В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 11

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

Для складання графічних схем розташуйте вільні валентні орбіталі в порядку зростання їх енергії, потім розподілить електрони по осередках згідно вже відомим Вам правилам.

 

3d 4s PH


4p


II IIII

 

 

As - 4s24p34p


3d

4s M


4p

її ні mm ні


in mm4s


3d


НІСШІЙ


Zn - 4s23d10


Kr - 4s24p6Складання електронних формул істотно полегшується, якщо користуватися поняттям електронного сімейства елементу. Всі елементи підрозділяють на чотири сімейства (s, p, d і f) залежно від того, який підрівень у валентній оболонці заповнює «останній» електрон в атомі даного елементу.

Питання. Скільки елементів одного періоду включають різні сімейства?

Відповідь. Оскільки кожен новий електрон на електронних оболонках нейтрального атому збільшує порядковий номер елементу на одиницю, кількість елементів одного періоду в кожному із сімейств співпадає зелектронною ємністю відповідних підрівнів: 2 в s-сімействі, 6 - в p-сімействі, 10 - в d-сімействі, 14 - в f-сімействі.

Важливо навчитися визначати сімейство за положенням елемента в Періодичній системі. Елементи s-сімейства включають Н, Не і елементи головних підгруп I і II групи, p-елементи розташовуються в головних підгрупах III - VIII груп. Елементи d-сімейства розташовані у побічних підгрупах усіх восьми груп, включаючи «тріади» підгрупи VIIIВ, наприклад, Fe, Co і Ni в IV періоді. Елементи f-сімейств (лантаноїди і актиноїди) зазвичай розташовують в додаткових рядах таблиці.

Контрольне питання. У якій групі розташовані перші елементи d-сімейств в кожному із періодів?

Для елементів кожного сімейства можна вказати загальну електронну формулу:

s-сімейство                      nsl_2                                         n > 1

p-сімейство                      ns2npl_6                                    n > 2

d-сімейство                     ns2(n-1)d!^10                             n > 4

f-сімейство                    ns2(n-1)dl(n-2)fi_14       n > 6

де n - головне квантове число електронів зовнішнього енергетичного рівня (номер періоду).

Для складання скороченої електронної формули атому елемента необхідно:

-   визначити, до якого сімейства відноситься елемент;

-   підставити в загальну формулу сімейства значення n, що дорівнює номеру періоду, в якому розташований елемент;

-   підрахувати кількість електронів на підрівні, що заповнюється, для чого знайти послідовний номер елементу, рахуючи від першого елементу сімейства в даному періоді.

Приклад 5.10. Складіть скорочені електронні формули атомів Ca, Ru, Mn, Ga, Bi, U.

Розв'язання. а) Са - елемент s-сімейства (підгрупа IIA), загальна формула сімейства: ns . Це елемент IV періоду (n = 4); другий елемент s-сімейства в періоді (перший - К). Отже, електронна формула Са - 4s2.

б) Ru - d-елемент V періоду (загальна формула ns2(n-1)d1_10), шостий елемент d-сімейства у V періоді (рахуючи від Ітрію). Отже Ru - 5s24d6.в)    Mn - п'ятий (рахуючи від Sc) d-елемент IV періоду. Отримуємо
формулу:
Mn - 4s23d5.

г)  Ga - перший елемент p-сімейства (загальна формула ns2npl_6) у IV
періоді.
Ga - 4s24p1.

д)  Bi - третій (рахуючи від ТІ) елемент p-сімейства VI періоду.

Bi - 6s26p3.

е)   U - третій (після Th) f-елемент VII періоду. Виходячи із загальної
формули
f-сімейства: ns2(n-1)d1(n-2)f1_14, знаходимо: U - 7s26d15f3. Із шести
електронів на валентній оболонці Урану два знаходяться на підрівні
7s,
третій,
- на підрівні 6d, останні - на підрівні 5f Атом Актинію (елементу, що
дав назву всьому сімейству
f-елементів VII періоду - актиноїди) має формулу

21

7s 6d і відноситься таким чином до d-сімейства.

Для короткого запису повної електронної формули атомів часто використовують символ інертного газу для позначення атомного остову -внутрішніх електронних шарів, що лежать під валентною оболонкою. Наприклад, повні електронні формули атомів, розглянутих в прикладі 5.10, можна записати таким чином: Са - (Ar)4s2, Ru - (Kr)5s24d6, Mn - (Ar)4s23d5, Ga - (Ar)3d104s24p!, Bi - (Xe)4f145d106s26p3, U - (Rn)7s26d15f3. При цьому після символу остову потрібно обов'язково указувати всі підрівні валентної оболонки, включаючи і повністю заповнені.

