Prelegerea 2
Tema: Configurații electronice ale
atomilor. Structura sistemului periodic a
elementelor. Peridocitatea proprietăților
atomilor elementelor.
Universitatea de Medicină și Farmacie ”N. Testemițanu”
Catedra Chimie generală
Pentru elementele perioadei 1:
n=1, l=0, 1 orbital, de aceea în perioada 1 sunt 2
elemente: H – 1s1; He – 1s2.
Pentru elementele perioadei 2:
n=2, l=0,1; 4 orbitali, deci în perioada 2 sunt 8 elem.
Li – 1s22s1; Be – 1s22s2; B – 1s22s22p1;
C – 1s22s22p2
• Regula lui Hund: Electronii se repartizează pe
subnivele astfel ca spinul lor sumar să fie
maximal.
Pentru elementele perioadei 3:
n=3; l=0, 1, 2; 9 orbitali, deci ar trebui să fie
18 elemente. În realitate sunt, ca și în perioada 2,
8 elemente, deoarece subnivelul 3d ramâne liber.
Energia orbitalilor atomici se caracterizează
astfel:
1s<2s<2p<3s<3p<4s3d<4p<5s4d<5p<6s4f
5d<6p<7s5f6d<7p
Deci subnivelul d se completează cu electroni
cu întârziere de un nivel, iar subnivelul f – cu
întârziere de două nivele.
Regulile lui Klecikovschi:
1) 3d n=3; l=2; n+l=5
4s n=4; l=0; n+l=4
Mai întâi se completează subnivelul 3d.
2) 3d n=3; l=2; n+l=5
4p n=4; l=1; n+l=5
Se competează mai întâi subnivelul 3d, deoarece
valoarea lui n este mai mică.
Pentru elementele perioadei 4
n=3, l=0,1,2,3; subnivelul f rămâne, dar apar 10
electroni pe subnivelul 3d. Deci perioada 4
conține 18 elemente.
Pentru elementele perioadei 5
Completarea cu electroni va fi ca în cazul
elementelor perioadei 4, de aceea perioada 5
conține, la fel, 18 elemente.
Pentru elementele perioadei 6
La lantan un electron ocupă subnivelul 5d, apoi se
completează cu electroni subnivelul 4f (14 electroni)
14 elemente, de la Ce până la Lu – lantanide
Perioada 6 include 32 elemente.
Pentru elementele perioadei 7
Competarea cu electroni are loc în același mod ca la
elementele perioadei 6. După La urmează 14
elemente (subnivelul 5f).
Th – thoriu – Lr – lawrenciu - actinide
Po84 – poloniu
1s22s2sp63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p4
Po – 6s26p4, deoarece electronii de valență sunt
electronii de pe ultimul nivel.
Configurația electronică a elementelor grupei V A:
ns2np3; As – 4s24p3
Configurația electronică a elementelor grupei VII B:
ns2(n-1)d5; Re – 6s25d5
Fenomenul de prăbușire a electronilor:
Cr - 4s23d4 4s13d5
La fel Cu, Ag, Au, Pd, etc.
Pd - 4d10; 5s24d8 4d10
Contracția lantanidică
1. Razele atomilor și ionilora) Razele efective se determină la stadiul structurii
moleculelor și cristalelor. Ele depind de tipul și
multiplicitatea legăturii, de aceea nu sunt mărimi
strict determinate:
rNa în cristale – 0,16 nm
rNa în molecula Na2 – 0,154 nm
b) Razele orbitale reprezintă distanța dintre nucleul
atomului și densitatea electronică maximală a
norilor electronici exteriori.
În perioadă, de la stânga la dreapta, razele atomilor se
micșorează. În subgrupele principale și în subgrupa Sc razele
atomilor se măresc.
2. Energia (potențialul) de ionizare I reprezintă
energia minimă necesară pentru ruperea electronului
din atom.
I1<I2<I3<…<In
I1 – primul potențial de ionizare
Potențialul de ionizare a elementelor unei perioade
cresc de la stânga la dreapta, deoarece crește sarcina
nucleelor. În subgrupe I se micșorează de sus în jos,
deoarece se mărește distanța dintre electron și
nucleu.
me – masa electronului;
e – sarcina electronului;
z – sarcina nucleului;
n – numărul cuantic principal.
Acea sarcină care pătrunde de la nucleu la
electronul dat prin straturile precedente se
numește sarcină a nucleului zef.
3. Afinitatea pentru electron A este energia ce
se elimină în rezultatul adiției electronului la
atom.
Capacitatea de formare a anionilor în perioade
crește de la stânga la dreapta, iar în grupe
scade de sus în jos.
Atom + e- An- + A (energie)
4. Electronegativitatea - mărimea ce
caracterizează capacitatea atomilor în moleculă de
a căpăta o sarcină în rezultatul deplasării cuplurilor
electronice ce formează legătura chimică.
În perioade crește cu mărirea numărului de
ordine a elementului, iar în subgrupe se
micșorează.
Li = 1 – cea mai mică
F – cea mai mare
• nu are sens fizic și nu este o mărime constantă,
deoarece capacitatea atomilor în moleculă de a
atrage și a reține electronii depinde nu numai de
natura atomului dat, dar și de vecinii săi, de
multiplicitatea legăturii, de numărul cuplurilor
electronice neparticipante și orbitalelor vacante,
de gradul de ionizare a legăturii, etc.