5. Электронные и электронно-графические формулы. Привести конкретные примеры указанных формул для элементов 3,5,7 периодов.

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням изображают в виде электронных формул.

Очень часто структуру электронных оболочек изображают с помощью энергетических, или квантовых, ячеек – это так называемые графические электронные формулы. Каждая такая ячейка обозначается клеткой: клетка – орбиталь, стрелка – электрон, направление стрелки – направление спина, свободная клетка – свободная орбиталь, которую может занимать электрон при возбуждении.

III период
11		Na			натрий		1s 22s 22p 63s 1
12		Mg			магний		1s 22s 22p 63s 2
V период
37	Rb		рубидий			1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s1
38	Sr		стронций			1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s2
VII период
87		Fr		франций			1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1
88		Ra		радий			1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2

7. Периодическое изменение свойств химических элементов. Атомные и ионные радиусы. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.

Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома Z имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличе­нием Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атома, что особенно четко наблюдается в коротких периодах

С началом застройки нового электронного слоя, более удален­ного от ядра, т. е. при переходе к следующему периоду, атомные радиусы возрастают (сравните, например, радиусы атомов фтора и натрия). В результате в пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются.

Потеря атомов электронов приводит к уменьшению его эф­фективных размеров, а присоединение избыточных электронов — к увеличению. Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного нона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома.

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового за­ряда возрастают с увеличением заряда ядра Такая закономерность объясняется увеличением числа элек­тронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

Наиболее ха­рактерным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, а неметаллы, наоборот, харак­теризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов. Для отрыва электрона от атома с превраще­нием последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации.

Энергию ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наи­меньшее напряжение поля, при котором скорость электронов ста­новится достаточной для ионизации атомов, называется потен­циалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах. При затрате достаточной энергии можно оторвать от атома два, три и более электронов.

Как отмечалось выше, атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, выделяющаяся при присоедине­нии электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в электрон вольтах. Под электроотрицательностью (ЭО) понимают относительную способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами.