Периодичната таблица е една от най-големите откритияна човечеството, което направи възможно организирането на знания за света около нас и откриването нови химични елементи. Необходим е за ученици, както и за всички, които се интересуват от химия. В допълнение, тази схема е незаменима в други области на науката.
Тази диаграма съдържа всичко познати на човекаелементи и те са групирани в зависимост от атомна масаи сериен номер. Тези характеристики влияят върху свойствата на елементите. В кратката версия на таблицата има общо 8 групи; елементите, включени в една група, имат много сходни свойства. Първата група включва водород, литий, калий, мед, чието латинско произношение на руски е cuprum. А също и аргентум - сребро, цезий, злато - аурум и франций. Втората група съдържа берилий, магнезий, калций, цинк, следвани от стронций, кадмий, барий и групата завършва с живак и радий.
Третата група включва бор, алуминий, скандий, галий, следвани от итрий, индий, лантан и групата завършва с талий и актиний. Четвъртата група започва с въглерод, силиций, титан, продължава с германий, цирконий, калай и завършва с хафний, олово и ръдърфордий. Петата група съдържа елементи като азот, фосфор, ванадий, по-долу са арсен, ниобий, антимон, след това идва тантал, бисмут и допълва групата с дубний. Шестият започва с кислород, следван от сяра, хром, селен, след това молибден, телур, след това волфрам, полоний и сиборгий.
В седмата група първият елемент е флуор, последван от хлор, манган, бром, технеций, следван от йод, след това рений, астат и бор. Последната група е най-многобройните. Той включва газове като хелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Тази група включва още метали желязо, кобалт, никел, родий, паладий, рутений, осмий, иридий и платина. Следват hannium и meitnerium. Елементите, които образуват актинидни серии и лантанидни серии. Те имат подобни свойства на лантана и актиния.
Тази схема включва всички видове елементи, които са разделени на 2 големи групи - метали и неметали, имащи различни свойства. Как да определите дали даден елемент принадлежи към една или друга група, ще бъде подпомогнато от конвенционална линия, която трябва да бъде начертана от бор до астат. Трябва да се помни, че такава линия може да бъде начертана само навътре пълна версиямаси. Всички елементи, които са над тази линия и са разположени в основните подгрупи, се считат за неметали. А тези отдолу, в основните подгрупи, са метали. Металите също са вещества, открити в странични подгрупи. Има специални картинки и снимки, в които можете да се запознаете подробно с позицията на тези елементи. Струва си да се отбележи, че тези елементи, които са на тази линия, показват същите свойства както на металите, така и на неметалите.
Отделен списък е съставен от амфотерни елементи, които имат двойни свойства и могат да образуват 2 вида съединения в резултат на реакции. В същото време те проявяват както основни, така и киселинни свойства. Преобладаването на определени свойства зависи от реакционните условия и веществата, с които реагира амфотерният елемент.
Струва си да се отбележи, че тази схема, в традиционния си дизайн с добро качество, е цветна. В същото време различни цветовеза по-лесно ориентиране са посочени главни и второстепенни подгрупи. Елементите също се групират в зависимост от сходството на техните свойства.
Въпреки това, в наши дни, заедно с цветовата схема, черно-бялата периодична таблица на Менделеев е много разпространена. Този тип се използва за черно-бял печат. Въпреки привидната сложност, работата с него е също толкова удобна, ако вземете предвид някои от нюансите. И така, разграничете основна подгрупаВ този случай той може да бъде разграничен от вторичен чрез разлики в нюансите, които са ясно забележими. Освен това в цветната версия са посочени елементи с наличие на електрони на различни слоеве различни цветове.
Струва си да се отбележи, че в едноцветен дизайн не е много трудно да се ориентирате в схемата. За целта ще бъде достатъчна информацията, посочена във всяка отделна клетка на елемента.
Единният държавен изпит днес е основният вид тест в края на училището, което означава, че трябва да се подготви за него специално внимание. Ето защо при избора финален изпит по химия, трябва да обърнете внимание на материали, които могат да ви помогнат да го преминете. По правило на учениците е разрешено да използват някои таблици по време на изпита, по-специално периодичната таблица в добро качество. Следователно, за да донесе само ползи по време на тестването, трябва предварително да се обърне внимание на неговата структура и изследване на свойствата на елементите, както и тяхната последователност. Вие също трябва да се научите използвайте черно-бялата версия на таблицатаза да не срещнете някои затруднения на изпита.
В допълнение към основната таблица, характеризираща свойствата на елементите и тяхната зависимост от атомната маса, има и други диаграми, които могат да помогнат при изучаването на химията. Например, има таблици за разтворимост и електроотрицателност на веществата. Първият може да се използва, за да се определи доколко дадено съединение е разтворимо във вода при нормална температура. В този случай анионите са разположени хоризонтално - отрицателно заредени йони, а катионите - тоест положително заредени йони - са разположени вертикално. За да разберете степен на разтворимостна едно или друго съединение е необходимо да се намерят неговите компоненти с помощта на таблицата. И на мястото на тяхното пресичане ще има необходимото обозначение.
Ако това е буквата "p", тогава веществото е напълно разтворимо във вода при нормални условия. Ако присъства буквата „m“, веществото е слабо разтворимо, а ако присъства буквата „n“, то е почти неразтворимо. Ако има знак „+“, съединението не образува утайка и реагира с разтворителя без остатък. Ако има знак "-", това означава, че такова вещество не съществува. Понякога можете да видите и знака „?“ в таблицата, тогава това означава, че степента на разтворимост на това съединение не е известна със сигурност. Електроотрицателност на елементитеможе да варира от 1 до 8; има и специална таблица за определяне на този параметър.
Друга полезна таблица е серията метални дейности. Всички метали са разположени в него според нарастващите степени на електрохимичен потенциал. Поредицата от метални напрежения започва с литий и завършва със злато. Смята се, че колкото по-наляво един метал заема място в даден ред, толкова по-активен е в химически реакции. по този начин най-активният металЛитият се счита за алкален метал. Списъкът с елементи също съдържа водород към края. Смята се, че металите, разположени след него, са практически неактивни. Те включват елементи като мед, живак, сребро, платина и злато.
Снимки на периодичната таблица с добро качество
Тази схема е едно от най-големите постижения в областта на химията. В същото време има много видове тази маса– къс вариант, дълъг, както и екстра-дълъг. Най-разпространена е късата таблица, но дългата версия на диаграмата също е често срещана. Струва си да се отбележи, че късата версия на веригата в момента не се препоръчва за използване от IUPAC.
Имаше тотално Разработени са повече от сто вида маси, различаващи се по представяне, форма и графично представяне. Те се използват в различни области на науката или изобщо не се използват. Понастоящем изследователите продължават да разработват нови конфигурации на вериги. Основният вариант е къса или дълга верига с отлично качество.
6.6. Характеристики на електронната структура на атомите на хром, мед и някои други елементи
Ако сте разгледали внимателно Приложение 4, вероятно сте забелязали, че за атомите на някои елементи последователността на запълване на орбиталите с електрони е нарушена. Понякога тези нарушения се наричат „изключения“, но това не е така - няма изключения от законите на природата!
Първият елемент с това разстройство е хромът. Нека разгледаме по-отблизо неговата електронна структура (фиг. 6.16 А). Атомът на хрома има 4 s-няма две поднива, както би се очаквало, а само един електрон. Но на 3 d-подниво има пет електрона, но това подниво се запълва след 4 s-подниво (виж фиг. 6.4). За да разберем защо се случва това, нека да разгледаме какво представляват електронните облаци 3 d-подниво на този атом.
Всеки от пет 3 d-облаците в този случай се образуват от един електрон. Както вече знаете от § 4 на тази глава, общият електронен облак от такива пет електрона има сферична форма или, както се казва, сферично симетричен. Според характера на разпределението на електронната плътност в различни посоки тя е подобна на 1 s-ЕО. Енергията на поднивото, чиито електрони образуват такъв облак, се оказва по-малка, отколкото в случая на по-малко симетричен облак. В този случай орбиталната енергия е 3 d-подниво е равно на енергия 4 s-орбитали. Когато симетрията е нарушена, например, когато се появи шести електрон, енергията на орбиталите е 3 d- поднивото отново става по-голямо от енергия 4 s-орбитали. Следователно мангановият атом отново има втори електрон при 4 s-AO.
