3. Електронні конфігураці, електронні формули. Електронні родини елементів.

Електро́нна конфігура́ція — формула розташування електронів на різних електронних оболонках атома хімічного елемента.

З погляду квантової механіки, електронна конфігурація — це повний перелік одноелектронних хвильових функцій, із яких з достатнім рівнем точності можна скласти повну хвильову функцію атома (у наближенні самоузгодженого поля).

Електронна конфігурація атома значною мірою визначає його хімічні властивості.

електронні формули і електронні родини

№ эл-та		химический знак	Название элемента			Электронная формула
1		H	водород			1s 1
2		He	гелий			1s 2
II период
3		Li	литий			1s 22s 1
4		Be	бериллий			1s 22s 2
5		B	бор			1s 22s 22p 1
6		C	углерод			1s 22s 22p 2
7		N	азот			1s 22s 22p 3
8		O	кислород			1s 22s 22p 4
9		F	фтор			1s 22s 22p 5
10		Ne	неон			1s 22s 22p 6
IV период
19	K			калий	1s 22s 22p 63s 23p64s 1
20	Ca			кальций	1s 22s 22p 63s 23p64s 2
21	Sc			скандий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d1
22	Ti			титан	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d2
23	V			ванадий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d3

3. Периодичний закон та структура периодичної системи елементів Менделєєва. Енергія іонізації, спорідненність до електрона, електронегативність елемента.

Періоди́чна систе́ма елеме́нтів— класифікація хімічних елементів, розроблена на основі періодичного закону. Сучасне формулювання періодичного закону звучить так: властивості елементів перебувають у періодичній залежності від заряду їхніх атомних ядер. Заряд ядра Z дорівнює атомному (порядковому) номеру елемента в системі. Елементи, розташовані за зростанням Z (H, He, Li…) утворюють 7 періодів. Період — сукупність елементів, що починається лужним металом та закінчується благородним газом (особливий випадок — перший період, що складається з двох газоподібних елементів — Н та Не). У 2-у і 3-у періодах — по 8 елементів, у 4-у і 5-у — по 18, у 6-у 32. Вертикальні стовпці — групи елементів з подібними хімічними властивостями. Всередині груп властивості елементів також змінюються закономірно (напр., у лужних металів від Li до Fr зростає хімічна активність). Елементи Z = 58-71 та Z = 90-103, особливо схожі за властивостями, утворюють два сімейства — лантаноїдів та актиноїдів. Періодичність властивостей елементів зумовлена періодичним повторенням конфігурації зовнішніх електронних оболонок атомів.

Деякі властивості окремих елементів чи їх груп можна передбачити за їх місцем у періодичній системі:

• Маса — збільшується зверху до низу і зліва направо (Винятки: Ar перед K, Te перед I, Co перед Ni, Th перед Pa)

• Атомний радіус — збільшується зверху до низу і зліва направо (у елементах головних груп)

• Електронегативність — зменшується зверху до низу і зліва направо збільшується (виняток Інертні гази)

• Енергія іонізації — зменшується зверху до низу і зліва направо збільшується

• Металевий характер елемента — збільшується зверху до низу і зліва направо зменшується

• Основність оксидів — зростає зверху до низу і зліва направо зменшується

Хімічна природа елемента зумовлюється здатністю його атома віддавати або приєднувати електрони, що кількісно характеризуються енергією іонізації, спорідненістю до електрона і електронегативністю.

Мінімальна енергія, яка необхідна для відриву електрона від незбудженого атома, називається енергією іонізації (кДж/моль або еВ/атом). Е⁰ + І = Е⁺ + 1е

Для багатоелектронних атомів енергії іонізації І₁, І₂, І₃,….. відповідають відриву першого, другого і т. д. електронів. При цьому завжди І₁< І₂<І₃,….., так, як збільшення числа відірваних електронів приводить до зростання позитивного заряду іона.

Енергія іонізації залежить від положення елемента в періодичній системі і змінюється як у межах груп, так і в межах періодів.

У межах періодів найменшу енергію іонізації мають s-елементи І групи (Li, Na, K, Rb та ін.), а найбільшу s- і р-елементи VІІІ групи (Не, Ne, Ar, Cr та ін.). зростання енергії іонізації при переході від s-елементів І групи до р-елементів VІІІ групи зумовлене зростанням ефективного заряду ядра: із збільшенням заряду ядра збільшується притягання до нього електронів, внаслідок чого збільшується і енергія іонізації.

В межах підгруп періодичної системи збільшення атомної маси елемента супроводиться збільшенням розміру атома. Збільшення заряду ядра в підгрупах менше впливає на зв’язок зовнішнього електрона з ядром, ніж збільшенням розміру атома і числа екрануючих електронів. Тому в межах підгрупи s- і р- елементів зв’язок зовнішнього електрона з ядром зменшується, що призводить до зменшення енергії іонізації. Виняток становлять підгрупи d- елементів, у межах яких при переході від 3d- до 5d- елементів енергія іонізації збільшуються, що пояснюється проникненням електронів до ядра.

Енергетичний ефект приєднання електрона до нейтрального атома, молекули або радикалу з перетворення в негативно заряджений іон

Е⁰ + 1е = Е^- + А

називається спорідненістю до електрона ( А, кДж/моль, еВ/атом).

Спорідненість до електрона залежить від: електронної конфігурації атома та його хімічних властивостей. Найбільшу спорідненість до електрона мають р-елементи VІІ групи (F, Cl, Br, I), а найменші (навіть від’ємні) значення спорідненості до електрона мають атоми з конфігураціями S² (Be, Mg) S²P⁶(Ne, He) або атоми з наполовину заповненими р- підрівнями (N).

Електронегативність. Для характеристики відносної здатності атомів певної сполуки набувати негативного заряду (відтягувати на себе електронну густину порівняно з атомами інших елементів тієї самої сполуки) користуються величиною електронегативності. За Р. Маллікеном, чисельно електронегативність атома дорівнює півсумі його енергії іонізації І і спордненості до електрона А: Х = ½ (І + А).

Оскільки, значення спорідненості до електрона визначені для невеликої кількості елементів, на практиці використовують відносні значення електронегативності.