Formula elektronik fe. Katalog file kimia

6.6. Ciri-ciri struktur elektronik atom kromium, tembaga dan beberapa unsur lainnya

Jika Anda melihat dengan cermat Lampiran 4, Anda mungkin memperhatikan bahwa untuk atom beberapa unsur, urutan pengisian orbital dengan elektron terganggu. Terkadang pelanggaran ini disebut “pengecualian”, namun sebenarnya tidak demikian - tidak ada pengecualian terhadap hukum Alam!

Unsur pertama yang mengalami kelainan ini adalah kromium. Mari kita lihat lebih dekat struktur elektroniknya (Gbr. 6.16 A). Atom kromium memiliki 4 S-tidak ada dua sublevel, seperti yang diharapkan, tetapi hanya satu elektron. Tapi pada jam 3 D-sublevel memiliki lima elektron, tetapi sublevel ini terisi setelah 4 S-sublevel (lihat Gambar 6.4). Untuk memahami mengapa hal ini terjadi, mari kita lihat apa itu awan elektron 3 D-sublevel atom ini.

Masing-masing dari lima 3 D-awan dalam hal ini dibentuk oleh satu elektron. Seperti yang telah Anda ketahui dari § 4 bab ini, awan elektron total dari lima elektron tersebut berbentuk bola, atau, seperti yang mereka katakan, simetris bola. Menurut sifat distribusi kerapatan elektron dalam arah yang berbeda-beda, hampir sama dengan 1 S-EO. Energi sublevel yang elektronnya membentuk awan seperti itu ternyata lebih kecil dibandingkan dengan awan yang kurang simetris. Dalam hal ini, energi orbitalnya adalah 3 D-sublevel sama dengan energi 4 S-orbital. Ketika simetri rusak, misalnya ketika elektron keenam muncul, energi orbitalnya adalah 3 D-sublevel kembali menjadi lebih besar dari energi 4 S-orbital. Oleh karena itu, atom mangan kembali memiliki elektron kedua pada 4 S-AO.
Awan umum dari setiap sublevel, diisi dengan elektron setengah atau seluruhnya, memiliki simetri bola. Penurunan energi dalam kasus ini bersifat umum dan tidak bergantung pada apakah sublevel mana pun terisi setengah atau seluruhnya dengan elektron. Dan jika demikian, maka kita harus mencari pelanggaran berikutnya pada atom yang kulit elektronnya yang kesembilan “tiba” terakhir. D-elektron. Memang, atom tembaga memiliki 3 D-sublevel memiliki 10 elektron, dan 4 S- hanya satu sublevel (Gbr. 6.16 B).
Penurunan energi orbital pada sublevel yang terisi penuh atau setengah menyebabkan sejumlah fenomena kimia penting, beberapa di antaranya akan Anda kenali.

Dalam kimia, sifat-sifat atom yang terisolasi, sebagai suatu peraturan, tidak dipelajari, karena hampir semua atom, ketika menjadi bagian dari berbagai zat, membentuk ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk oleh interaksi kulit elektron atom. Untuk semua atom (kecuali hidrogen), tidak semua elektron mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia: boron memiliki tiga dari lima elektron, karbon memiliki empat dari enam, dan, misalnya, barium memiliki dua dari lima puluh enam elektron. Elektron "aktif" ini disebut elektron valensi.

Elektron valensi terkadang disalahartikan luar elektron, tapi ini bukan hal yang sama.

Awan elektronik elektron terluar memiliki radius maksimum (dan nilai maksimum bilangan kuantum utama).

Elektron terluarlah yang pertama-tama mengambil bagian dalam pembentukan ikatan, jika hanya karena ketika atom saling mendekat, awan elektron yang dibentuk oleh elektron-elektron ini bersentuhan terlebih dahulu. Namun seiring dengan itu, beberapa elektron juga dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan. pra-eksternal lapisan (kedua dari belakang), tetapi hanya jika mempunyai energi yang tidak jauh berbeda dengan energi elektron terluar. Kedua elektron suatu atom adalah elektron valensi. (Dalam lantanida dan aktinida, bahkan beberapa elektron “terluar” adalah valensi)
Energi elektron valensi jauh lebih besar daripada energi elektron lain dalam atom, dan elektron valensi berbeda energi secara signifikan satu sama lain.
Elektron terluar selalu menjadi elektron valensi hanya jika atom dapat membentuk ikatan kimia. Jadi, kedua elektron atom helium bersifat eksternal, tetapi tidak dapat disebut valensi, karena atom helium tidak membentuk ikatan kimia sama sekali.
Elektron valensi menempati orbital valensi, yang pada gilirannya terbentuk sublevel valensi.

Sebagai contoh, perhatikan atom besi, yang konfigurasi elektronnya ditunjukkan pada Gambar. 6.17. Dari elektron atom besi, bilangan kuantum utama maksimum ( N= 4) hanya mempunyai dua 4 S-elektron. Oleh karena itu, mereka adalah elektron terluar dari atom ini. Orbital terluar atom besi semuanya adalah orbital dengan N= 4, dan sublevel terluar adalah semua sublevel yang dibentuk oleh orbital-orbital ini, yaitu 4 S-, 4P-, 4D- dan 4 F-EPU.
Elektron terluar selalu merupakan elektron valensi, oleh karena itu 4 S-elektron atom besi adalah elektron valensi. Dan jika demikian, maka 3 D-elektron dengan energi sedikit lebih tinggi juga akan menjadi elektron valensi. Pada tingkat terluar atom besi, selain terisi 4 S-AO masih ada 4 yang gratis P-, 4D- dan 4 F-AO. Semuanya eksternal, tetapi hanya 4 yang valensi R-AO, karena energi orbital yang tersisa jauh lebih tinggi, dan kemunculan elektron pada orbital ini tidak bermanfaat bagi atom besi.