Общият облак на всяко подниво, изпълнен с електрони наполовина или изцяло, има сферична симетрия. Намаляването на енергията в тези случаи е общ характери не зависи от това дали някое подниво е наполовина или напълно запълнено с електрони. И ако е така, тогава трябва да търсим следващото нарушение в атома, в чиято електронна обвивка деветото "пристига" последно d-електрон. Наистина, медният атом има 3 d-поднивото има 10 електрона и 4 s- само едно подниво (фиг. 6.16 b).
Намаляването на енергията на орбиталите на напълно или наполовина запълнено подниво причинява редица важни химични явления, с някои от които ще се запознаете.
6.7. Външни и валентни електрони, орбитали и поднива
В химията свойствата на изолираните атоми като правило не се изучават, тъй като почти всички атоми, включени в състава различни вещества, форма химични връзки. Химичните връзки се образуват от взаимодействието на електронните обвивки на атомите. За всички атоми (с изключение на водорода) не всички електрони участват в образуването на химични връзки: борът има три от пет електрона, въглеродът има четири от шест, а например барият има два от петдесет и шест. Тези "активни" електрони се наричат валентни електрони.
Валентните електрони понякога се бъркат с външенелектрони, но това не е едно и също нещо.
Електронните облаци от външни електрони имат максимален радиус (и максимална стойност на главното квантово число).
точно така външни електрониучастват в образуването на връзки на първо място, дори само защото, когато атомите се приближават един към друг, електронните облаци, образувани от тези електрони, влизат в контакт преди всичко. Но заедно с тях някои електрони също могат да участват в образуването на връзка. предвъншен(предпоследен) слой, но само ако имат енергия, която не е много различна от енергията на външните електрони. И двата електрона на атома са валентни електрони. (В лантанидите и актинидите дори някои „външни“ електрони са валентни)
Енергията на валентните електрони е много по-голяма от енергията на другите електрони на атома, а валентните електрони се различават значително по-малко по енергия един от друг.
Външните електрони винаги са валентни електрони само ако атомът изобщо може да образува химически връзки. По този начин и двата електрона на хелиевия атом са външни, но не могат да се нарекат валентни, тъй като хелиевият атом изобщо не образува никакви химически връзки.
Валентните електрони заемат валентни орбитали, които от своя страна образуват валентни поднива.
Като пример, разгледайте железен атом, чиято електронна конфигурация е показана на фиг. 6.17. От електроните на железен атом, максималното главно квантово число ( п= 4) има само две 4 s-електрон. Следователно те са външните електрони на този атом. Всички външни орбитали на железния атом са орбитали с п= 4, а външните поднива са всички поднива, образувани от тези орбитали, т.е. 4 s-,
4стр-, 4d- и 4 f-EPU.
Външните електрони винаги са валентни електрони, следователно 4 s-електроните на железния атом са валентни електрони. И ако е така, тогава 3 d-електрони с малко по-висока енергия също ще бъдат валентни електрони. На външното ниво на железния атом, в допълнение към запълнените 4 s-AO има още 4 свободни стр-, 4d- и 4 f-AO. Всички те са външни, но само 4 от тях са валентни r-AO, тъй като енергията на останалите орбитали е много по-висока и появата на електрони в тези орбитали не е от полза за железния атом.
И така, железният атом
външно електронно ниво – четвърто,
външни поднива – 4 s-, 4стр-, 4d- и 4 f-EPU,
външни орбитали – 4 s-, 4стр-, 4d- и 4 f-AO,
външни електрони – два 4 s-електрон (4 s 2),
външен електронен слой – четвърти,
външен електронен облак – 4 s-ЕО
валентни поднива – 4 s-, 4стр- и 3 d-EPU,
валентни орбитали – 4 s-, 4стр- и 3 d-AO,
валентни електрони – два 4 s-електрон (4 s 2) и шест 3 d- електрони (3 d 6).
Валентните поднива могат да бъдат запълнени частично или изцяло с електрони или могат да останат напълно свободни. С увеличаването на ядрения заряд енергийните стойности на всички поднива намаляват, но поради взаимодействието на електроните помежду си, енергията на различните поднива намалява с различни „скорости“. Напълно заредена с енергия d- И f-поднива намалява толкова много, че престават да бъдат валентни.
Като пример, разгледайте атомите на титан и арсен (фиг. 6.18).
В случай на титанов атом 3 d-EPU е само частично запълнен с електрони и неговата енергия е по-голяма от енергия 4 s-EPU и 3 d- електроните са валентни. Атомът на арсена има 3 d-EPU е напълно запълнен с електрони и неговата енергия е значително по-малка от енергията на 4 s-EPU и следователно 3 d-електроните не са валентни.
В дадените примери анализирахме конфигурация на валентни електрониатоми на титан и арсен.
Валентната електронна конфигурация на атома е изобразена като формула на валентния електрон, или във формата енергийна диаграма на валентни поднива.
ВАЛЕНТНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВЪНШНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВАЛЕНТЕН EPU, ВАЛЕНТЕН AO, ВАЛЕНТЕН ЕЛЕКТРОН КОНФИГУРАЦИЯ НА АТОМА, ВАЛЕНТЕН ЕЛЕКТРОН ФОРМУЛА, ДИАГРАМА НА ВАЛЕНТНИ ПОДНИВА.
1. На енергийните диаграми, които сте съставили, и в пълните електронни формули на атомите Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar посочете външните и валентните електрони. Напишете валентните електронни формули на тези атоми. На енергийните диаграми маркирайте частите, съответстващи на енергийните диаграми на валентните поднива.
2. Какво е общото между електронните конфигурации на атомите: а) Li и Na, B и Al, O и S, Ne и Ar; б) Zn и Mg, Sc и Al, Cr и S, Ti и Si; в) H и He, Li и O, K и Kr, Sc и Ga. Какви са техните различия
3. Колко валентни поднива има в електронната обвивка на атом на всеки елемент: а) водород, хелий и литий, б) азот, натрий и сяра, в) калий, кобалт и германий
4. Колко валентни орбитали са напълно запълнени в а) борния, б) флуорния, в) натриевия атом?
5. Колко орбитали с несдвоен електрон има един атом: а) бор, б) флуор, в) желязо
6. Колко свободни външни орбитали има мангановият атом? Колко свободни валенции?
7. За следващия урок подгответе лента хартия с ширина 20 mm, разделете я на клетки (20 × 20 mm) и нанесете естествена серия от елементи (от водород до мейтнерий) върху тази лента.
8. Във всяка клетка поставете символа на елемента, неговия атомен номер и формулата на валентния електрон, както е показано на фиг. 6.19 (използвайте Приложение 4).
6.8. Систематизиране на атомите според структурата на техните електронни обвивки
Систематизацията на химичните елементи се основава на естествената серия от елементи
И принцип на подобие на електронните обвивкитехните атоми.
С естествена близост химически елементивие вече се познавате. Сега нека се запознаем с принципа на подобие на електронните черупки.
Като се имат предвид валентните електронни формули на атомите в ERE, лесно е да се открие, че за някои атоми те се различават само в стойностите на основното квантово число. Например, 1 s 1 за водород, 2 s 1 за литий, 3 s 1 за натрий и т.н. Или 2 s 2 2стр 5 за флуор, 3 s 2 3стр 5 за хлор, 4 s 2 4стр 5 за бром и т.н. Това означава, че външните области на облаците от валентни електрони на такива атоми са много сходни по форма и се различават само по размер (и, разбира се, електронна плътност). И ако е така, тогава електронните облаци на такива атоми и съответните валентни конфигурации могат да бъдат наречени подобни. За атоми на различни елементи с подобни електронни конфигурации можем да напишем електронни формули за обща валентност: ns 1 в първия случай и ns 2 н.п. 5 във втория. Докато се движите през естествената серия от елементи, можете да намерите други групи атоми с подобни конфигурации на валентност.
по този начин атоми с подобни конфигурации на валентни електрони се срещат редовно в естествената серия от елементи.
Това е принципът на подобие на електронните черупки.
