućem redoslijedu njihovog atomskog broja. Atomski broj pokazuje koliko je protona sadržano u jednom atomu. Osim toga, kako se atomski broj povećava, tako se povećava atomska masa. Dakle, prema lokaciji elementa u periodnom sistemu, može se odrediti njegova atomska masa.

Kao što možete vidjeti, svaki sljedeći element sadrži jedan proton više od elementa koji mu prethodi. Ovo je očigledno kada pogledate atomske brojeve. Atomski brojevi se povećavaju za jedan kako se krećete s lijeva na desno. Pošto su elementi raspoređeni u grupe, neke ćelije tabele ostaju prazne.
- Na primjer, prvi red tabele sadrži vodonik, koji ima atomski broj 1, i helijum, koji ima atomski broj 2. Međutim, oni se nalaze na suprotnim rubovima jer pripadaju različitim grupama.
Saznajte više o grupama koje uključuju elemente sa sličnim fizičkim i hemijska svojstva. Elementi svake grupe nalaze se u odgovarajućoj vertikalnoj koloni. Obično se identificiraju istom bojom, što pomaže identificirati elemente sa sličnim fizičkim i kemijskim svojstvima i predvidjeti njihovo ponašanje. Svi elementi određene grupe imaju isti broj elektrona u svojoj vanjskoj ljusci.
- Vodonik se može klasifikovati i kao alkalni metal i kao halogeni. U nekim tabelama je naznačeno u obe grupe.
- U većini slučajeva, grupe su numerisane brojevima od 1 do 18, a brojevi se nalaze na vrhu ili dnu tabele. Brojevi se mogu navesti rimskim (npr. IA) ili arapskim (npr. 1A ili 1) brojevima.
- Kada se krećete duž kolone od vrha do dna, kaže se da „pretražujete grupu“.
Saznajte zašto u tabeli postoje prazne ćelije. Elementi su poredani ne samo prema atomskom broju, već i po grupama (elementi u istoj grupi imaju slična fizička i hemijska svojstva). Zahvaljujući tome, lakše je razumjeti kako se određeni element ponaša. Međutim, kako se atomski broj povećava, elementi koji spadaju u odgovarajuću grupu nisu uvijek pronađeni, tako da u tabeli postoje prazne ćelije.
- Na primjer, prva 3 reda imaju prazne ćelije jer se prijelazni metali nalaze samo od atomskog broja 21.
- Elementi sa atomskim brojevima od 57 do 102 klasifikovani su kao elementi retkih zemalja i obično su smešteni u svoju podgrupu u donjem desnom uglu tabele.
Svaki red tabele predstavlja tačku. Svi elementi istog perioda imaju isti broj atomskih orbitala u kojima se nalaze elektroni u atomima. Broj orbitala odgovara broju perioda. Tabela sadrži 7 redova, odnosno 7 tačaka.
- Na primjer, atomi elemenata prvog perioda imaju jednu orbitalu, a atomi elemenata sedmog perioda imaju 7 orbitala.
- Po pravilu, periodi su označeni brojevima od 1 do 7 na lijevoj strani tabele.
- Dok se krećete duž linije s lijeva na desno, kaže se da "skenirate period".
Naučite razlikovati metale, metaloide i nemetale. Bolje ćete razumjeti svojstva elementa ako možete odrediti koji je tip. Radi praktičnosti, u većini tablica označeni su metali, metaloidi i nemetali različite boje. Metali su na lijevoj, a nemetali na desnoj strani stola. Između njih se nalaze metaloidi.

Dio 2
Oznake elemenata
1. Svaki element je označen jednim ili dva latinična slova. Obično se daje simbol elementa velikim slovima u centru odgovarajuće ćelije. Simbol je skraćeno ime za element koji je isti u većini jezika. Prilikom provođenja eksperimenata i rada sa hemijske jednačine simboli elemenata se obično koriste, pa ih je korisno zapamtiti.
  - Obično su simboli elemenata njihove skraćenice Latinski naziv, iako su za neke, posebno nedavno otkrivene elemente, izvedeni iz zajedničkog naziva. Na primjer, helijum je predstavljen simbolom He, koji je blizak uobičajenom nazivu u većini jezika. Istovremeno, željezo se označava kao Fe, što je skraćenica njegovog latinskog naziva.
2. Obratite pažnju na puni naziv elementa ako je dat u tabeli. Ovaj element "name" se koristi u redovnim tekstovima. Na primjer, "helij" i "ugljik" su nazivi elemenata. Obično, iako ne uvek, puna imena elementi su označeni pod njihovim hemijskim simbolom.
  - Ponekad tabela ne navodi nazive elemenata već samo daje njihove hemijske simbole.
3. Pronađite atomski broj. Obično se atomski broj elementa nalazi na vrhu odgovarajuće ćelije, u sredini ili u uglu. Može se pojaviti i ispod simbola ili imena elementa. Elementi imaju atomske brojeve od 1 do 118.
  - Atomski broj je uvijek cijeli broj.
4. Zapamtite da atomski broj odgovara broju protona u atomu. Svi atomi elementa sadrže isti broj protona. Za razliku od elektrona, broj protona u atomima elementa ostaje konstantan. U suprotnom, dobili biste drugačiji hemijski element!
  - Atomski broj elementa također može odrediti broj elektrona i neutrona u atomu.
5. Obično je broj elektrona jednak broju protona. Izuzetak je slučaj kada je atom jonizovan. Protoni su pozitivni, a elektroni negativni naboj. Budući da su atomi obično neutralni, oni sadrže isti broj elektrona i protona. Međutim, atom može dobiti ili izgubiti elektrone, u tom slučaju postaje ioniziran.
  - Joni imaju električni naboj. Ako ion ima više protona, on ima pozitivan naboj, u kom slučaju se znak plus stavlja iza simbola elementa. Ako ion sadrži više elektrona, ima negativan naboj, označen znakom minus.
  - Znaci plus i minus se ne koriste ako atom nije jon.