Jadi, atom besi
tingkat elektronik eksternal – keempat,
sublevel eksternal – 4 S-, 4P-, 4D- dan 4 F-EPU,
orbital luar – 4 S-, 4P-, 4D- dan 4 F-AO,
elektron terluar – dua 4 S-elektron (4 S 2),
lapisan elektronik luar – keempat,
awan elektron eksternal – 4 S-EO
sublevel valensi – 4 S-, 4P-, dan 3 D-EPU,
orbital valensi – 4 S-, 4P-, dan 3 D-AO,
elektron valensi – dua 4 S-elektron (4 S 2) dan enam 3 D-elektron (3 D 6).

Sublevel valensi dapat diisi sebagian atau seluruhnya dengan elektron, atau dapat tetap bebas sepenuhnya. Ketika muatan inti meningkat, nilai energi semua sublevel menurun, tetapi karena interaksi elektron satu sama lain, energi dari sublevel yang berbeda berkurang pada “kecepatan” yang berbeda. Energi terisi penuh D- Dan F-sublevel berkurang begitu banyak sehingga tidak lagi menjadi valensi.

Sebagai contoh, perhatikan atom titanium dan arsenik (Gbr. 6.18).

Dalam kasus atom titanium 3 D-EPU hanya terisi sebagian elektron, dan energinya lebih besar dari energi 4 S-EPU, dan 3 D-elektron adalah valensi. Atom arsenik memiliki 3 D-EPU terisi penuh dengan elektron, dan energinya jauh lebih kecil daripada energi 4 S-EPU, dan karena itu 3 D-elektron bukan valensi.
Dalam contoh yang diberikan, kami menganalisis konfigurasi elektron valensi atom titanium dan arsenik.

Konfigurasi elektron valensi suatu atom digambarkan sebagai rumus elektron valensi, atau dalam bentuk diagram energi sublevel valensi.

ELEKTRON VALENSI, ELEKTRON EKSTERNAL, VALENSI EPU, VALENSI AO, KONFIGURASI ELEKTRON VALENSI ATOM, FORMULA ELEKTRON VALENSI, DIAGRAM SUBLEVEL VALENSI.

1. Pada diagram energi yang telah Anda susun dan pada rumus elektronik lengkap atom Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, tunjukkan elektron terluar dan elektron valensi. Tuliskan rumus elektron valensi atom-atom tersebut. Pada diagram energi, sorot bagian-bagian yang sesuai dengan diagram energi sublevel valensi.
2. Apa persamaan konfigurasi elektron atom: a) Li dan Na, B dan Al, O dan S, Ne dan Ar; b) Zn dan Mg, Sc dan Al, Cr dan S, Ti dan Si; c) H dan He, Li dan O, K dan Kr, Sc dan Ga. Apa perbedaan mereka?
3. Berapa banyak sublevel valensi pada kulit elektron atom setiap unsur: a) hidrogen, helium, dan litium, b) nitrogen, natrium, dan belerang, c) kalium, kobalt, dan germanium
4. Berapa banyak orbital valensi yang terisi penuh pada atom a) boron, b) fluor, c) natrium?
5. Berapa banyak orbital dengan elektron tidak berpasangan yang dimiliki suatu atom: a) boron, b) fluor, c) besi
6. Berapa banyak orbital terluar bebas yang dimiliki atom mangan? Berapa banyak valensi bebas?
7.Untuk pelajaran selanjutnya, siapkan selembar kertas selebar 20 mm, bagi menjadi sel-sel (20 × 20 mm), dan terapkan rangkaian elemen alami (dari hidrogen hingga meitnerium) pada strip ini.
8. Pada setiap sel, tempatkan lambang unsur, nomor atomnya, dan rumus elektron valensinya, seperti ditunjukkan pada Gambar. 6.19 (gunakan Lampiran 4).