Нека се опитаме да идентифицираме вида на тази закономерност. За да направим това, ще използваме естествената серия от елементи, които сте направили.
ERE започва с водород, чиято валентна електронна формула е 1 s 1. В търсене на подобни валентни конфигурации, ние изрязваме естествената серия от елементи пред елементи с обща валентна електронна формула ns 1 (т.е. преди литий, преди натрий и т.н.). Получихме така наречените "периоди" на елементите. Нека добавим получените „периоди“, така че да станат редове на таблицата (виж Фиг. 6.20). В резултат на това само атомите в първите две колони на таблицата ще имат подобни електронни конфигурации.
Нека се опитаме да постигнем сходство на валентните електронни конфигурации в други колони на таблицата. За целта изрязваме от 6-ти и 7-ми периоди елементи с номера 58 – 71 и 90 –103 (те запълват 4 f- и 5 f-поднива) и ги поставете под масата. Ще преместим символите на останалите елементи хоризонтално, както е показано на фигурата. След това атомите на елементите, разположени в една и съща колона на таблицата, ще имат сходни валентни конфигурации, които могат да бъдат изразени чрез общи валентни електронни формули: ns 1 , ns 2 , ns 2 (п–1)d 1 , ns 2 (п–1)d 2 и така нататък, докато ns 2 н.п. 6. Всички отклонения от общите формули за валентност се обясняват със същите причини, както в случая на хром и мед (вижте параграф 6.6).
Както можете да видите, използвайки ERE и прилагайки принципа на подобие на електронните обвивки, успяхме да систематизираме химичните елементи. Такава система от химични елементи се нарича естествено, тъй като се основава единствено на законите на природата. Таблицата, която получихме (фиг. 6.21), е един от начините за графично представяне естествена системаелементи и се нарича дългопериодична таблица на химичните елементи.
ПРИНЦИП НА ПОДОБИЕ НА ЕЛЕКТРОННИТЕ ОБВИВКИ, ЕСТЕСТВЕНА СИСТЕМА ОТ ХИМИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ ("ПЕРИОДИЧНА" СИСТЕМА), ТАБЛИЦА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ.
6.9. Дълга периодична таблица на химичните елементи
Нека разгледаме по-отблизо структурата на дългопериодичната таблица на химичните елементи.
Редовете на тази таблица, както вече знаете, се наричат "периоди" от елементи. Периодите са номерирани с арабски цифри от 1 до 7. Първият период има само два елемента. Вторият и третият период, съдържащи по осем елемента, се наричат краткопериоди. Четвъртият и петият период, съдържащи по 18 елемента, се наричат дългопериоди. Наричат се шести и седми период, съдържащи по 32 елемента много дългапериоди.
Колоните на тази таблица се наричат групиелементи. Номерата на групите се обозначават с римски цифри с латински букви A или B.
Елементите на някои групи имат свои собствени общи (групови) имена: елементи от група IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - алкални елементи(или елементи от алкални метали); Елементи от група IIA (Ca, Sr, Ba и Ra) – алкалоземни елементи(или алкалоземни метални елементи)(наименованието "алкални метали" и алкалоземни метали" се отнася за прости вещества, образувани от съответните елементи и не трябва да се използва като имена на групи от елементи); елементи VIA група (O, S, Se, Te, Po) – халкогени, елементи от група VIIA (F, Cl, Br, I, At) – халогени, елементи от група VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – благородни газови елементи.(Традиционното наименование „благородни газове“ също се отнася за прости вещества)
Елементите с поредни номера 58 – 71 (Ce – Lu), обикновено поставени в долната част на таблицата, се наричат лантаниди(„следващ лантан“) и елементи със серийни номера 90 – 103 (Th – Lr) – актиниди(„след морска анемона“). Има версия на таблицата с дълги периоди, в която лантанидите и актинидите не се изрязват от ERE, а остават на местата си в ултра дълги периоди. Тази таблица понякога се нарича свръхдълъг период.
Таблицата с дълги периоди е разделена на четири блок(или секции).
s-блоквключва елементи от IA и IIA групи с обща валентност електронни формули ns 1 и ns 2
(s-елементи).
r-Блоквключва елементи от група IIIA до VIIIA с обща валентност електронни формули от ns 2 н.п. 1 към ns 2 н.п. 6 (р-елементи).
d-блоквключва елементи от група IIIB до IIB с обща валентност електронни формули от ns 2 (п–1)d 1 към ns 2 (п–1)d 10 (d-елементи).
f-блоквключва лантаниди и актиниди ( f-елементи).
Елементи s- И стр-блокове образуват А-групи и елементи d-блок – B-група от системата на химичните елементи. Всички f-елементите са формално включени в група IIIB.
Елементите от първия период - водород и хелий - са s-елементи и могат да се поставят в групи IA и IIA. Но хелият по-често се поставя в група VIIIA като елемент, с който завършва периодът, което напълно съответства на неговите свойства (хелият, както всички останали прости веществаобразуван от елементи от тази група е благороден газ). Водородът често се поставя в група VIIA, тъй като свойствата му са много по-близки до халогените, отколкото до алкалните елементи.
Всеки от периодите на системата започва с елемент с валентна конфигурация на атоми ns 1, тъй като именно от тези атоми започва образуването на следващия електронен слой и завършва с елемент с валентната конфигурация на атомите ns 2 н.п. 6 (с изключение на първия период). Това улеснява идентифицирането на енергийната диаграма на групи от поднива, запълнени с електрони в атомите от всеки период (фиг. 6.22). Направете тази работа с всички поднива, показани в копието, което сте направили на Фигура 6.4. Поднивата, подчертани на Фигура 6.22 (с изключение на напълно запълнените d- И f-поднива) са валентност за атомите на всички елементи от даден период.
Поява в периоди s-, стр-, d- или f-елементи напълно отговарят на последователността на запълване s-, стр-, d- или f-поднива с електрони. Тази характеристика на системата от елементи позволява, като се знае периода и групата, към която принадлежи даден елемент, незабавно да се запише неговата валентна електронна формула.
ДЪЛГОПЕРИОДНА ТАБЛИЦА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ, БЛОКОВЕ, ПЕРИОДИ, ГРУПИ, АЛКАЛНИ ЕЛЕМЕНТИ, АЛКАЛНОЗЕМНИ ЕЛЕМЕНТИ, ХАЛКОГЕНИ, ХАЛОГЕНИ, ЕЛЕМЕНТИ БЛАГОРОДНИ ГАЗОВЕ, ЛАНТАНОИДИ, АКТИНОИДИ.
Запишете общите валентни електронни формули на атомите на елементи от а) IVA и IVB групи, б) IIIA и VIIB групи?
2. Какво е общото между електронните конфигурации на атомите на елементи от групи А и В? С какво се различават?
3. Колко групи елементи са включени в а) s-блок, б) r-блок, c) d- блокирам?
4. Продължете Фигура 30 в посока на увеличаване на енергията на поднивата и маркирайте групи от поднива, запълнени с електрони в 4-ти, 5-ти и 6-ти периоди.
5. Избройте валентните поднива на а) калций, б) фосфор, в) титан, г) хлор, д) натриеви атоми. 6. Посочете как s-, p- и d-елементите се различават един от друг.
7. Обяснете защо членството на един атом във всеки елемент се определя от броя на протоните в ядрото, а не от масата на този атом.
8. За атомите на литий, алуминий, стронций, селен, желязо и олово съставете валентни, пълни и съкратени електронни формули и начертайте енергийни диаграми на валентни поднива. 9. Атомите на кои елементи отговарят на следните валентни електронни формули: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 стр 6 , 5s 2 5стр 2 , 5s 2 4d 2 ?
6.10. Видове електронни формули на атома. Алгоритъм за тяхното съставяне
За различни цели трябва да знаем или общата, или валентната конфигурация на атома. Всяка от тези електронни конфигурации може да бъде представена или чрез формула, или чрез енергийна диаграма. т.е. пълна електронна конфигурация на атомсе изразява пълна електронна формула на атом, или пълна енергийна диаграма на атом. на свой ред валентна електронна конфигурация на атомсе изразява валентност(или както често се нарича, " кратко") електронна формула на атома, или диаграма на валентните поднива на атома(фиг. 6.23).
