Что такое электронный аналог

2.8. Электронные семейства элементов

В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делятся на четыре типа – электронные семейства:

s – элементы; заполняется электронами s – подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода. Валентными 1 являютсяs-электроны внешнего уровня.

p – элементы; заполняется электронами р – подуровень внешнего уровня. Это последние шесть элементов каждого периода (кроме I и VII). Валентными являются s— и p— электроны внешнего уровня.

d – элементы; заполняется электронами d – подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне – один или два электрона (y ₄₆Pd – нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s – и p – элементами (их также называют переходными элементами). Валентными являются s – электроны внешнего уровня и d – электроны предвнешнего уровня (второго снаружи).

f – элементы; заполняется электронами f – подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Они расположены в 6 – м (4f – элементы) и 7 – м (5f – элементы) периодах периодической системы. 4f – элементы объединяют в семейство лантаноидов, а 5f – элементы – семейство актиноидов.

В периодической системе s – элементов 14, p – элементов 30, d – элементов 38, f – элементов 28.

2.9. Понятие об электронных аналогах

Атомы элементов с одинаковым заполнением внешнего энергетического уровня носят название электронных аналогов.Например:

;

Элементы с одинаковым строением внешнего и предвнешнего энергетических уровней называют полными электронными аналогами.Например:

;

2.10. Периодический закон и периодическая система элементов д.И. Менделеева

Важнейшим событием химии в 19 веке было открытие периодического закона, сделанное в 1869 г. гениальным русским ученым Д. И. Менделеевым. Периодический закон в формулировке Д. И. Менделеева гласит: “ свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса”.

Графическим выражением этого закона стала созданная им периодическая система элементов.

В настоящее время известно несколько сотен вариантов периодической системы элементов, но все они в своей основе содержат предложенные Менделеевым принципы её построения. Наибольшее распространение получили короткая (восьмиклеточная) и длинная (тридцатидвухклеточная) формы периодической система элементов.

Развитие учения о строении атома вскрыло глубокий физической смысл периодического закона. Как было доказано, свойства элементов зависят, прежде всего, от заряда атомных ядер, который в свою очередь определяет распределение электронов на электронных оболочках атомов. Основной характеристикой атома является положительный заряд ядра, численно равный порядковому номеру элемента. В нейтральном атоме заряд ядра и общее число электронов равны. Распределением электронов на электронных оболочках атомов определяются свойства элементов и их соединений, положение элемента в периодической системе. Периодичность изменения свойств химических элементов и их соединений зависит от периодически повторяющейся сходной структуры электронных оболочек атомов.

В 1913 г. ученик Резерфорда английский ученый Мозли, исследуя спектры лучей Рентгена для различных элементов, установил простое соотношение между длиной волны рентгеновских лучей и порядковым номером элемента (закон Мозли):

Корень квадратный из величины, обратной длине волны рентгеновских лучей, испускаемых атомами различных элементов, находится в линейной зависимости от порядкового номера элемента, т. е.

где  – длина волны; Z – порядковый номер элемента;  – постоянная, одинаковая для всех элементов.

Из уравнения следует, что, зная  и измерив , можно вычислить порядковый номер элемента. Это экспериментальный метод проверки правильности распределения элементов в периодической системе по возрастанию заряда ядра. Закон Мозли показал, что Д.И. Менделеев правильно расположил элементы в периодической системе, позволил установить общее число элементов в каждом периоде, а главное, направил усилия ученых на открытие предсказанных им элементов. Вскоре несколько элементов было открыто с помощью анализа рентгеновских спектров (гафний, Z=72; рений, Z=75 и др.).

Вместе с тем из закона Мозли следует, что порядковый номер – это не простая нумерация элементов, а выражение конкретного внутреннего свойства атома – величины элементарных положительных зарядов ядра. Именно положительный заряд ядра (а не атомная масса) является главной характеристикой атома.

В свете современных представлений о строении атома изменилась и формулировка периодического закона: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер.

Понятие об электронных аналогах

1. s – элементы; заполняется электронами s – подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода. Валентными 1 являются электроны внешнего уровня.