Sistematisasi unsur-unsur kimia didasarkan pada rangkaian unsur-unsur alam Dan prinsip kesamaan kulit elektron atom mereka.
Anda sudah familiar dengan rangkaian unsur kimia alami. Sekarang mari kita berkenalan dengan prinsip kemiripan cangkang elektronik.
Mengingat rumus elektronik valensi atom dalam ERE, mudah untuk mengetahui bahwa untuk beberapa atom mereka hanya berbeda dalam nilai bilangan kuantum utama. Misalnya, 1 S 1 untuk hidrogen, 2 S 1 untuk litium, 3 S 1 untuk natrium, dst. Atau 2 S 2 2P 5 untuk fluor, 3 S 2 3P 5 untuk klorin, 4 S 2 4P 5 untuk brom, dll. Ini berarti bahwa daerah terluar dari awan elektron valensi atom-atom tersebut sangat mirip bentuknya dan hanya berbeda dalam ukuran (dan, tentu saja, kerapatan elektron). Dan jika demikian, maka awan elektron dari atom tersebut dan konfigurasi valensi yang sesuai dapat disebutkan serupa. Untuk atom-atom dari unsur-unsur yang berbeda dengan konfigurasi elektron yang serupa dapat kita tuliskan rumus elektronik valensi umum: ns 1 dalam kasus pertama dan ns 2 n.p. 5 di detik. Saat Anda menelusuri rangkaian unsur alami, Anda dapat menemukan kelompok atom lain dengan konfigurasi valensi serupa.
Dengan demikian, atom dengan konfigurasi elektron valensi serupa sering ditemukan dalam deret unsur alami. Ini adalah prinsip kesamaan cangkang elektronik.
Mari kita coba mengidentifikasi jenis keteraturan ini. Untuk melakukan ini, kami akan menggunakan rangkaian elemen alami yang Anda buat.

ERE dimulai dengan hidrogen, rumus elektronik valensinya adalah 1 S 1. Untuk mencari konfigurasi valensi yang serupa, kami memotong deret alami unsur di depan unsur dengan rumus elektronik valensi yang sama ns 1 (yaitu sebelum litium, sebelum natrium, dll.). Kami menerima apa yang disebut "periode" unsur-unsur. Mari kita tambahkan “titik” yang dihasilkan sehingga menjadi baris tabel (lihat Gambar 6.20). Akibatnya, hanya atom pada dua kolom pertama tabel yang memiliki konfigurasi elektron serupa.

Mari kita coba mencapai kesamaan konfigurasi elektronik valensi di kolom lain pada tabel. Untuk melakukan ini, kita memotong unsur-unsur periode ke-6 dan ke-7 dengan angka 58 – 71 dan 90 –103 (mengisi 4 F- dan 5 F-sublevel) dan letakkan di bawah meja. Kami akan memindahkan simbol elemen yang tersisa secara horizontal seperti yang ditunjukkan pada gambar. Setelah itu, atom-atom unsur yang terletak pada kolom tabel yang sama akan memiliki konfigurasi valensi yang serupa, yang dapat dinyatakan dengan rumus elektronik valensi umum: ns 1 , ns 2 , ns 2 (N–1)D 1 , ns 2 (N–1)D 2 dan seterusnya sampai ns 2 n.p. 6. Semua penyimpangan dari rumus umum valensi dijelaskan dengan alasan yang sama seperti dalam kasus kromium dan tembaga (lihat paragraf 6.6).

Seperti yang Anda lihat, dengan menggunakan ERE dan menerapkan prinsip kesamaan kulit elektron, kami dapat mensistematisasikan unsur-unsur kimia. Sistem unsur kimia yang demikian disebut alami, karena hanya didasarkan pada hukum Alam. Tabel yang kami terima (Gbr. 6.21) adalah salah satu cara untuk menggambarkan secara grafis sistem unsur alami dan disebut tabel unsur kimia periode panjang.

PRINSIP KESAMAAN CELANG ELEKTRON, SISTEM ALAMI UNSUR KIMIA (“SISTEM PERIODIK”), DAFTAR UNSUR KIMIA.

Mari kita lihat lebih dekat struktur tabel periode panjang unsur kimia.
Baris-baris tabel ini, seperti yang telah Anda ketahui, disebut "periode" unsur. Periode diberi nomor dengan angka Arab dari 1 sampai 7. Periode pertama hanya memiliki dua unsur. Periode kedua dan ketiga yang masing-masing mengandung delapan unsur disebut pendek periode. Periode keempat dan kelima yang masing-masing mengandung 18 unsur disebut panjang periode. Periode keenam dan ketujuh yang masing-masing mengandung 32 unsur disebut ekstra panjang periode.
Kolom tabel ini disebut kelompok elemen. Nomor golongan ditunjukkan dengan angka romawi dengan huruf latin A atau B.
Unsur-unsur suatu golongan mempunyai nama (golongan) yang sama: unsur-unsur golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – unsur basa(atau unsur logam alkali); Unsur Golongan IIA (Ca, Sr, Ba dan Ra) – unsur alkali tanah(atau unsur logam alkali tanah)(nama "logam alkali" dan logam alkali tanah" mengacu pada zat sederhana yang dibentuk oleh unsur-unsur yang bersesuaian dan tidak boleh digunakan sebagai nama golongan unsur); unsur golongan VIA (O, S, Se, Te, Po) – kalkogen, unsur golongan VIIA (F, Cl, Br, I, At) – halogen, Unsur Golongan VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – unsur gas mulia.(Nama tradisional "gas mulia" juga mengacu pada zat sederhana)
Unsur yang mempunyai nomor urut 58 – 71 (Ce – Lu) yang biasa diletakkan paling bawah tabel disebut lantanida(“mengikuti lantanum”), dan unsur dengan nomor urut 90 – 103 (Th – Lr) – aktinida("mengikuti anemon laut"). Ada versi tabel periode panjang, di mana lantanida dan aktinida tidak dihilangkan dari ERE, tetapi tetap berada di tempatnya dalam periode yang sangat panjang. Tabel ini kadang-kadang disebut jangka waktu sangat panjang.
Tabel periode panjang dibagi menjadi empat memblokir(atau bagian).
s-Blok mencakup unsur golongan IA dan IIA dengan rumus elektronik valensi yang sama ns 1 dan ns 2 (s-elemen).
r-Blok mencakup unsur-unsur dari golongan IIIA sampai VIIIA dengan rumus elektronik valensi yang sama dari ns 2 n.p. 1 sampai ns 2 n.p. 6 (elemen p).
d-Blok mencakup unsur-unsur dari golongan IIIB sampai IIB dengan rumus elektronik valensi yang sama dari ns 2 (N–1)D 1 sampai ns 2 (N–1)D 10 (elemen-d).
f-Blok termasuk lantanida dan aktinida ( f-elemen).