Преди това правехме електронни формули на атоми, използвайки атомните номера на елементите. В същото време ние определихме последователността на запълване на поднива с електрони според енергийната диаграма: 1 s, 2s,
2стр, 3s, 3стр, 4s, 3d, 4стр, 5s, 4d, 5стр,
6s, 4f, 5d, 6стр, 7sи така нататък. И само като запишем пълната електронна формула, можем да запишем формулата на валентността.
По-удобно е да се напише валентната електронна формула на атома, която най-често се използва, въз основа на позицията на елемента в системата от химични елементи, като се използват координати на периодична група.
Нека да разгледаме по-отблизо как се прави това за елементите s-, стр- И d-блокове
За елементи s-блокова валентност електронна формула на атом се състои от три символа. Най-общо може да се напише по следния начин:
На първо място (на мястото на голямата клетка) се поставя номерът на периода (равен на основното квантово число на тези s-електрони), а на третия (в горния индекс) - номерът на групата (равен на броя на валентните електрони). Като вземем магнезиевия атом (3-ти период, група IIA) като пример, получаваме:
За елементи стр-блокова валентна електронна формула на атом се състои от шест символа:
Тук на мястото на големите клетки се поставя и номерът на периода (равен на основното квантово число на тези s- И стр-електрони) и номера на групата ( равно на числотовалентни електрони) се оказва равна на сумата от горните индекси. За кислородния атом (2-ри период, VIA група) получаваме:
2s 2 2стр 4 .
Валентна електронна формула на повечето елементи d-блок може да бъде написан така:
Както и в предишните случаи, тук вместо първата клетка се поставя номерът на периода (равен на основното квантово число на тези s- електрони). Числото във втората клетка се оказва с едно по-малко от основното квантово число на тези d- електрони. Номерът на групата тук също е равен на сумата от индексите. Пример – валентна електронна формула на титан (4 период, IVB група): 4 s 2 3d 2 .
Номерът на групата е равен на сумата от индексите за елементите от VIB група, но, както си спомняте, в тяхната валентност s-подниво има само един електрон, а общата валентна електронна формула е ns 1 (п–1)d 5. Следователно електронната формула на валентността, например, на молибден (5-ти период) е 5 s 1 4d 5 .
Също така е лесно да се състави валентната електронна формула на всеки елемент от групата IB, например злато (6-ти период)>–>6 s 1 5d 10, но в този случай трябва да запомните това d- електроните на атомите на елементите от тази група все още остават валентни и някои от тях могат да участват в образуването на химични връзки.
Общата валентна електронна формула на атомите на елементите от група IIB е ns 2 (п – 1)d 10. Следователно електронната формула на валентността, например, на цинков атом е 4 s 2 3d 10 .
Общи правилаВалентните електронни формули на елементите от първата триада (Fe, Co и Ni) също се подчиняват. Желязото, елемент от група VIIIB, има валентна електронна формула 4 s 2 3d 6. Кобалтовият атом има такъв d-електрон повече (4 s 2 3d 7), а за атома на никела - с две (4 s 2 3d 8).
Използвайки само тези правила за писане на валентни електронни формули, е невъзможно да се съставят електронни формули за атомите на някои d-елементи (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), тъй като при тях, поради желанието за силно симетрични електронни обвивки, запълването на валентните поднива с електрони има някои допълнителни характеристики.
Познавайки електронната формула на валентността, можете да запишете пълната електронна формула на атома (вижте по-долу).
Често вместо тромави пълни електронни формули те пишат съкратени електронни формулиатоми. За да ги компилирате в електронната формула, всички електрони на атома с изключение на валентните се изолират, техните символи се поставят в квадратни скоби и частта от електронната формула, съответстваща на електронната формула на атома на последния елемент от предходен период (елементът, образуващ благороден газ) се заменя със символа на този атом.
Примери за електронни формули от различни типове са дадени в таблица 14.
Таблица 14. Примери за електронни формули на атоми
Електронни формули |
|||
Съкратено |
Валентност |
||
1s 2 2s 2 2стр 3 |
2s 2 2стр 3 |
2s 2 2стр 3 |
|
1s 2 2s 2 2стр 6 3s 2 3стр 5 |
3s 2 3стр 5 |
3s 2 3стр 5 |
|
1s 2 2s 2 2стр 6 3s 2 3стр 6 4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
|
1s 2 2s 2 2стр 6 3s 2 3стр 6 3d 10 4s 2 4стр 3 |
4s 2 4стр 3 |
4s 2 4стр 3 |
|
1s 2 2s 2 2стр 6 3s 2 3стр 6 3d 10 4s 2 4стр 6 |
4s 2 4стр 6 |
4s 2 4стр 6 |
|
Алгоритъм за съставяне на електронни формули на атоми (използвайки примера на йодния атом)
№ |
Операция |
Резултат |
|
Определете координатите на атома в таблицата на елементите. |
Период 5, група VIIA |
||
Напишете формулата на валентния електрон. |
5s 2 5стр 5 |
||
Добавете символите за вътрешните електрони в реда, в който запълват поднивата. |
1s 2 2s 2 2стр 6 3s 2 3стр 6 4s 2 3d 10 4стр 6 5s 2 4d 10 5стр 5 |
||
Като се има предвид намаляването на енергията при напълно запълнени d- И f-поднива, запишете пълната електронна формула. |
|
||
Маркирайте валентните електрони. |
1s 2 2s 2 2стр 6 3s 2 3стр 6 3d 10 4s 2 4стр 6 4d 10 5s 2 5стр 5 |
||
Идентифицирайте електронната конфигурация на предходния атом на благороден газ. |
|||
Запишете съкратената електронна формула, като комбинирате всичко в квадратни скоби невалентенелектрони. |
5s 2 5стр 5 |
Бележки
1. За елементи от 2-ри и 3-ти период третата операция (без четвъртата) веднага води до пълната електронна формула.
2. (п – 1)d 10 -Електроните остават валентни на атомите на елементи от група IB.
ПЪЛНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, ВАЛЕНТНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, СЪКРАТЕНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, АЛГОРИТЪМ ЗА СЪСТАВЯНЕ НА ЕЛЕКТРОННИ ФОРМУЛИ НА АТОМИТЕ.
1. Съставете валентната електронна формула на атом на елемента а) втори период от трета А група, б) трети период от втора А група, в) четвърти период от четвърта А група.
2. Съставете съкратени електронни формули за атомите на магнезий, фосфор, калий, желязо, бром и аргон.
6.11. Кратка периодична таблица на химичните елементи
През повече от 100 години, изминали от откриването на естествената система от елементи, бяха предложени няколкостотин различни таблици, които графично отразяват тази система. От тях, в допълнение към дългопериодичната таблица, най-разпространена е така наречената краткопериодична таблица на елементите на Д.И. Краткопериодична таблица се получава от дългопериодична таблица, ако 4-ти, 5-ти, 6-ти и 7-ми периоди се изрежат пред елементите от групата IB, раздалечат се и получените редове се сгънат по същия начин, както преди сгънати периодите. Резултатът е показан на фигура 6.24.
Лантанидите и актинидите също са поставени под основната таблица тук.
IN групиТази таблица съдържа елементи, чиито атоми същия брой валентни електронинезависимо на какви орбитали са тези електрони. Така елементите хлор (типичен елемент, образуващ неметал; 3 s 2 3стр 5) и манган (металообразуващ елемент; 4 s 2 3d 5), които нямат подобни електронни обвивки, попадат тук в същата седма група. Необходимостта да разграничим такива елементи ни принуждава да ги разграничим в групи подгрупи: основен– аналози на А-групите на дългопериодичната таблица и страна– аналози на B-групи. На фигура 34 символите на елементите на основните подгрупи са изместени наляво, а символите на елементите на второстепенните подгрупи са изместени надясно.
Вярно е, че това подреждане на елементите в таблицата също има своите предимства, тъй като именно броят на валентните електрони определя основно валентните способности на атома.
Дългопериодичната таблица отразява закономерностите на електронната структура на атомите, приликите и моделите на промени в свойствата на прости вещества и съединения в групи от елементи, регулярните промени в редица физични величини, характеризиращи атоми, прости вещества и съединения в цялата система от елементи и много повече. Краткопериодичната таблица е по-малко удобна в това отношение.