2. p – элементы; заполняется электронами р – подуровень внешнего уровня. Это последние шесть элементов каждого периода (кроме I и VII). Валентными являются s- и p- электроны внешнего уровня.

3. d – элементы; заполняется электронами d – подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне – один или два электрона (y ₄₆Pd – нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s – и p – элементами (их также называют переходными элементами). Валентными являются s – электроны внешнего уровня и d – электроны предвнешнего уровня (второго снаружи).

4. f – элементы; заполняется электронами f – подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Они расположены в 6 – м (4f – элементы) и 7 – м (5f – элементы) периодах периодической системы. 4f – элементы объединяют в семейство лантаноидов, а 5f – элементы – семейство актиноидов.

В периодической системе s – элементов 14, p – элементов 30, d – элементов 38, f – элементов 28.

Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:

3.4.3. Электронная аналогия.

Проявляется у элементов, имеющих сходные электронные формулы. Элементы, входящие в подгруппу электронных аналогов, аналогичны по конфигурации внешнего электронного слоя и достраивающихся внутренних подуровней. Отнесению к электронным аналогам не препятствуют отличия в конфигурации благородного газа, включенного в электронную формулу ([He] 2 , [Ne] 10 и т.д.); при этом конфигурация [Xe] 54 4f 14 считается эквивалентной конфигурации благородного газа. Провал электрона также не нарушает электронную аналогию. Так, например, молибден ([Kr] 36 4d 5 4s 1 и вольфрам [Xe] 54 4f 14 5d 4 6s 2 ) являются электронными аналогами, хотя их электронные формулы отличаются по структуре как внешнего, так и внутренних электронных слоев.

Различают полные и неполные электронные аналоги. Полные аналоги имеют аналогичные электронные конфигурации в любых степенях окисления. Неполные электронные аналоги характеризуются сходными электронными конфигурациями лишь в некоторых степенях окисления.

Рассмотрим деление группы на подгруппы электронных аналогов на примере VI группы. Как следует из рис. 4., в группе VI можно выделить три подгруппы полных электронных аналогов, соединенных сплошными линиями. Первая из них включает кислород и серу, вторая — селен, теллур и полоний, третья — хром, молибден и вольфрам; электронные конфигурации атомов в любой из этих подгрупп аналогичны, независимо от степени окисления. Так, все элементы подгруппы селена в степени окисления -2 имеют конфигурацию ns 2 np 6 , в степени окисления +4 — ns 2 np 2 , в степени окисления +6 — (n-1)d 10 . В то же время элементы VI группы образуют две подгруппы неполных аналогов. В одну из них входят кислород, сера, селен, теллур и полоний, соединенные на рис. 4 прерывистой линией. Эти элементы имеют аналогичные электронные конфигурации во всех степенях окисления, кроме высшей. Действительно, в степени окисления +6 сере отвечает электронная формула [Ne] 10 , а селену — [Ar] 18 3d 10 , хотя во всех остальных степенях окисления (-2, +4) электронные конфигурации сравниваемых элементов позволяют считать их аналогами. Вторую подгруппу неполных электронных аналогов образуют кислород, сера, хром, молибден и вольфрам (пунктирная линия на рис. 4). Для этой подгруппы аналогичные электронные конфигурации отвечают лишь высшей степени окисления элемента: как видно на рис. 4 в степени окисления +6 все они имеют конфигурацию благородного газа.

На такие же подгруппы электронных аналогов подразделяются также III-V и VII группы периодической системы, т.е. все группы, состоящие из p- и d-элементов. Группы, включающие s- и d-элементы, имеют несколько иную структуру. В этом случае все элементы А-подгруппы являются полными электронными аналогами, в результате чего в группе могут быть выделены две подгруппы полных электронных аналогов и одна подгруппа неполных аналогов, объединяющая первые два элемента А-подгруппы и все элементы В-подгруппы: эти элементы имеют аналогичные конфигурации только в нулевой степени окисления. На рис. 4 показана структура I группы периодической системы; в этой группе подгруппы полных электронных аналогов образуют элементы литий, натрий, калий, рубидий, цезий и медь, серебро, золото, а подгруппа неполных аналогов (волнистая линия на рис. 4.) объединяет литий, натрий, медь, серебро и золото — элементы, имеющие в нулевой степени окисления электронную конфигурацию ns 1 .