Elemen S- Dan P-blok membentuk grup A, dan elemen D-blok – Kelompok B dari sistem unsur kimia. Semua F-elemen secara formal termasuk dalam kelompok IIIB.
Unsur-unsur periode pertama - hidrogen dan helium - adalah S-elemen dan dapat ditempatkan dalam kelompok IA dan IIA. Tetapi helium lebih sering ditempatkan pada golongan VIIIA sebagai unsur yang mengakhiri periode, yang sepenuhnya sesuai dengan sifat-sifatnya (helium, seperti semua zat sederhana lainnya yang dibentuk oleh unsur-unsur golongan ini, adalah gas mulia). Hidrogen sering ditempatkan pada golongan VIIA, karena sifat-sifatnya lebih mirip dengan halogen daripada unsur basa.
Setiap periode sistem dimulai dengan suatu unsur yang memiliki konfigurasi valensi atom ns 1, karena dari atom-atom inilah pembentukan lapisan elektronik berikutnya dimulai, dan diakhiri dengan suatu unsur dengan konfigurasi atom valensi. ns 2 n.p. 6 (kecuali periode pertama). Hal ini memudahkan untuk mengidentifikasi kelompok sublevel yang diisi dengan elektron dalam atom pada setiap periode pada diagram energi (Gbr. 6.22). Lakukan pekerjaan ini dengan semua sublevel yang ditunjukkan pada salinan yang Anda buat pada Gambar 6.4. Sublevel yang disorot pada Gambar 6.22 (kecuali yang terisi penuh D- Dan F-sublevel) adalah valensi untuk atom semua unsur pada periode tertentu.
Penampilan dalam beberapa periode S-, P-, D- atau F-elemen sepenuhnya sesuai dengan urutan pengisian S-, P-, D- atau F-sublevel dengan elektron. Ciri sistem unsur ini memungkinkan, dengan mengetahui periode dan golongan suatu unsur tertentu, untuk segera menuliskan rumus elektronik valensinya.

TABEL PERIODE PANJANG UNSUR KIMIA, BLOK, PERIODE, KELOMPOK, UNSUR ALKALI, UNSUR ALKALI BUMI, KHALCOGEN, HALOGEN, UNSUR GAS MULIA, LANTANOID, AKTINOID.
Tuliskan rumus umum elektron valensi atom unsur a) golongan IVA dan IVB, b) golongan IIIA dan VIIB?
2. Apa persamaan konfigurasi elektron atom unsur golongan A dan B? Apa perbedaannya?
3. Berapa golongan unsur yang termasuk dalam a) S-blok, b) R-blok, c) D-memblokir?
4.Lanjutkan Gambar 30 ke arah peningkatan energi sublevel dan soroti kelompok sublevel yang diisi elektron pada periode ke-4, ke-5, dan ke-6.
5. Sebutkan sublevel valensi dari a) kalsium, b) fosfor, c) titanium, d) klorin, e) atom natrium. 6. Nyatakan perbedaan unsur s-, p- dan d satu sama lain.
7.Jelaskan mengapa keanggotaan suatu atom dalam suatu unsur ditentukan oleh jumlah proton dalam inti atom, dan bukan oleh massa atom tersebut.
8.Untuk atom litium, aluminium, strontium, selenium, besi dan timbal, buatlah rumus elektronik valensi, lengkap dan disingkat serta gambar diagram energi sublevel valensi. 9. Atom unsur manakah yang sesuai dengan rumus elektronik valensi berikut: 3 S 1 , 4S 1 3D 1 , 2s 2 2 P 6 , 5S 2 5P 2 , 5S 2 4D 2 ?

Untuk berbagai tujuan, kita perlu mengetahui konfigurasi total atau valensi suatu atom. Masing-masing konfigurasi elektron ini dapat direpresentasikan dengan rumus atau diagram energi. Yaitu, konfigurasi elektron penuh suatu atom diungkapkan rumus elektronik lengkap suatu atom, atau diagram energi lengkap suatu atom. Pada gilirannya, konfigurasi elektron valensi suatu atom diungkapkan valensi(atau sering disebut, " pendek") rumus elektronik atom, atau diagram sublevel valensi suatu atom(Gbr. 6.23).