КРАТКОПЕРИОДНА ТАБЛИЦА, ОСНОВНИ ПОДГРУПИ, СТРАНИЧНИ ПОДГРУПИ.
1. Преобразувайте дългопериодичната таблица, която сте конструирали от естествена поредица от елементи, в краткопериодична таблица. Направете обратното преобразуване.
2. Възможно ли е да се състави обща валентна електронна формула за атоми на елементи от една група от краткопериодичната таблица? защо
6.12. Атомни размери. Орбитални радиуси
.Атомът няма ясни граници. Какво се счита за размера на изолиран атом? Ядрото на атома е заобиколено от електронна обвивка, а обвивката се състои от електронни облаци. Размерът на ЕО се характеризира с радиус rео. Всички облаци във външния слой имат приблизително еднакъв радиус. Следователно размерът на атома може да се характеризира с този радиус. Нарича се орбитален радиус на атома(r 0).
Стойностите на орбиталните радиуси на атомите са дадени в Приложение 5.
Радиусът на EO зависи от заряда на ядрото и от орбиталата, в която се намира електронът, образуващ този облак. Следователно орбиталният радиус на атома зависи от същите тези характеристики.
Нека разгледаме електронните обвивки на водородните и хелиевите атоми. Както във водородния атом, така и в атома на хелия, електроните са разположени на 1 s-AO, и техните облаци биха имали еднакъв размер, ако зарядите на ядрата на тези атоми бяха еднакви. Но зарядът на ядрото на хелиевия атом е два пъти по-голям от заряда на ядрото на водородния атом. Според закона на Кулон силата на привличане, действаща върху всеки от електроните на атома на хелия, е два пъти по-голяма от силата на привличане на електрона към ядрото на водородния атом. Следователно радиусът на атома на хелия трябва да бъде много по-малък от радиуса на атома на водорода. Това е вярно: r 0 (Той) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Литиевият атом има външен електрон при 2 s-AO, т.е. образува облак от втория слой. Естествено радиусът му трябва да е по-голям. наистина: r 0 (Li) = 1,586 E.
Атомите на останалите елементи от втория период имат външни електрони (и 2 sи 2 стр) са разположени в същия втори електронен слой и ядреният заряд на тези атоми се увеличава с увеличаване на атомния номер. Електроните се привличат по-силно към ядрото и, естествено, радиусите на атомите намаляват. Бихме могли да повторим тези аргументи за атоми на елементи от други периоди, но с едно уточнение: орбиталният радиус намалява монотонно само когато всяко от поднивата е запълнено.
Но ако пренебрегнем подробностите, общият характер на промяната в размерите на атомите в система от елементи е следният: с увеличаване на поредния номер в период орбиталните радиуси на атомите намаляват, а в група те увеличаване. Най-големият атом е атом на цезий, а най-малкият е атом на хелий, но от атомите на елементите, които образуват химични съединения (хелий и неон не ги образуват), най-малкият е атом на флуор.
Повечето атоми на елементи в естествената серия след лантанидите имат орбитални радиуси, които са малко по-малки, отколкото би се очаквало въз основа на общите закони. Това се дължи на факта, че между лантан и хафний в системата от елементи има 14 лантанида и следователно зарядът на ядрото на хафниевия атом е 14 дповече от лантан. Следователно външните електрони на тези атоми се привличат към ядрото по-силно, отколкото биха били в отсъствието на лантаниди (този ефект често се нарича „свиване на лантаноидите“).
Моля, обърнете внимание, че при преминаване от атоми на елементи от група VIIIA към атоми на елементи от група IA, орбиталният радиус се увеличава рязко. Следователно нашият избор на първите елементи на всеки период (виж § 7) се оказа правилен.
ОРБИТАЛЕН РАДИУС НА АТОМА, ПРОМЯНАТА МУ В СИСТЕМАТА ОТ ЕЛЕМЕНТИ.
1. Съгласно данните, дадени в Приложение 5, начертайте върху милиметрова хартия графика на зависимостта на орбиталния радиус на атома от атомния номер на елемента за елементи с Зот 1 до 40. Дължината на хоризонталната ос е 200 mm, дължината на вертикалната ос е 100 mm.
2. Как можете да характеризирате външния вид на получената прекъсната линия?
6.13. Атомна йонизационна енергия
Ако дадете на електрон в атом допълнителна енергия (ще научите как да направите това в курс по физика), тогава електронът може да се премести в друга АО, тоест атомът ще се озове в възбудено състояние. Това състояние е нестабилно и електронът почти веднага ще се върне в първоначалното си състояние и излишната енергия ще бъде освободена. Но ако енергията, предадена на електрона, е достатъчно голяма, електронът може напълно да се откъсне от атома, докато атомът йонизиран, тоест се превръща в положително зареден йон ( катион). Необходимата за това енергия се нарича атомна йонизационна енергия(дИ).
Доста трудно е да се отстрани електрон от един атом и да се измери енергията, необходима за това, така че практически се определя и използва моларна йонизационна енергия(E и m).
Моларната йонизационна енергия показва каква е минималната енергия, необходима за отстраняване на 1 мол електрони от 1 мол атоми (един електрон от всеки атом). Тази стойност обикновено се измерва в килоджаули на мол. Стойностите на моларната йонизационна енергия на първия електрон за повечето елементи са дадени в Приложение 6.
Как енергията на йонизация на атома зависи от позицията на елемента в системата от елементи, т.е. как се променя в групата и периода?
Във физическото си значение йонизационната енергия е равна на работата, която трябва да бъде изразходвана за преодоляване на силата на привличане между електрон и атом при преместване на електрон от атом на безкрайно разстояние от него.
Къде р– електронен заряд, Qе зарядът на катиона, оставащ след отстраняването на електрона, и r o е орбиталният радиус на атома.
И р, И Q– количествата са постоянни и можем да заключим, че работата по отстраняване на електрон А, а с това и йонизационната енергия ди са обратно пропорционални на орбиталния радиус на атома.
След като анализирате стойностите на орбиталните радиуси на атомите на различни елементи и съответните стойности на йонизационната енергия, дадени в Приложения 5 и 6, можете да се убедите, че връзката между тези количества е близка до пропорционалната, но донякъде се различава от нея . Причината нашето заключение да не съвпада добре с експерименталните данни е, че използвахме много груб модел, който не взе под внимание много важни фактори. Но дори този груб модел ни позволи да направим правилния извод, че с увеличаване на орбиталния радиус йонизационната енергия на атома намалява и, обратно, с намаляване на радиуса се увеличава.
Тъй като в период с увеличаване на атомния номер орбиталният радиус на атомите намалява, йонизационната енергия се увеличава. В група, с увеличаване на атомния номер, орбиталният радиус на атомите като правило се увеличава и йонизационната енергия намалява. Най-високата моларна енергия на йонизация се намира в най-малките атоми, атомите на хелия (2372 kJ/mol), а от атомите, способни да образуват химични връзки, атомите на флуора (1681 kJ/mol). Най-малкият е за най-големите атоми, цезиевите атоми (376 kJ/mol). В система от елементи посоката на увеличаване на йонизационната енергия може да бъде показана схематично, както следва: 
В химията е важно енергията на йонизация да характеризира тенденцията на атома да отдава „своите“ електрони: колкото по-висока е енергията на йонизация, толкова по-малко е склонен атомът да се отказва от електрони и обратно.
ВЪЗБУДЕНО СЪСТОЯНИЕ, ЙОНИЗАЦИЯ, КАТИОН, ЙОНИЗАЦИОННА ЕНЕРГИЯ, МОЛАРНА ЙОНИЗАЦИОННА ЕНЕРГИЯ, ПРОМЯНА НА ЙОНИЗАЦИОННАТА ЕНЕРГИЯ В СИСТЕМА ОТ ЕЛЕМЕНТИ.
1. Използвайки данните, дадени в Приложение 6, определете колко енергия трябва да се изразходва, за да се отстрани един електрон от всички натриеви атоми с обща маса 1 g.
2. Използвайки данните, дадени в Приложение 6, определете колко пъти повече енергия е необходима за отстраняване на един електрон от всички натриеви атоми с тегло 3 g, отколкото от всички калиеви атоми със същата маса. Защо това съотношение се различава от съотношението на моларните енергии на йонизация на същите атоми?
3. Съгласно данните, дадени в Приложение 6, начертайте зависимостта на моларната йонизационна енергия от атомния номер за елементи с Зот 1 до 40. Размерите на графиката са същите като в заданието към предходния параграф. Проверете дали тази графика съответства на избора на "периоди" на системата от елементи.
6.14. Енергия на електронен афинитет
.Втората най-важна енергийна характеристика на атома е енергия на електронен афинитет(дС).
На практика, както в случая на йонизационна енергия, обикновено се използва съответното моларно количество - моларна енергия на електронен афинитет().
Моларната енергия на електронен афинитет показва енергията, освободена, когато един мол електрони се добави към един мол неутрални атоми (един електрон за всеки атом). Подобно на моларната йонизационна енергия, това количество също се измерва в килоджаули на мол.
На пръв поглед може да изглежда, че в този случай не трябва да се освобождава енергия, тъй като атомът е неутрална частица и няма електростатични сили на привличане между неутрален атом и отрицателно зареден електрон. Напротив, приближавайки се до атом, електронът, изглежда, трябва да бъде отблъснат от същите отрицателно заредени електрони, които образуват електронната обвивка. Всъщност това не е съвсем вярно. Спомнете си дали някога сте имали работа с атомен хлор. Разбира се че не. В края на краищата той съществува само при много високи температури. Дори по-стабилният молекулярен хлор практически не се среща в природата; ако е необходимо, той трябва да бъде получен чрез химични реакции. И вие трябва постоянно да се справяте с натриев хлорид (готварска сол). В крайна сметка трапезната сол се консумира всеки ден от хората с храната. И в природата се среща доста често. Но готварската сол съдържа хлоридни йони, тоест хлорни атоми, които са добавили един „допълнителен“ електрон. Една от причините, поради които хлоридните йони са толкова често срещани, е, че хлорните атоми имат тенденция да получават електрони, тоест, когато хлоридните йони се образуват от хлорни атоми и електрони, се освобождава енергия.
Една от причините за освобождаването на енергия вече ви е известна - тя е свързана с увеличаване на симетрията на електронната обвивка на хлорния атом по време на прехода към еднократно зареден анион. В същото време, както си спомняте, енергия 3 стр-подниво намалява. Има и други по-сложни причини.
Поради факта, че стойността на енергията на електронен афинитет се влияе от няколко фактора, естеството на промяната на това количество в система от елементи е много по-сложно от естеството на промяната в йонизационната енергия. Можете да се убедите в това, като анализирате таблицата, дадена в Приложение 7. Но тъй като стойността на това количество се определя преди всичко от същото електростатично взаимодействие като стойностите на йонизационната енергия, тогава нейната промяна в системата на елементи (поне в А- групи) в общ контурподобно на промяна в йонизационната енергия, т.е. енергията на електронен афинитет в група намалява и за период се увеличава. Тя е максимална за флуорни (328 kJ/mol) и хлорни (349 kJ/mol) атоми. Природата на промяната в енергията на афинитета на електрона в система от елементи наподобява природата на промяната в енергията на йонизация, т.е. посоката на увеличаване на енергията на афинитета на електрона може да бъде показана схематично, както следва:
2. В същия мащаб по хоризонталната ос, както в предишните задачи, изградете графика на зависимостта на моларната енергия на електронен афинитет от атомния номер за атоми на елементи с Зот 1 до 40 с помощта на приложение 7.
3.Кое физически смисълимат отрицателни енергии на електронен афинитет?
4. Защо от всички атоми на елементи от втория период само берилият, азотът и неонът имат отрицателни стойности на моларната енергия на афинитета на електрони?
6.15. Склонността на атомите да губят и да получават електрони
Вече знаете, че склонността на един атом да се отказва от собствените си електрони и да добавя електрони на други зависи от неговите енергийни характеристики (енергия на йонизация и енергия на афинитет към електрони). Кои атоми са по-склонни да отдадат своите електрони и кои са по-склонни да приемат други?
За да отговорим на този въпрос, нека обобщим в таблица 15 всичко, което знаем за промяната на тези наклонности в системата от елементи.
Таблица 15. Промени в склонността на атомите да се откажат от собствените си електрони и да получат чужди електрони
Електронна конфигурация на атоме формула, показваща разположението на електроните в атома по нива и поднива. След като изучите статията, ще научите къде и как се намират електроните, ще се запознаете с квантовите числа и ще можете да конструирате електронната конфигурация на атома по неговия номер; в края на статията има таблица с елементи.
Защо да изучаваме електронната конфигурация на елементите?
Атомите са като строителен комплект: има определен брой части, те се различават една от друга, но две части от един и същи вид са абсолютно еднакви. Но този конструктор е много по-интересен от пластмасовия и ето защо. Конфигурацията се променя в зависимост от това кой е наблизо. Например кислород до водородможе би
се превръща във вода, когато е близо до натрий, се превръща в газ, а когато е близо до желязо, напълно го превръща в ръжда.
За да се отговори на въпроса защо това се случва и да се предвиди поведението на един атом до друг, е необходимо да се проучи електронната конфигурация, която ще бъде разгледана по-долу.
Колко електрона има в един атом?
Чрез наблюдение на поведението на електрона са изведени определени модели, те са описани с квантови числа, общо четири:
- Главно квантово число
- Орбитално квантово число
- Магнитно квантово число
- Спиново квантово число
Орбитален
Освен това, вместо думата орбита, ще използваме термина „орбитала“; орбитала е вълновата функция на електрона; това е областта, в която електронът прекарва 90% от времето си.
N - ниво
L - черупка
M l - орбитален номер
M s - първи или втори електрон в орбиталата
Орбитално квантово число l
В резултат на изучаването на електронния облак те установиха, че в зависимост от енергийното ниво облакът приема четири основни форми: топка, дъмбели и две други, по-сложни.
По ред на нарастване на енергията тези форми се наричат s-, p-, d- и f-обвивка.
Всяка от тези черупки може да има 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбитали. Орбиталното квантово число е обвивката, в която се намират орбиталите. Орбиталното квантово число за s, p, d и f орбиталите приема стойности съответно 0, 1, 2 или 3.
На s-обвивката има една орбитала (L=0) - два електрона
На p-обвивката (L=1) има три орбитали - шест електрона
Има пет орбитали на d-обвивката (L=2) - десет електрона
На f-обвивката (L=3) има седем орбитали - четиринадесет електрона
Магнитно квантово число m l
На p-обвивката има три орбитали, те се обозначават с числа от -L до +L, тоест за p-обвивката (L=1) има орбитали „-1“, „0“ и „1“ .
Магнитното квантово число се обозначава с буквата m l.
Вътре в обвивката е по-лесно електроните да бъдат разположени в различни орбитали, така че първите електрони запълват по един във всяка орбитала, а след това към всяка се добавя двойка електрони.
Помислете за d-обвивката:
D-обвивката съответства на стойността L=2, т.е. пет орбитали (-2,-1,0,1 и 2), първите пет електрона запълват обвивката, приемайки стойностите M l =-2, M l =-1, Ml =0, Ml =1, Ml =2.
Основното квантово число е енергийното ниво; в момента са известни седем енергийни нива, всяко обозначено с арабска цифра: 1,2,3,...7. Броят на черупките на всяко ниво е равен на номера на нивото: има една черупка на първото ниво, две на второто и т.н.
Електронно число
И така, всеки електрон може да бъде описан с четири квантови числа, комбинацията от тези числа е уникална за всяка позиция на електрона, вземете първия електрон, най-ниското енергийно ниво е N = 1, на първото ниво има една обвивка, първата обвивка на всяко ниво има формата на топка (s -shell), т.е. L=0, магнитното квантово число може да приеме само една стойност, M l =0 и спинът ще бъде равен на +1/2.
- И така, алгоритъмът за съставяне на електронни формули на елементи е следният:
- Първо записваме химичния знак. елемент, като долу вляво на знака посочваме неговия пореден номер.
- След това по номера на периода (от който е елементът) определяме броя на енергийните нива и рисуваме такъв брой дъги до знака на химичния елемент.