Стійка електронна структура атомів ряду d- і f-елементів може дещо відхилятися від викладених простих правил. Наприклад, електронну формулу атома Хрому - четвертого d-елементу в IV періоді за правилами слід було б записати так: 4s23d4. Проте насправді реалізується конфігурація із заповненими по одному електрону п'ятьма 3d-орбіталями: Сг - 4s13d5. Ця ситуація отримала назву «провал електрону» (у наведеному випадку - з 4s на 3d-підрівень). З цієї ж причини атоми металів підгрупи ГО: Cu, Ag і Au -мають електронну формулу ns!(n-1)d10, а не ns 2(n-1)d9. А в атомі Pd з 5s-підрівня «провалюються» обидва електрони: 5s24d8 _ (4s24p6)4d10. Тому паладій - єдиний елемент Періодичної системи, у якого значення n для електронів зовнішнього шару не співпадає з номером періоду.

Пояснюються «провали» електронів утворенням більш симетричних (і тому енергетично вигідних) повністю або наполовину заповнених підрівнів d і f (d5 і d10, f7 і f14). Особливо часто спостерігаються «провали» (n-1)d1 _ (n-2)f у сімействах f-елементів. Якщо вам потрібні точні електронні формули атомів d- і f-сімейств, звіряйтеся з довідковими таблицями!

 

Контрольні питання. Чи правильне ствердження, що паладій лише як виняток знаходиться в V періоді таблиці Д.І. Менделєєва? Чи входитьпідрівень 4d, на який «провалюються» обидва його 5s електрона, у валентну оболонку, що заповнюється в IV періоді?

Електронна конфігурація атому в незбудженому стані (останній називають також основним або стаціонарним) змінюється при збудженні атому, що супроводжується зростанням його енергії. При тепловому або світловому (видимому і ультрафіолетовому) збудженні, що найчастіше зустрічається при перебігу хімічних реакцій, електронна пара на валентній орбіталі «розпарюється» і один з електронів переходить на вільну орбіталь більш високого за енергією підрівня в межах того ж енергетичного рівня.

Приклад 5.11. Складіть електронні формули і графічні схеми атомів Алюмінію і Фосфору в основному і збудженому станах.


Розв язання. Складаємо електронні формули і схеми електронної структури атомів в основному стані:3p 3sff

I II


3d

HУ збудженому стані (позначається символом *) один із електронів пари 3s в атомі Алюмінію може перейти на вільну орбіталь підрівня 3p. В атомі Фосфору всі 3p-орбіталі зайняті, але «розпарений» електрон може перейти на одну з орбіталей повністю вільного підрівня 3d.
I IIAl* - 3s'3p­


3s^3d
I II IIP* - 3s23p33d1


3slКонтрольне питання. Чи можливе теплове збудження атомів: а) Карбону; б) Нітрогену? Чи знайдуться в атомі Нітрогену вільні орбіталі на зовнішньому енергетичному рівні?

При складанні електронних формул простих (тобто одноатомних) іонів необхідно враховувати наступні правила їх утворення:

а) прості аніони утворюються p-елементами, що відносяться до неметалів, шляхом повного заповнення p-підрівня до стійкої октетноїзовнішньої оболонки ns2np6, що характерна для нейтральних атомів інертних газів. З елементів всіх інших сімейств лише Гідроген здатний утворювати стійкі аніони - гідрід-іони Н"; при цьому його єдиний рівень повністю добудовується до 1s2;

б)    прості катіони утворюються при іонізації атомів металів (всіх
електронних сімейств) до заряду, що не перевищує зазвичай
+3 (рідко +4).
Метали у вищих ступенях окиснення утворюють сполуки з сильно
вираженим ковалентним характером і не існують у вигляді простих катіонів;

в)    прості катіони s- і p-елементів утворюються шляхом віддачі
валентних електронів в порядку, зворотному заповненню орбіталей
електронами в атомах;

г)    при утворенні катіонів d- і /-елементів спочатку видаляються
електрони з підрівня
ns зовнішнього рівня.

Приклад 5.12. Складіть електронні формули іонів Br", S2", Mg2+, Fe2+, Fe3+, Sn2+, Sn4/

Розв язання. Складаємо спочатку електронні формули нейтральних атомів, а потім додаємо (при утворенні аніонів) або видаляємо (при утворенні катіонів) відповідну кількість електронів, враховуючи наведені вище правила

Br - 4s24p5                                           Br"   - 4s24p6 (як у Kr);

S   - 3s23p4                                         S2"   - 3s23p6 (як у Ar);

Mg - 3s2                                               Mg2+ - 3s0 = 2s22p6 (як у Ne);

Fe - 4s23d6                                          Fe2+ - 4s°3d6 = 3s23p63d6 = (Ar)3d6;

(для d-елементу Fe спочатку видаляємо електрони із зовнішнього рівня 4s).

3+

Для утворення іону Fe  видаляємо електрон з підрівня 3d:

Fe3+ - 3s23p63d5 = (Ar)3d5;
Sn
- 5s2(4d10)5p2                                Sn2+ - 5s24d10

(спочатку видаляємо електрони з підрівня 5p - зворотний порядок - і вказуємо   повністю   заповнений   4d-підрівень   -   важливо підкреслити

2+ 2

відмінність конфігурації Sn2+ від конфігурації 5s2 атому Sr, у якого підрівень 4d ще не заповнений). Далі, як і для d-елементу, видаляємо електрони з підрівня 5s:

Sn4+ - 5s°4d10 = 4s24p64d10 = (Kr)4d10.

