Электронные конфигурации элементов

Пе-риод	Порядко-вый номер	Эле-мент	Электронная конфигурация	Пе-риод	Порядко-вый номер	Эле-мент	Электронная конфигурация
		H He	1s¹ 1s²			K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ca Ge As Se Br Kr	[Ar]4s¹ 4s² 3d¹4s² 3d²4s² 3d³4s² 3d⁵4s¹ 3d⁵4s² 3d⁶4s² 3d⁷4s² 3d⁸4s² 3d¹⁰4s¹ 3d¹⁰4s² 3d¹⁰4s²4p¹ 3d¹⁰4s²4p² 3d¹⁰4s²4p³ 3d¹⁰4s²4p⁴ 3d¹⁰4s²4p⁵ 3d¹⁰4s²4p⁶
		Li Be B C N O F Ne	[He]2s¹ 2s² 2s²2p¹ 2s²2p² 2s²2p³ 2s²2p⁴ 2s²2p⁵ 2s²2p⁶

		Na Mg Al Si P S Cl Ar	[He]3s¹ 3s² 3s²3p¹ 3s²3p² 3s²3p³ 3s²3p⁴ 3s²3p⁵ 3s²3p⁶
		Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb	[Kr]5s¹ 5s² 4d¹5s² 4d²5s² 4d⁴5s¹ 4d⁵5s¹ 4d⁶5s² 4d⁷5s¹ 4d⁸5s¹ 4d¹⁰5s⁰ 4d¹⁰5s¹ 4d¹⁰5s² 4d¹⁰5s²p¹ 4d¹⁰5s²p² 4d¹⁰5s²p³			Te I Xe Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd	4d¹⁰5s²p⁴ 4d¹⁰5s²p⁵ 4d¹⁰5s²p⁶ [Xe]6s² 6s² 5d¹6s² 4f²6s² 4f³6s² 4f⁴6s² 4f⁵6s² 4f⁶6s² 4f⁷6s² 4f²5d¹6s2
		Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn	4f⁹6s² 4f¹⁰6s² 4f¹¹6s² 4f¹²6s² 4f¹³6s² 4f¹⁴6s² 4f¹⁴5d¹6s² 5d²6s² 5d³6s² 5d⁴6s² 5d⁵6s² 5d⁶6s² 5d⁷6s² 5d⁹6s¹ 5d¹⁰6s¹ 5d¹⁰6s² 5d¹⁰6s²6p¹ 5d¹⁰6s²6p² 5d¹⁰6s²6p³ 5d¹⁰6s²6p⁴ 5d¹⁰6s²6p⁵ 5d¹⁰6s²6p⁶			Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md (No) (Lr) Ku - - - - -	[Rn]7s¹ 7s² 6d¹7s² 6d²7s² 5f²7d¹7s² 5f³6d¹7s² 5f⁴6d¹7s² 5f⁶7s² 5f⁷7s² 5f⁷6d¹7s² 5f⁸6d¹7s² 5f¹⁰7s² 5f¹¹7s² 5f¹²7s² 5f¹³7s² 5f¹⁴7s² 6d¹7s² 6d²7s² 6d³7s² 6d⁴7s² 6d⁵7s²

Четвертый период завершается формированием подоболочки 4рукриптона [Ar] 3d°4s²4p⁶или [Кг]. Всего в четвертом периоде 18 элементов.

Пятый период аналогичен четвертому периоду. Он начинается с s -элемента рубидия [Кг] 5s¹ и заканчивается p-элементом ксеноном [Кг] 4d¹⁰5s²5p⁶или [Хе] и включает в себя десять 4d -элементов от иттрия до кадмия. Всего в пятом периоде 18 элементов.

В шестом периоде, как и в пятом, после заполнения s -подоболочки начинается формирование d-подоболочки предвнешнего уровня у лантана. Однако, у следующего элемента энергетически выгоднее формирование 4f - подоболочки по сравнению с 5d- подоболочкой. Поэтому после лантана следует 14 лантаноидов с формирующими f- электронами, т.е.f- элементов от церия Се [Хе] 4f25d⁰6s2до лутеция Lu [Xe] 4f⁴5d¹6s². Затем продолжается заполнение оставшихся орбиталей в 5 d-подоболочке и 6р- подоболочке. Период завершает радон [Хе] 4f¹⁴5d¹⁰6s²6p⁶или [Rn]. Таким образом период имеет 32 элемента: два s-элемента, шесть p-элементов, десять d-элементов и четырнадцать f- элементов.

Седьмой период начинается и продолжается аналогично шестому периоду, однако формирование его не завершено. Он также имеет вставную де Р и с. 3. Зависимость первой энергии ионизации каду из d-элементов и четырнадцать от порядкового номера элемента Z 5f- элементов (актиноидов).

3.3. Периодические свойства элементов.Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, размеры атомов, окислительно-восстановительные и другие свойства.

Количественно-химическая активность элементов может быть выражена с помощью таких характеристик, как энергия (потенциал) ионизации, сродство к электрону, относительная электроотрицательность. Две первых характеристики измеряются в единицах энергии (ккал, кдж, эв и др.), последняя – относительная безразмерная величина.

Энергия ионизации. Энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого либо элемента, называется первой энергией ионизации I₁. В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо в электронвольтах (эВ).

Na⁰ – ē = Na⁺ – 5,14 эв

Cs⁰– ē = Cs⁺ – 3,9 эв

Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента, т.е. металличность. Активные металлы обладают очень малыми значениями энергии ионизации. Первая энергия ионизации (рис. 3) определяется электронным строением элементов и ее изменение имеет периодический характер. Энергия ионизации возрастает по периоду. Наименьшие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, находящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии ионизации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце периода. Пики на кривой зависимости энергии ионизации от порядкового номера элемента наблюдаются у элементов с законченной s- подоболочкой (Be, Mg) и d- подоболочкой (Zn, Cd, Hg), и р- подоболочкой, в АО которой находится по одному электрону (N, P, As). Минимумы на кривой наблюдаются у элементов, имеющих на внешней подоболочке по одному электрону (щелочные металлы, В, Al, Ga, In). В одной и той же группе энергия ионизации несколько уменьшается с увеличением порядкового номера элемента, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подоболочек от ядра.

Кроме первой энергии ионизации, элементы с многоэлектронными атомами могут характеризоваться второй I₂, третьей I₃, и более высокой энергией ионизации, которые равны соответственно энергии отрыва молей электронов от молей ионов Э⁺,Э²⁺ и т. д. При этом энергии ионизации возрастают с увеличением их номеров, т.е. I₁<I₂<I₃. Особенно резкое увеличение ионизации наблюдается при отрыве электронов из заполненной подоболочки.

Сродство к электрону. Энергетический эффект присоединения моля электронов к молю нейтральных атомов называется сродством к электрону. Например:

Э + е = Э

Сродство к электрону Е_ср количественно выражается в кДж/моль или эВ.

F⁰ + ē = F ^– + 3,58 эв

I⁰ + ē = I ^– + 3,3 эв

Е отражает способность атомов притягивать электроны, т.е. их неметаллический характер, и увеличивается по периоду слева направо, по группе снизу вверх. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения ее - элементы с электронной конфигурацией s² (He, Be, Mg, Zn), с полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Аг, Кг, N, P, As).

Электроотрицательность. Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО). Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта характеристика имеет условный характер. Однако ее использование полезно для объяснения типа химических связей и свойств соединений.

Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену (США), электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Сложность использования подхода Малликена заключается в том, что нет надежных методов количественного определения энергии сродства к электрону. Поэтому Л. Полинг (США) предложил термохимический метод расчета ЭО на основе определения разности энергии диссоциации соединения А-В и образующих его молекул А-А и В-В. Он ввел относительную шкалу электроотрицательности, приняв ЭО фтора, равной четырем.

Электроотрицательность ЭО определяет собой арифметическую сумму энергии ионизации и сродства к электрону и является достаточно полной характеристикой химической активности элементов:

ЭО=I+E (ккал, кдж, эв и др.)

Например, для фтора ЭО=415ккал + 95ккал = 510ккал/моль. Пользуются относительными значениями электроотрицательности ОЭО (по шкале Полинга), для чего значение ЭО лития принимают за единицу сравнения и делят на него значения ЭО других элементов. Например для фтора:

ЭО_F 510

= = 4,1

ЭО_Li 128

Электроотрицательность элементов (табл. 10) возрастает по периоду и несколько убывает в группах с возрастанием номера периода у элементов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V — побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной подгруппы (минимум ЭО у А1), возрастает с увеличением номера периода у элементов IV — VIII побочных подгрупп. Наименьшие значения ЭО имеют s-элементы I подгруппы, наибольшие значения — р-элементы VII и VI групп.

Таблица 10

<12 13 141516 17 18 >

Дата добавления: 2014-12-26; просмотров: 2811;