- След това, според номера на групата, броят на електроните във външното ниво се записва под дъгата.
- На 1-во ниво максималното възможно е 2, на второто вече е 8, на третото – цели 18. Започваме да поставяме числа под съответните дъги.
- Броят на електроните на предпоследното ниво трябва да се изчисли, както следва: броят на вече зададените електрони се изважда от серийния номер на елемента.
- Ето електронните формули на някои химични елементи:
- Записваме химичния елемент и неговият пореден номер показва броя на електроните в атома.
- Нека направим формула. За да направите това, трябва да разберете броя на енергийните нива; основата за определяне е номерът на периода на елемента.
Разделяме нивата на поднива.
- първо запълваме s-поднивото, а след това p-, d- b f-поднивата;
- според правилото на Клечковски, електроните запълват орбиталите в ред на увеличаване на енергията на тези орбитали;
- според правилото на Хунд, електроните в едно подниво заемат свободни орбитали един по един и след това образуват двойки;
- Според принципа на Паули в една орбитала има не повече от 2 електрона.
Електронната формула на химичния елемент показва колко електронни слоя и колко електрони се съдържат в атома и как са разпределени между слоевете.
За да съставите електронната формула на химичен елемент, трябва да разгледате периодичната таблица и да използвате информацията, получена за този елемент. Атомният номер на елемент в периодичната таблица съответства на броя на електроните в атома. Броят на електронните слоеве съответства на номера на периода, броят на електроните в последния електронен слой съответства на номера на групата.
Трябва да се помни, че първият слой съдържа максимум 2 електрона 1s2, вторият - максимум 8 (две s и шест p: 2s2 2p6), третият - максимум 18 (две s, шест p и десет d: 3s2 3p6 3d10).
Например електронната формула на въглерода: C 1s2 2s2 2p2 (пореден номер 6, период номер 2, група номер 4).
Електронна формула за натрий: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (пореден номер 11, период номер 3, група номер 1).
За да проверите дали електронната формула е написана правилно, можете да разгледате сайта www.alhimikov.net.
На пръв поглед съставянето на електронна формула за химични елементи може да изглежда като доста сложна задача, но всичко ще стане ясно, ако се придържате към следната схема:
- първо записваме орбиталите
- Вмъкваме числа пред орбиталите, които показват номера на енергийното ниво. Не забравяйте формулата за определяне на максималния брой електрони на енергийно ниво: N=2n2
Как можете да разберете броя на енергийните нива? Просто погледнете периодичната таблица: това число е равно на номера на периода, в който се намира елементът.
- Над иконата на орбитата пишем число, което показва броя на електроните, които са в тази орбитала.
Например електронната формула за скандий ще изглежда така.
Ако вземем петия електрон (в какъвто и атом да е), то основните квантови числа за него ще бъдат: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.
Задачата да се състави електронна формула за химичен елемент не е от най-лесните.
Остава да превърнем нашата диаграма в електронна формула:
По-долу можете да видите пример за това как правилно да съставите електронни формули на химични елементи.
Трябва да създадете електронни формули на химични елементи по следния начин: трябва да погледнете номера на елемента в периодичната таблица, като по този начин разберете колко електрони има. След това трябва да разберете броя на нивата, който е равен на периода. След това се записват и попълват поднивата:
За да съставите електронната формула, ще ви е необходима периодичната система на Менделеев. Намерете своя химичен елемент там и погледнете периода - той ще бъде равен на броя на енергийните нива. Номерът на групата ще съответства числено на броя на електроните в последното ниво. Броят на елемента ще бъде количествено равен на броя на неговите електрони. Също така трябва да знаете, че първото ниво има максимум 2 електрона, второто - 8, а третото - 18.
Това са основните точки. Освен това в интернет (включително и в нашия сайт) можете да намерите информация с готова електронна формула за всеки елемент, така че да можете да тествате сами.
Съставянето на електронни формули на химичните елементи е много сложен процес; не можете да го направите без специални таблици и трябва да използвате цял куп формули. Накратко, за да компилирате, трябва да преминете през следните етапи:
Необходимо е да се състави орбитална диаграма, в която ще има концепция за това как електроните се различават един от друг. Диаграмата подчертава орбиталите и електроните.
Електроните са запълнени на нива, отдолу нагоре, и имат няколко поднива.
Първо откриваме общия брой електрони на даден атом.
Попълваме формулата по определена схема и я записваме - това ще бъде електронната формула.
Например, за азота тази формула изглежда така, първо се занимаваме с електрони:
И запишете формулата:
Да разбираш принципът на съставяне на електронната формула на химичен елемент, първо трябва да определите общия брой електрони в атома по числото в периодичната таблица. След това трябва да определите броя на енергийните нива, като вземете за основа номера на периода, в който се намира елементът.
След това нивата се разделят на поднива, които се запълват с електрони въз основа на принципа на най-малката енергия.
Можете да проверите правилността на вашите разсъждения, като погледнете например тук.
Съставяйки електронната формула на химичен елемент, можете да разберете колко електрони и електронни слоеве има в даден атом, както и реда на тяхното разпределение между слоевете.
Първо определяме атомния номер на елемента според периодичната таблица; той съответства на броя на електроните. Броят на електронните слоеве показва номера на периода, а броят на електроните в последния слой на атома съответства на номера на групата.
Етер в периодичната таблица
Световният етер е субстанцията на ВСЕКИ химичен елемент и, следователно, ВСЯКА субстанция е Абсолютната истинска материя като Универсална елементообразуваща Същност.Световният етер е източникът и венецът на цялата истинска периодична таблица, нейното начало и край - алфата и омегата на периодичната таблица на елементите на Дмитрий Иванович Менделеев.
В античната философия етерът (aithér-гръцки), заедно със земята, водата, въздуха и огъня, е един от петте елемента на битието (според Аристотел) - петата същност (quinta essentia - латински), разбирана като най-фината всепроникваща материя. IN края на XIXвек, хипотезата за световен етер (МЕ), изпълващ цялото световно пространство, стана широко разпространена в научните среди. Той се разбира като безтегловна и еластична течност, която прониква във всички тела. Мнозина са се опитвали да обяснят съществуването на етера физични явленияи имоти.
Предговор.
Менделеев има две фундаментални научни открития:
1 - Откриване на периодичния закон в същността на химията,
2 - Откриване на връзката между субстанцията на химията и субстанцията на етера, а именно: частиците на етера образуват молекули, ядра, електрони и т.н., но не участват в химични реакции.
Етерът е частици материя с размер ~ 10-100 метра (всъщност те са „първите тухли” на материята).
факти Етерът беше в оригиналната периодична таблица. Клетката за Етер се намираше в нулевата група с инертни газове и в нулевия ред като основен системообразуващ фактор за изграждане на Системата от химични елементи. След смъртта на Менделеев таблицата е изкривена чрез премахване на Етер от нея и елиминиране на нулевата група, като по този начин се крие фундаменталното откритие с концептуално значение.
В съвременните Ether таблици: 1 - не се вижда, 2 - не може да се познае (поради липсата на нулева група).
Такава целенасочена фалшификация пречи на развитието на прогреса на цивилизацията.
Катастрофите, причинени от човека (напр. Чернобил и Фукушима), щяха да бъдат избегнати, ако бяха инвестирани достатъчно ресурси своевременно в разработването на истинска периодична таблица. Укриването на концептуално знание се случва на глобално ниво към „нисшата“ цивилизация.
Резултат. В училищата и университетите преподават изрязана периодична таблица.
Оценка на ситуацията. Периодичната таблица без етер е същото като човечеството без деца - можете да живеете, но няма да има развитие и бъдеще.
Резюме. Ако враговете на човечеството крият знание, то нашата задача е да разкрием това знание.
Заключение. Старата периодична таблица има по-малко елементи и повече прозорливост от съвременната.
Заключение. Ново ниво е възможно само ако се промени информационното състояние на обществото.
Долен ред. Връщането към истинската периодична таблица вече не е научен, а политически въпрос.