Sebelumnya kita telah membuat rumus elektronik atom dengan menggunakan nomor atom unsur. Pada saat yang sama, kami menentukan urutan pengisian sublevel dengan elektron sesuai dengan diagram energi: 1 S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S dan sebagainya. Dan hanya dengan menuliskan rumus elektronik lengkap kita dapat menuliskan rumus valensi.
Lebih mudah untuk menulis rumus elektronik valensi suatu atom, yang paling sering digunakan, berdasarkan posisi suatu unsur dalam sistem unsur kimia, menggunakan koordinat golongan periode.
Mari kita lihat lebih dekat bagaimana hal ini dilakukan untuk elemen S-, P- Dan D-blok
Untuk elemen S-blok rumus elektronik valensi suatu atom terdiri dari tiga simbol. Secara umum dapat ditulis sebagai berikut:

Pertama (di tempat sel besar) ditempatkan nomor periode (sama dengan bilangan kuantum utama). S-elektron), dan yang ketiga (dalam superskrip) - nomor golongan (sama dengan jumlah elektron valensi). Dengan mengambil contoh atom magnesium (periode ke-3, golongan IIA), kita peroleh:

Untuk elemen P-blok rumus elektronik valensi suatu atom terdiri dari enam simbol:

Di sini, sebagai pengganti sel besar, nomor periode juga ditempatkan (sama dengan bilangan kuantum utama sel tersebut S- Dan P-elektron), dan nomor golongan (sama dengan jumlah elektron valensi) sama dengan jumlah superskripnya. Untuk atom oksigen (periode ke-2, gugus VIA) kita peroleh:

2S 2 2P 4 .

Rumus elektronik valensi sebagian besar unsur D-blok dapat ditulis seperti ini:

Seperti dalam kasus sebelumnya, di sini, alih-alih sel pertama, nomor periode (sama dengan bilangan kuantum utama) dimasukkan S-elektron). Angka di sel kedua ternyata lebih kecil satu, karena bilangan kuantum utamanya adalah D-elektron. Nomor grup di sini juga sama dengan jumlah indeks. Contoh – rumus elektronik valensi titanium (periode ke-4, golongan IVB): 4 S 2 3D 2 .

Nomor golongan sama dengan jumlah indeks unsur-unsur golongan VIB, tetapi, seperti yang Anda ingat, dalam valensinya S-sublevel hanya memiliki satu elektron, dan rumus umum elektronik valensi adalah ns 1 (N–1)D 5. Oleh karena itu, rumus elektronik valensi, misalnya molibdenum (periode ke-5) adalah 5 S 1 4D 5 .
Mudah juga untuk menyusun rumus elektronik valensi suatu unsur golongan IB, misalnya emas (periode ke-6)>–>6 S 1 5D 10, tetapi dalam hal ini Anda perlu mengingatnya D- elektron atom unsur golongan ini masih tetap bervalensi, dan beberapa di antaranya dapat ikut serta dalam pembentukan ikatan kimia.
Rumus umum elektron valensi atom unsur golongan IIB adalah ns 2 (N – 1)D 10. Oleh karena itu, rumus elektronik valensi, misalnya atom seng adalah 4 S 2 3D 10 .
Rumus elektronik valensi unsur triad pertama (Fe, Co dan Ni) juga mengikuti aturan umum. Besi, salah satu unsur golongan VIIIB, mempunyai rumus elektronik valensi 4 S 2 3D 6. Atom kobalt memilikinya D-elektron lebih banyak (4 S 2 3D 7), dan untuk atom nikel - sebanyak dua (4 S 2 3D 8).
Hanya dengan menggunakan aturan penulisan rumus elektronik valensi ini, tidak mungkin membuat rumus elektronik untuk atom tertentu D-elemen (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), karena di dalamnya, karena keinginan untuk kulit elektron yang sangat simetris, pengisian sublevel valensi dengan elektron memiliki beberapa fitur tambahan.
Mengetahui rumus elektronik valensi, Anda dapat menuliskan rumus elektronik lengkap atom (lihat di bawah).
Seringkali, alih-alih rumus elektronik lengkap yang rumit, mereka menulis rumus elektronik yang disingkat atom. Untuk menyusunnya dalam rumus elektronik, semua elektron atom kecuali valensi diisolasi, simbolnya ditempatkan dalam tanda kurung siku, dan bagian rumus elektronik yang sesuai dengan rumus elektronik atom unsur terakhir unsur tersebut. periode sebelumnya (unsur pembentuk gas mulia) diganti dengan lambang atom tersebut.

Contoh rumus elektronik dari berbagai jenis diberikan pada Tabel 14.

Tabel 14. Contoh rumus elektronik atom

Algoritma penyusunan rumus elektronik atom (menggunakan contoh atom yodium)

Catatan
1. Untuk unsur periode ke-2 dan ke-3, operasi ketiga (tanpa periode keempat) langsung menghasilkan rumus elektronik lengkap.
2. (N – 1)D 10 -Elektron tetap bervalensi pada atom unsur golongan IB.

FORMULA ELEKTRONIK LENGKAP, FORMULA ELEKTRONIK VALENSI, FORMULA ELEKTRONIK SINGKAT, ALGORITMA PENYUSUNAN FORMULA ATOM ELEKTRONIK.
1. Buatlah rumus elektron valensi atom suatu unsur a) periode kedua golongan A ketiga, b) periode ketiga golongan A kedua, c) periode keempat golongan A keempat.
2.Buatlah rumus elektronik singkat untuk atom magnesium, fosfor, kalium, besi, brom, dan argon.

Selama lebih dari 100 tahun yang telah berlalu sejak penemuan sistem unsur alami, beberapa ratus tabel berbeda telah diusulkan yang secara grafis mencerminkan sistem ini. Dari jumlah tersebut, selain tabel periode panjang, yang paling luas adalah apa yang disebut tabel unsur periode pendek oleh D.I. Tabel periode pendek diperoleh dari tabel periode panjang jika periode ke-4, ke-5, ke-6, dan ke-7 dipotong di depan unsur-unsur golongan IB, dijauhkan dan baris-baris yang dihasilkan dilipat seperti sebelumnya. melipat periodenya. Hasilnya ditunjukkan pada Gambar 6.24.

Lantanida dan aktinida juga ditempatkan di bawah tabel utama di sini.

DI DALAM kelompok Tabel ini berisi unsur-unsur yang atomnya jumlah elektron valensi yang sama terlepas dari orbital mana elektron-elektron tersebut berada. Jadi, unsur klor (unsur khas pembentuk nonlogam;3 S 2 3P 5) dan mangan (unsur pembentuk logam; 4 S 2 3D 5), yang tidak memiliki kulit elektron serupa, termasuk dalam kelompok ketujuh yang sama. Kebutuhan untuk membedakan unsur-unsur tersebut memaksa kita untuk membedakannya ke dalam kelompok subgrup: utama– analog dari grup A dari tabel periode panjang dan samping– analog dari grup B. Pada Gambar 34, simbol elemen subgrup utama digeser ke kiri, dan simbol elemen subgrup sekunder digeser ke kanan.
Benar, susunan unsur-unsur dalam tabel ini juga memiliki kelebihan, karena jumlah elektron valensilah yang terutama menentukan kemampuan valensi suatu atom.
Tabel periode panjang mencerminkan hukum struktur elektronik atom, persamaan dan pola perubahan sifat zat dan senyawa sederhana antar kelompok unsur, perubahan teratur sejumlah besaran fisika yang menjadi ciri atom, zat sederhana dan senyawa di seluruh sistem elemen, dan banyak lagi. Tabel jangka pendek kurang cocok dalam hal ini.

TABEL PERIODE PENDEK, SUBGROUP UTAMA, SUBGROUP SAMPING.
1. Ubah tabel periode panjang yang Anda buat dari rangkaian elemen alami menjadi tabel periode pendek. Lakukan konversi sebaliknya.
2. Apakah mungkin untuk menyusun rumus elektronik valensi umum untuk atom-atom unsur dalam satu golongan pada tabel periode pendek? Mengapa?

Atom tidak memiliki batas yang jelas. Berapa ukuran atom yang terisolasi? Inti atom dikelilingi oleh kulit elektron, dan kulitnya terdiri dari awan elektron. Ukuran EO ditandai dengan radius R eo. Semua awan di lapisan terluar memiliki radius yang kurang lebih sama. Oleh karena itu, ukuran atom dapat dicirikan oleh jari-jari ini. Itu disebut jari-jari orbit atom(R 0).

Nilai jari-jari orbital atom diberikan dalam Lampiran 5.
Jari-jari EO bergantung pada muatan inti dan orbital tempat elektron pembentuk awan ini berada. Akibatnya, jari-jari orbital suatu atom bergantung pada karakteristik yang sama.
Mari kita perhatikan kulit elektron atom hidrogen dan helium. Baik dalam atom hidrogen maupun atom helium, elektron terletak di 1 S-AO, dan awannya akan memiliki ukuran yang sama jika muatan inti atomnya sama. Namun muatan inti atom helium dua kali lebih besar dari muatan inti atom hidrogen. Menurut hukum Coulomb, gaya tarik-menarik yang bekerja pada setiap elektron atom helium adalah dua kali gaya tarik-menarik elektron terhadap inti atom hidrogen. Oleh karena itu, jari-jari atom helium harus jauh lebih kecil daripada jari-jari atom hidrogen. Ini benar: R 0 (Dia) / R 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atom litium memiliki elektron terluar di 2 S-AO, yaitu membentuk awan lapisan kedua. Tentu saja, radiusnya harus lebih besar. Benar-benar: R 0 (Li) = 1,586 BT.
Atom-atom unsur sisa periode kedua mempunyai elektron terluar (dan 2 S, dan 2 P) terletak pada lapisan elektron kedua yang sama, dan muatan inti atom-atom ini meningkat seiring dengan bertambahnya nomor atom. Elektron tertarik lebih kuat ke inti, dan tentu saja jari-jari atom berkurang. Kita dapat mengulangi argumen ini untuk atom unsur pada periode lain, tetapi dengan satu klarifikasi: jari-jari orbital berkurang secara monoton hanya jika setiap sublevel terisi.
Namun jika kita mengabaikan detailnya, maka sifat umum perubahan ukuran atom dalam suatu sistem unsur adalah sebagai berikut: dengan bertambahnya nomor urut dalam suatu periode, jari-jari orbital atom berkurang, dan dalam satu golongan mereka meningkatkan. Atom terbesar adalah atom cesium, dan yang terkecil adalah atom helium, tetapi dari atom-atom unsur yang membentuk senyawa kimia (helium dan neon tidak membentuknya), yang terkecil adalah atom fluor.
Sebagian besar atom unsur dalam deret alami setelah lantanida memiliki jari-jari orbital yang lebih kecil dari perkiraan berdasarkan hukum umum. Hal ini disebabkan antara lantanum dan hafnium dalam sistem unsur terdapat 14 lantanida, sehingga muatan inti atom hafnium adalah 14 e lebih dari lantanum. Oleh karena itu, elektron terluar dari atom-atom ini tertarik ke inti lebih kuat dibandingkan jika tidak ada lantanida (efek ini sering disebut “kontraksi lantanida”).
Perlu diketahui bahwa ketika berpindah dari atom unsur golongan VIIIA ke atom unsur golongan IA, jari-jari orbital bertambah secara tiba-tiba. Akibatnya, pilihan kami terhadap elemen pertama setiap periode (lihat § 7) ternyata benar.

RADIUS ORBITAL ATOM, PERUBAHANNYA PADA SISTEM ELEMEN.
1.Menurut data pada Lampiran 5, gambarlah pada kertas grafik grafik ketergantungan jari-jari orbital suatu atom terhadap nomor atom suatu unsur untuk unsur dengan Z dari 1 sampai 40. Panjang sumbu horizontal 200 mm, panjang sumbu vertikal 100 mm.
2. Bagaimana cara mengkarakterisasi tampilan garis putus-putus yang dihasilkan?

Jika Anda memberikan energi tambahan pada sebuah elektron dalam sebuah atom (Anda akan mempelajari bagaimana hal ini dapat dilakukan dalam kursus fisika), maka elektron tersebut dapat berpindah ke AO lain, yaitu atom tersebut akan berakhir di keadaan bersemangat. Keadaan ini tidak stabil, dan elektron akan segera kembali ke keadaan semula, dan kelebihan energi akan dilepaskan. Tetapi jika energi yang diberikan kepada elektron cukup besar, elektron dapat melepaskan diri sepenuhnya dari atom, sedangkan atom terionisasi, yaitu berubah menjadi ion bermuatan positif ( kation). Energi yang diperlukan untuk melakukan hal ini disebut energi ionisasi atom(E Dan).

Cukup sulit untuk melepaskan elektron dari satu atom dan mengukur energi yang dibutuhkan untuk itu, sehingga energi ini dapat ditentukan dan digunakan secara praktis energi ionisasi molar(E dan m).

Energi ionisasi molar menunjukkan berapa energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan 1 mol elektron dari 1 mol atom (satu elektron dari setiap atom). Nilai ini biasanya diukur dalam kilojoule per mol. Nilai energi ionisasi molar elektron pertama untuk sebagian besar unsur diberikan dalam Lampiran 6.
Bagaimana energi ionisasi suatu atom bergantung pada kedudukan suatu unsur dalam sistem unsur, yaitu bagaimana perubahannya menurut golongan dan periode?
Dalam arti fisisnya, energi ionisasi sama dengan usaha yang harus dikeluarkan untuk mengatasi gaya tarik menarik antara elektron dan atom ketika elektron berpindah dari suatu atom ke jarak tak terhingga darinya.

Di mana Q– muatan elektron, Q adalah muatan kation yang tersisa setelah pelepasan elektron, dan R o adalah jari-jari orbit atom.

DAN Q, Dan Q– besarannya konstan, dan kita dapat menyimpulkan bahwa usaha melepaskan elektron A, dan dengan itu energi ionisasi E dan berbanding terbalik dengan jari-jari orbit atom.
Setelah menganalisis nilai jari-jari orbital atom berbagai unsur dan nilai energi ionisasi terkait yang diberikan dalam Lampiran 5 dan 6, Anda dapat yakin bahwa hubungan antara besaran-besaran ini mendekati proporsional, tetapi agak berbeda dari itu. . Alasan mengapa kesimpulan kami tidak sesuai dengan data eksperimen adalah karena kami menggunakan model yang sangat kasar yang tidak memperhitungkan banyak faktor penting. Tetapi bahkan model kasar ini memungkinkan kita untuk menarik kesimpulan yang benar bahwa dengan bertambahnya jari-jari orbital, energi ionisasi atom berkurang dan, sebaliknya, dengan berkurangnya jari-jari, energi ionisasinya meningkat.
Karena pada periode dengan bertambahnya nomor atom, jari-jari orbit atom mengecil, maka energi ionisasi meningkat. Dalam suatu golongan, dengan bertambahnya nomor atom, jari-jari orbit atom biasanya bertambah, dan energi ionisasi berkurang. Energi ionisasi molar tertinggi terdapat pada atom terkecil, atom helium (2372 kJ/mol), dan atom yang mampu membentuk ikatan kimia, atom fluor (1681 kJ/mol). Yang terkecil adalah untuk atom terbesar, atom cesium (376 kJ/mol). Dalam suatu sistem unsur, arah kenaikan energi ionisasi dapat ditunjukkan secara skematis sebagai berikut:

Dalam kimia, penting bahwa energi ionisasi mencirikan kecenderungan suatu atom untuk melepaskan elektron “nya”: semakin tinggi energi ionisasi, semakin kecil kecenderungan atom untuk melepaskan elektron, dan sebaliknya.

NEGARA TERSUKAI, IONISASI, KASI, ENERGI IONISASI, ENERGI IONISASI MOLAR, PERUBAHAN ENERGI IONISASI PADA SISTEM UNSUR.
1. Dengan menggunakan data pada Lampiran 6, tentukan berapa banyak energi yang harus dikeluarkan untuk melepaskan satu elektron dari semua atom natrium yang bermassa total 1 g.
2. Dengan menggunakan data pada Lampiran 6, tentukan berapa kali lebih banyak energi yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari semua atom natrium bermassa 3 g dibandingkan dari semua atom kalium bermassa sama. Mengapa rasio ini berbeda dengan rasio energi ionisasi molar atom yang sama?
3.Menurut data yang diberikan pada Lampiran 6, buatlah grafik ketergantungan energi ionisasi molar pada nomor atom untuk unsur-unsur dengan Z dari 1 sampai 40. Dimensi grafiknya sama dengan tugas pada paragraf sebelumnya. Periksa apakah grafik ini sesuai dengan pilihan “periode” sistem elemen.

Karakteristik energi terpenting kedua dari sebuah atom adalah energi afinitas elektron(E Dengan).

Dalam praktiknya, seperti halnya energi ionisasi, besaran molar yang sesuai biasanya digunakan - energi afinitas elektron molar().

Energi afinitas elektron molar menunjukkan energi yang dilepaskan ketika satu mol elektron ditambahkan ke satu mol atom netral (satu elektron untuk setiap atom). Seperti energi ionisasi molar, besaran ini juga diukur dalam kilojoule per mol.
Pada pandangan pertama, tampaknya energi tidak boleh dilepaskan dalam hal ini, karena atom adalah partikel netral, dan tidak ada gaya tarik elektrostatis antara atom netral dan elektron bermuatan negatif. Sebaliknya, ketika mendekati sebuah atom, sebuah elektron tampaknya akan ditolak oleh elektron bermuatan negatif yang sama yang membentuk kulit elektron. Faktanya, hal ini tidak sepenuhnya benar. Ingatlah jika Anda pernah harus berurusan dengan atom klorin. Tentu saja tidak. Bagaimanapun, ia hanya ada pada suhu yang sangat tinggi. Bahkan molekul klorin yang lebih stabil praktis tidak ditemukan di alam; jika perlu, ia harus diperoleh dengan menggunakan reaksi kimia. Dan Anda harus terus-menerus berurusan dengan natrium klorida (garam meja). Toh, garam meja dikonsumsi setiap hari oleh manusia bersama makanan. Dan di alam hal ini cukup sering terjadi. Tapi garam meja mengandung ion klorida, yaitu atom klor yang telah menambahkan satu elektron “ekstra”. Salah satu alasan mengapa ion klorida begitu umum adalah karena atom klor memiliki kecenderungan untuk memperoleh elektron, yaitu ketika ion klorida terbentuk dari atom dan elektron klor, energi dilepaskan.
Salah satu alasan pelepasan energi yang sudah Anda ketahui - ini terkait dengan peningkatan simetri kulit elektron atom klor selama transisi ke muatan tunggal. anion. Pada saat yang sama, seperti yang Anda ingat, energi 3 P-sublevel menurun. Ada alasan lain yang lebih kompleks.
Karena nilai energi afinitas elektron dipengaruhi oleh beberapa faktor, sifat perubahan besaran ini dalam suatu sistem unsur jauh lebih kompleks daripada sifat perubahan energi ionisasi. Anda dapat yakin akan hal ini dengan menganalisis tabel yang diberikan pada Lampiran 7. Tetapi karena nilai besaran ini ditentukan, pertama-tama, oleh interaksi elektrostatis yang sama dengan nilai energi ionisasi, maka perubahannya dalam sistem unsur-unsur (setidaknya pada golongan A-) secara umum serupa dengan perubahan energi ionisasi, yaitu energi afinitas elektron suatu golongan menurun, dan dalam suatu periode meningkat. Nilai maksimumnya untuk atom fluor (328 kJ/mol) dan klor (349 kJ/mol). Sifat perubahan energi afinitas elektron suatu sistem unsur menyerupai sifat perubahan energi ionisasi, yaitu arah kenaikan energi afinitas elektron dapat ditunjukkan secara skematis sebagai berikut:

2.Pada skala yang sama sepanjang sumbu horizontal seperti pada tugas sebelumnya, buatlah grafik ketergantungan energi molar afinitas elektron pada nomor atom untuk atom unsur dengan Z dari 1 hingga 40 menggunakan aplikasi 7.
3.Apa arti fisika dari nilai energi afinitas elektron negatif?
4. Mengapa, dari semua atom unsur periode ke-2, hanya berilium, nitrogen, dan neon yang memiliki nilai energi molar afinitas elektron negatif?

Anda telah mengetahui bahwa kecenderungan suatu atom untuk melepaskan elektronnya sendiri dan menambah elektron orang lain bergantung pada karakteristik energinya (energi ionisasi dan energi afinitas elektron). Atom mana yang lebih cenderung melepaskan elektronnya, dan atom mana yang lebih cenderung menerima elektron lainnya?
Untuk menjawab pertanyaan ini, mari kita rangkum dalam Tabel 15 segala sesuatu yang kita ketahui tentang perubahan kecenderungan dalam sistem unsur.

Tabel 15. Perubahan kecenderungan atom melepaskan elektronnya sendiri dan memperoleh elektron asing