Электронно-графические формулы

Электронно-графические формулы используют для определения валентных возможностей атома. Уровни и подуровни должны располагаться в соответствии с их энергией: чем выше подуровень, тем выше его располагают. Орбитали изображают квадратиком или черточкой. Валентные возможности атома определяются числом неспаренных электронов на схемах исходного и возбужденных состояний.

Например: Определить валентные возможности атома Cl.

₁₇Cl...3s² 3p⁵

K = I 3d

3p

3s

₁₇Cl...3s² 3p⁴ 3d¹

K = III

_{1 7}Cl...3s² 3p³ 3d² K = V

₁₇Cl...3s¹ 3p³ 3d³ K = VII

5 Периодическая система д. И. Менделеева в свете теории строения атома

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году и сформулирован следующим образом: «Свойства простых тел, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов». Однако физический смысл периодического закона он объяснить не смог, это стало возможным только после создания теории строения атома.

Главной характеристикой атома является не его масса, а заряд ядра. Именно заряд ядра определяет положение элемента в периодической системе, число его электронов, строение электронной оболочки и, в конечном итоге, все свойства его соединений.

Современная формулировка периодического закона следующая: «Свойства элементов, а также формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов».

Графическим выражение периодического закона является периодическая система. Строение электронных оболочек объясняет структуру периодической системы, т.е. расположение элементов в семи периодах и восьми группах.

Периодом называется горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер и обладающих одинаковым числом энергетических уровней. Число уровней соответствует номеру периода и равно значению главного квантового числа.

Первые три периода называются малыми, у элементов данных периодов происходит заполнение внешнего энергетического уровня, поэтому отличия в свойствах при переходе от одного элемента к другому выражены наиболее отчетливо. Двухрядные большие периоды (четвертый и пятый) содержат вставные декады, поэтому здесь соседние элементы меньше отличаются по свойствам друг от друга. Два следующих периода содержат еще 14 f-элементов, поэтому отличие в свойствах соседних элементов здесь совсем незначительное.

Группой называется вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число валентных электронов, число которых равно номеру группы. При этом у элементов главных подгрупп происходит заполнение электронами внешнего энергетического уровня, у элементов побочных подгрупп – предвнешнего d-подуровня.

Элементы, входящие в состав одной подгруппы, называются электронными аналогами.

ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ В ИЗМЕНЕНИИ АТОМНЫХ РАДИУСОВ, ЭНЕРГИИ ИОНИЗАЦИИ, ЭНЕРГИИ СРОДСТВА

К ЭЛЕКТРОНУ И ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ В ПЕРИОДАХ И ГРУППАХ

Периодический закон указывает на периодический характер функциональной зависимости свойств элементов от заряда ядра их атома. Химическая природа элемента обусловлена его способностью терять или приобретать электроны. Количественно эта способность может быть оценена энергией ионизации и энергией сродства к электрону.

Энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального атома или иона, называется энергией ионизации. Выражают эту энергию в электрон/вольтах и обозначают I. Расчет энергии ионизации обычно ведут на 1 моль вещества и в этом случае применяют размерности Дж/моль или кДж/моль.

Для многоэлектронных атомов для каждого электрона существует своя величина энергии ионизации. При этом они соотносятся следующим образом: I₁ < I ₂< I ₃ ...< I.

Энергия ионизации периодически изменяется в соответствии с изменением зарядов ядер элементов.

В периодах с ростом заряда ядра энергия ионизации увеличивается.

В главных подгруппах с ростом заряда ядра энергия ионизации уменьшается, в побочных подгруппах - увеличивается.

Энергия ионизации является мерой металличности элементов: чем она меньше, тем в большей степени элемент проявляет металлические свойства. Наименьшей энергией ионизации обладает франций, наибольшей - фтор.

Энергия сродства к электрону это та энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому:

Э° + e = Э^- + F_ср; F_ср =[кДж/моль] или [эВ/атом].

В периодах с ростом заряда ядра атома энергия сродства к электрону увеличивается . В главных подгруппах сверху вниз она уменьшается.

Энергия сродства к электрону является мерой неметалличности: чем она больше, тем в большей степени элемент проявляет неметаллические свойства. Наибольшее ее значение наблюдается у фтора.

Электроотрицательность характеризует способность атома оттягивать на себя электронную плотность при образовании химических связей. По Полингу электроотрицательность (E) равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону:

E = ½ (I + F).

В периодах с ростом заряда ядра электроотрицательность увеличивается, в подгруппах - сверху вниз уменьшается для элементов главных подгрупп и увеличивается для элементов побочных подгрупп. Чем больше электроотрицательность элемента, тем сильнее выражены его неметаллические свойства.

Следует отметить, что по периодам и группам изменение данных характеристик не всегда монотонно, наблюдается вторичная периодичность, что связано с эффектами экранирования, проникновения электронов к ядру, лантаноидным сжатием.

Эффект экранирования состоит в уменьшении воздействия на электроны положительного заряда ядра, что обусловлено наличием между рассматриваемыми электронами и ядром других электронов.

Эффект проникновения электронов к ядру обусловлен тем, что согласно квантовой механике электрон может находиться в любой точке вокруг ядра, поэтому даже внешние электроны какой-то момент времени находятся в области, близкой к ядру, где мало проявляется экранирующее действие. Это приводит к увеличению связи внешних электронов с ядром.

Одной из важнейших характеристик атомов и ионов является их радиус. Вследствие волнового характера движения атомы не имеют строго очерченных границ, поэтому за радиус свободного атома принимают теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это так называемые орбитальные радиусы. Практически приходится иметь дело с радиусами атомов, связанных друг с другом тем или иным типом химической связи, такие радиусы называются эффективными.

В периодах, с ростом заряда ядра атома, эффективный атомный радиус уменьшается, так как число энергетических уровней остается постоянным, а заряд ядра растет, что приводит к увеличению силы притяжения электронов к ядру.

В главных подгруппах величины радиусов атомов увеличиваются сверху вниз, так как растет число энергетических уровней, что ослабляет силы притяжения электронов к ядру.

В побочных подгруппах при переходе от первого элемента ко второму радиус незначительно увеличивается, а при переходе от второго элемента к третьему остается постоянным, но в целом можно сказать, что радиусы атомов увеличиваются.

Из этого следует, что в периодах слева направо металлические свойства элементов ослабевают, т.е. ослабевают восстановительные свойства и усиливаются окислительные свойства.

В главных подгруппах металлические свойства сверху вниз увеличиваются, неметаллические - уменьшаются. В побочных подгруппах металлические свойства сверху вниз уменьшаются.

Периодичность в свойствах, связанная с изменениями строения электронных оболочек, наблюдается и среди однотипных соединений простых веществ.