Какъв е основният политически смисъл на учението на Айнщайн?Тя се състоеше в прекъсване на достъпа на човечеството до неизчерпаеми природни източници на енергия по всякакъв начин, които бяха открити чрез изучаването на свойствата на световния етер. Ако успее по този път, глобалната финансова олигархия ще загуби властта в този свят, особено в светлината на ретроспективата на онези години: Рокфелер направиха невъобразимо състояние, надхвърлящо бюджета на Съединените щати, от петролни спекулации и загуба за ролята на петрола, която "черното злато" заемаше в този свят - ролята на кръвоносната система на глобалната икономика - не ги вдъхновяваше.
Това не вдъхнови други олигарси – кралете на въглищата и стоманата. Така финансовият магнат Морган веднага спря финансирането на експериментите на Никола Тесла, когато се доближи до безжичния пренос на енергия и извличането на енергия „от нищото“ – от световния етер. След това никой не предостави финансова помощ на собственика на огромен брой технически решения, приложени на практика - солидарността на финансовите магнати е като тази на крадците в закона и феноменален нос за това откъде идва опасността. Ето защо срещу човечеството и е извършен саботаж, наречен „ Специална теорияОтносителност."
Един от първите удари падна върху таблицата на Дмитрий Менделеев, в която етерът беше първото число; именно мислите за етера раждат блестящото прозрение на Менделеев - неговата периодична таблица на елементите.
Глава от статията: V.G. Родионов. Мястото и ролята на световния етер в истинската таблица на D.I. Менделеев
6. Argumentum ad rem
Това, което сега се представя в училищата и университетите под заглавието „Периодична таблица на химичните елементи D.I. Менделеев” е откровена лъжа.
Последният път, когато истинската периодична система е публикувана в неизкривен вид през 1906 г. в Санкт Петербург (учебник „Основи на химията“, VIII издание). И само след 96 години забрава, оригиналната периодична таблица се издига за първи път от пепелта благодарение на публикуването на дисертация в списание ZhRFM на Руското физическо общество.
След внезапната смърт на Д. И. Менделеев и кончината на неговите верни научни колеги в Руското физико-химическо общество, синът на приятеля и колегата на Д. И. Менделеев в Обществото, Борис Николаевич Меншуткин, пръв вдига ръка за безсмъртното творение на Менделеев. Разбира се, Меншуткин не действа сам - той само изпълнява заповедта. В края на краищата новата парадигма на релативизма изискваше изоставянето на идеята за световния етер; и затова това изискване е издигнато до ранг на догма, а работата на Д.И.Менделеев е фалшифицирана.
Основното изкривяване на Таблицата е пренасянето на “нулевата група” на Таблицата в нейния край, надясно, и въвеждането на т.нар. "периоди". Подчертаваме, че такава (само на пръв поглед безобидна) манипулация е логически обяснима само като съзнателно премахване на основното методологическо звено в откритието на Менделеев: периодичната система от елементи в нейното начало, източник, т.е. в горния ляв ъгъл на таблицата, трябва да има нулева група и нулев ред, където се намира елементът “X” (според Менделеев - “Нютоний”), - т.е. световно излъчване.
Освен това, бидейки единственият системообразуващ елемент от цялата таблица на производните елементи, този елемент “X” е аргументът на цялата периодична таблица. Прехвърлянето на нулевата група на таблицата в нейния край унищожава самата идея за този основен принцип на цялата система от елементи според Менделеев.
За да потвърдим горното, ще дадем думата на самия Д.И.
„... Ако аналозите на аргона изобщо не дават съединения, тогава е очевидно, че е невъзможно да се включи някоя от групите на предварително известни елементи и за тях трябва да се отвори специална група нула... Тази позиция на аргоновите аналози в нулевата група е строго логично следствие от разбирането на периодичния закон и следователно (поставянето в група VIII е очевидно неправилно) беше прието не само от мен, но и от Braizner, Piccini и други... Сега, когато стана извън най-малкото съмнение, че преди тази група I, в която трябва да бъде поставен водородът, съществува нулева група, чиито представители имат атомни тегла по-малки от тези на елементите от група I, струва ми се невъзможно да се отрече съществуването елементи, по-леки от водорода.
От тях нека първо да обърнем внимание на елемента от първия ред от 1-ва група. Означаваме го с "у". Очевидно ще има фундаменталните свойства на аргоновите газове... „Короний“, с плътност от около 0,2 спрямо водорода; и по никакъв начин не може да бъде световният етер.
Този елемент "y" обаче е необходим, за да се доближим мислено до този най-важен и следователно най-бързо движещ се елемент "x", който според мен може да се счита за етер. Бих искал условно да го нарека “Нютоний” - в чест на безсмъртния Нютон... Проблемът за гравитацията и проблемът за цялата енергия (!!! - В. Родионов) не може да си представим наистина решен без истинско разбиране на етера като световна среда, която предава енергия на разстояния. Истинското разбиране на етера не може да бъде постигнато чрез пренебрегване на неговата химия и без да се счита за елементарно вещество; елементарните субстанции вече са немислими без тяхното подчинение на периодичния закон” („Опит за химическо разбиране на световния етер.” 1905 г., стр. 27).
„Тези елементи, според големината на техните атомни тегла, заемат точно място между халидите и алкалните метали, както показва Рамзи през 1900 г. От тези елементи е необходимо да се формира специална нулева група, която за първи път е призната от Errere в Белгия през 1900 г. Считам за полезно да добавя тук, че пряко съдейки по невъзможността да се свържат елементи от нулева група, аналозите на аргон трябва да бъдат поставени преди елементи от група 1 и по дух периодична таблицаочаквайте по-ниско атомно тегло за тях, отколкото за алкалните метали.
Точно това се оказа. И ако е така, тогава това обстоятелство, от една страна, служи като потвърждение за правилността на периодичните принципи, а от друга страна, ясно показва връзката на аналозите на аргон с други известни преди това елементи. В резултат на това е възможно да се прилагат анализираните принципи дори по-широко от преди и да се очакват елементи от нулевата серия с атомни тегла, много по-ниски от тези на водорода.
Така може да се покаже, че в първия ред, първо преди водорода, има елемент от нулевата група с атомно тегло 0,4 (може би това е короният на Йонг), а в нулевия ред, в нулевата група, има е ограничаващ елемент с пренебрежимо малко атомно тегло, неспособен на химични взаимодействия и в резултат на това притежава изключително бързо собствено частично (газово) движение.
Тези свойства може би трябва да се припишат на атомите на всепроникващия (!!! – В. Родионов) световен етер. Посочих тази идея в предговора към тази публикация и в статия в руски журнал от 1902 г. ...” (“Основи на химията.” VIII изд., 1906 г., стр. 613 и сл.)
1 , , ,
От коментарите:
За химията е достатъчна съвременната периодична таблица на елементите.
Ролята на етера може да бъде полезна в ядрени реакции, но това не е много важно.
Отчитането на влиянието на етера е най-близо до явленията на изотопния разпад. Това отчитане обаче е изключително сложно и наличието на модели не се приема от всички учени.
Най-простото доказателство за наличието на етер: Феноменът на анихилация на двойка позитрон-електрон и появата на тази двойка от вакуум, както и невъзможността за улавяне на електрон в покой. Също така електромагнитното поле и пълната аналогия между фотоните във вакуум и звукови вълни- фонони в кристали.
Етерът е диференцирана материя, така да се каже, атоми в разглобено състояние, или по-правилно, елементарни частици, от които се образуват бъдещи атоми. Следователно тя няма място в периодичната таблица, тъй като логиката на изграждане на тази система не предполага включването на неинтегрални структури, каквито са самите атоми. Иначе е възможно да се намери място за кварки, някъде в минус първия период.
Самият етер има по-сложна многостепенна структура на проявление в световното съществуване, отколкото е известно за него съвременна наука. Веднага след като тя разкрие първите тайни на този неуловим етер, тогава ще бъдат изобретени нови двигатели за всички видове машини на напълно нови принципи.
Всъщност Тесла беше може би единственият, който беше близо до разгадаването на мистерията на така наречения етер, но той умишлено беше възпрепятстван да осъществи плановете си. И така, до ден днешен все още не се е родил геният, който ще продължи делото на великия изобретател и ще ни разкаже какво всъщност представлява мистериозният етер и на какъв пиедестал може да бъде поставен.