VIII группа, включающая элементы с разным числом валентных электронов, естественно, имеет иную структуру. Она состоит из пяти подгрупп полных электронных аналогов (неон, аргон; криптон, ксенон, радон; железо, рутений, осмий; кобальт, родий, иридий; никель, палладий, платина) и одной подгруппы неполных электронных аналогов (неон, аргон, железо, рутений, осмий) с конфигурацией благородного газа в степени окисления +8.

Электронная аналогия представляет собой еще более узкий тип аналогии, нежели типовая.

2.2. Периодический закон и система д.И. Менделеева

В 1869г. Д.И.Менделеев сформулировал периодический закон: «свойства простых веществ, а также формы и свойства соединения элементов находятся в периодической зависимости от величины их атомных весов» и создал систему, отражающую электронное строение атомов.

В 1913г. Мозли определил, что порядковый номер элемента в таблице Д.И.Менделеева численно равен заряду ядра атома. Поэтому современная формулировка периодического закона такова: «свойства химических элементов, а также форма и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от порядкового номера элемента».

Периодические изменения в свойствах элементов связаны с периодической повторяемостью электронных структур атомов.

Порядковый номер элемента характеризует заряд ядра атома и количество электронов в оболочке. Элементы располагаются по мере увеличения заряда ядер их атомов.

Периодическая система состоит из периодов и групп. Период – это последовательный горизонтальный ряд элементов с одинаковым значением главного квантового числа. Группа – это вертикальный ряд элементов с одинаковым количеством валентных электронов. Элементы одной группы разделяются на две подгруппы: главную и побочную. В главной подгруппе объединяются элементы, у которых валентные электроны располагаются на s- и p- подуровнях внешнего квантового уровня. В побочную подгруппу – элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешнем s- и предвнешнем d-подуровнях.

Электронные аналоги

Химические элементы, у которых имеется одинаковая конфигурация валентных электронов, называются электронными аналогами.

У полных аналогов совпадают электронные конфигурации двух последних периодов.

Например: ₃₂Ge: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2

₅₀Sn: …………. 4s 2 4p 6 5s 2 4d 10 5p 2

У неполных аналогов совпадают электронные конфигурации только последнего периода.

Например: ₆C: 1s 2 2s 2 2p 2

₁₄Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Электронные аналоги, являющиеся химическими аналогами, характеризуются одинаковым количеством валентных электронов, которые участвуют в образовании химических связей.

Свойства элементов

Очень важной характеристикой элемента с точки зрения строения атома является радиус атома. С ростом положительного заряда ядра радиус у элементов изменяется. В периоде слева направо радиус уменьшается вследствие сжатия электронной оболочки (заряд ядра увеличивается, электроны сильнее притягиваются к ядру). В группах сверху вниз радиус увеличивается вследствие увеличения количества квантовых уровней. Чем больше радиус атома, тем слабее удерживаются валентные электроны, тем легче отдает их атом в химических реакциях. Как отдача электронов, так и принятие электронов характеризуются энергетическим эффектом, который определяется тремя видами энергии:

энергия ионизации (J) – энергия, которая необходима для отрыва валентных электронов от атома и превращения атома в положительно заряженную частицу – ион. Она измеряется в эВ/атом или кДж/моль.

энергия сродства к электрону (Е) – энергия (единицы измерения эВ/атом или кДж/моль), которая выделяется при присоединении валентных электронов к атому, при этом атом превращается в отрицательно заряженную частицу. Эта энергия характеризует неметаллические (окислительные) свойства химических элементов; в группе сверху вниз уменьшается, в периоде увеличивается;
электроотрицательность – это полусумма энергии ионизации и энергии сродства к электрону: Э.О. = (I+E) / 2. Электроотрицательность – способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. За единицу принята элетроотрицательность лития Li. В группе электроотрицательность уменьшается cверху вниз, в периоде увеличивается слева направо. Зная значение энергии для каждого из атомов, мы можем дать окислительно-восстановительную характеристику элемента. (Значения электроотрицательности атомов по Полингу представлены в приложении).