 

Контрольні питання. Іони Са2+, Cl" і атом Ar мають однакову електронну структуру:  3s23p6.  Чи  схожі їх хімічні  властивості? Якахарактеристика елементу більш фундаментальна для визначення хімічної індивідуальності елементу: а) заряд ядра; б) кількість електронів в атомі?

 

 

 

 

6. ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН

 

Основні поняття і закони: періодичний закон; періодична система елементів, період, ряд, група, підгрупа; повні і неповні електронні аналоги; вищий, нижчий і проміжний ступені окиснення; енергії іонізації і спорідненості, електронегативність; металеві і неметалеві властивості; кислотно-основні властивості; взаємозв'язок властивостей і положення елементу в періодичній системі.

Перелік умінь: за електронною формулою атому знаходити положення елементу в періодичній системі: період, групу, підгрупу і навпаки; визначати повні і неповні електронні аналоги серед елементів даної групи; пояснювати характер зміни по періодах і групах періодичної системи найважливіших властивостей хімічних елементів і їх сполук: енергії іонізації і спорідненості до електрону, електронегативності, ступеня окиснення елементів у сполуках, металевих і неметалевих властивостей, кислотно-основних властивостей оксидів і гідроксидів; давати коротку загальну характеристику властивостей елементу і його сполук за положенням в періодичній системі.

Періодичність зміни властивостей хімічних елементів і їх сполук обумовлена періодичною повторюваністю будови зовнішніх, валентних електронних оболонок атомів при послідовному заповненні електронами атомних енергетичних рівнів і підрівнів. Сила наукового передбачення Д. І. Менделєєва виявилася у тому, що він відкрив періодичний закон (1869 р.) задовго до виявлення складної будови атомів. Розробка ядерної моделі атома (Е.Резерфорд, 1911) і основ квантової теорії атому (Н.Бор, 1913), доказ чисельної рівності порядкового номеру елемента в періодичній системі заряду атомного ядра (Ван ден Брук, Г. Мозлі, 1913) лягли в основу фізичної теорії періодичного закону і привели до сучасного його формулювання: властивості хімічних елементів, а також утворюваних ними простих і складних речовин знаходяться в періодичній залежності від заряду атомних ядер.Контрольні питання. У чому полягає принципова відмінність менделєєвського формулювання періодичного закону від сучасного? У яких випадках (їх три) порядок зростання порядкового номеру елементів не співпадає з порядком збільшення їх атомних мас?

Періодичний закон - фундаментальний закон Всесвіту і зберігає силу скрізь, де матерія існує у вигляді атомів. Він не має кількісного виразу у формі будь якого математичного рівняння. Наочним графічним відображенням періодичного закону є періодична система елементів, яку можна розглядати як своєрідну карту - діаграму електронної будови атомів елементів.

Сучасна періодична система включає більше 110 хімічних елементів, з яких в природних об'єктах виявлені 89, а інші (всі елементи, наступні за U -трансуранові елементи, а також Tc, Pm і At) синтезовані штучно за допомогою ядерних реакцій. У найбільш поширеній - короткій формі таблиці Д.І. Менделєєва виділяють 7 періодів і 8 груп, що включають відомі до теперішнього часу елементи. Періодом називається сукупність розташованих в порядку зростання порядкового номера елементів, що починається лужним металом (Гідрогеном в першому періоді) і закінчується благородним газом. В атомах елементів одного періоду заповнюються електронами орбіталі однієї і тієї ж валентної оболонки.

Кількість елементів в періодах закономірно зростає і, починаючи з другого, повторюється попарно: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Елементи великих періодів (починаючи з четвертого) підрозділяються крім того на два горизонтальні ряди.

У кожній групі елементи великих періодів підрозділяються на дві підгрупи: головну (А) і побічну (В). Елементи II і III малих періодів (типові елементи) у кожній з восьми груп відносяться до головних підгруп. Всі елементи s- і p-електронних сімейств входять в головні підгрупи (А), всі елементи d-сімейства - в побічні підгрупи (В). Елементи /-сімейств VI періоду (лантаноїди) і VII періоду (актиноїди) зазвичай включають в побічну підгрупу ШВ (у клітки La і Ac відповідно), а в розгорненому вигляді розміщують в додаткових рядах.

Особливу увагу слід приділити закономірностям взаємозв'язку електронної структури атома з положенням елементу в періодичній системі (табл. 6.1).
*Слід запам'ятати розподіл d-елементів по групах при u > 6: а) при 6<u<8 (s2d6, s2d7, s2d8) - тріади VIII групи; б) при u = 9 (s2d9 або sldl1) - I група; в) при u = 10 (s2d10) - II група.

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах