Что значит электроны на внешнем энергетическом уровне

Атомы и электроны

Атомно-молекулярное учение

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Внешний уровень и валентные электроны

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Источник

Что значит электроны на внешнем энергетическом уровне

На этом уроке вы узнаете, как устроена электронная оболочка атома, и сможете объяснить явление периодичности. Познакомитесь с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.

I. Состояние электронов в атоме

Вы­да­ю­щий­ся дат­ский физик Нильс Бор (Рис. 1) пред­по­ло­жил, что элек­тро­ны в атоме могут дви­гать­ся не по любым, а по стро­го опре­де­лен­ным ор­би­там.

При этом элек­тро­ны в атоме раз­ли­ча­ют­ся своей энер­ги­ей. Как по­ка­зы­ва­ют опыты, одни из них при­тя­ги­ва­ют­ся к ядру силь­нее, дру­гие – сла­бее. Глав­ная при­чи­на этого за­клю­ча­ет­ся в раз­ном уда­ле­нии элек­тро­нов от ядра атома. Чем ближе элек­тро­ны к ядру, тем они проч­нее свя­за­ны с ним и их труд­нее вы­рвать из элек­трон­ной обо­лоч­ки. Таким об­ра­зом, по мере уда­ле­ния от ядра атома запас энер­гии элек­тро­на уве­ли­чи­ва­ет­ся.

Элек­тро­ны, дви­жу­щи­е­ся вб­ли­зи ядра, как бы за­го­ра­жи­ва­ют (экра­ни­ру­ют) ядро от дру­гих элек­тро­нов, ко­то­рые при­тя­ги­ва­ют­ся к ядру сла­бее и дви­жут­ся на боль­шем уда­ле­нии от него. Так об­ра­зу­ют­ся элек­трон­ные слои.

Каж­дый элек­трон­ный слой со­сто­ит из элек­тро­нов.

Электрон вращается вокруг ядра атома с невообразимой скоростью. Так, за 1 секунду он делает столько оборотов вокруг ядра атома, сколько оборотов делает пропеллер самолета вокруг оси за 5–5,5 лет непрерывной работы двигателя. Пропеллер самолета образует «облако», находящееся в одной плоскости, а электрон образует объемное облако –электронное облако, форма и размер которого зависят от энергии электрона.

Если обозначить точками все вероятные места нахождения электрона в атомном пространстве за некоторое время, то совокупность этих точек будет представлять собойэлектронное облако.

II. Электронное облако

Электронное облако – это модель, которая описывает состояние (движение) электрона в атоме.

Электронное облако не имеет строго очерченных границ и плотность его неравномерна.

Часть атомного пространства, в котором вероятность нахождения электрона наибольшая (

90%), называется орбиталью.

Виды электронных орбиталей

Форма орбитали в пространстве

Количество орбиталей в атоме.

Условное обозначение орбитали – клетка:

(электронное облако s – электрона)

Электронное облако такой формы может занимать в атоме одно положение

(электронное облако p – электрона)

Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x, y и z.

(электронное облако d – электрона)

(электронное облако f – электрона)

Электронное облако такой формы может занимать в атоме семь положений.

Число электронов в атоме определяют по порядковому номеру

О – 8 электронов, S – 16 электронов.

На одной орбитали могут находиться только ДВА электрона, которые вращаются вокруг своей оси в противоположных направлениях (по часовой стрелке и против часовой стрелке) – электроны с противоположными спинами:

Cледовательно, на s – орбитали максимально может разместиться два электрона (s 2 ); на p – орбитали максимально может разместиться шесть электронов (p 6 ) на d – орбитали максимально может разместиться десять электронов (d 10 ); f – четырнадцать электронов (f 14 ).

Располагаясь на различных расстояниях от ядра, электроны образуют электронные слои (энергетические уровни) – каждому слою соответствует определённый уровень энергии.

Число энергетических уровней определяют по номеру периода, в котором находится химический элемент

О – 2 уровня, S – три уровня.

Для элементов главных подгрупп (А) число электронов на внешнем уровне = номеру группы.

₊₁₅P – V группа (А) – на внешнем уровне 5 электронов

Для элементов побочных подгрупп (В) число электронов на внешнем уровне = двум.

Исключения (один электрон) – хром, медь, серебро, золото и некоторые другие.

III. Формулы отражающие строение атомов первого и второго периодов

– схема строения атома, отображает распределение электронов по энергоуровням.

₊₁ Н 1s 1

– электронная формула, отображает число электронов по орбиталям.

— электронно-графическая формула – показывает распределение электронов по орбиталям и отображает спин электрона.

У элементов второго периода начинается заполнение второго энергетического уровня — он включает восемь электронов (n = 2, N = 8). Второй период содержит восемь элементов. У неона, элемента, завершающего второй период, первый и второй энергетические уровни оказываются целиком заполненными.

IV. Распределение электронов по энергетическим уровням элементов третьего и четвертого периодов ПСХЭ

1. Порядок заполнения уровней и подуровней электронами

Электронные формулы атомов химических элементов составляют в следующем порядке:

Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется :

Принципом наименьшей энергии

Шкала энергий:

1s внешнего энергетического уровня, называются s-элементами. Это первые 2 элемента каждого периода, составляющие главные подгруппы I и II групп.

Элементы, в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнего энергетического уровня, называются p-элементами. Это последние 6 элементов каждого периода (за исключением I и VII), составляющие главные подгруппы III—VIII групп.

Элементы, в которых заполняется d-подуровень второго снаружи уровня, называются d-элементами. Это элементы вставных декад IV, V, VI периодов.

Элементы, в которых заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня, называются f-элементами. К f-элементам относятся лантаноиды и актиноиды.

В третьем периоде происходит заполнение третьего энергетического уровня. Третий уровень (n = 3) может максимально вмещать 18 электронов. Однако элементов в третьем периоде всего восемь. К концу третьего периода (у аргона) полностью заполняются 3s- и 3p-подуровни, а 3d-подуровень остается пустым, поэтому третий уровень не заполняется до конца.

В четвертом периоде у первых двух элементов (калия и кальция) электроны идут на четвертый энергетический уровень (4s-подуровень), а затем у последующих десяти элементов (от скандия до цинка) завершается заполнение третьего энергетического уровня (3d-подуровня).

«Проскок» или «провал» электрона

Особо следует отметить палладий, у которого «проваливаются» два электрона:

Pd1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10

V. Тест

Решите тестовые задания (один верный вариант ответа).

1. Заряд ядра атома фосфора равен

2. Количество энергоуровней в атоме равно

а) порядковому номеру элемента;

в) заряду ядра атома;

3. Число нейтронов в атоме цинка равно

4. В ряду элементов Na, Mg, Al, Cl металлические свойства

г) сначала убывают, а затем возрастают

5. Формула высшего оксида RO2 характерна для

6. Электронная формула строения атома меди, это-

а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 ;

б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 ;

в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 6 4s 2 3d 10 ;

7. Заряд ядра атома кальция равен

8. Число электронов на внешнем энергоуровне для элементов главных подгрупп равно

в) порядковому номеру элемента;

9. Число нейтронов в атоме железа равно

10. В ряду элементов C, Si, Ge, Sn способность отдавать валентные электроны

г) сначала увеличивается, а затем уменьшается.

11. Формула летучего водородного соединения для элемента с электронным строением атома 1s22s22p2 – это

12. Электронная формула строения атома мышьяка, это-

а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 11 4p 3 ;

б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 4p 4 ;

в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 4p 4 ;

Источник

Самоучитель по химии

Пособие для тех, кто не знает, но хочет узнать и понять химию

Часть I. Элементы общей химии
(первый уровень сложности)

Продолжение. Начало см. в № 13, 18, 23/2007

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома.
Периодический закон Д.И.Менделеева

В с п о м н и т е, что такое атом, из чего состоит атом, изменяется ли атом в химических реакциях.

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Число электронов в ходе химических процессов может изменяться, но заряд ядра всегда остается неизменным. Зная распределение электронов в атоме (строение атома), можно предсказать многие свойства данного атома, а также свойства простых и сложных веществ, в состав которых он входит.

Строение атома, т.е. состав ядра и распределение электронов вокруг ядра, несложно определить по положению элемента в периодической системе.

В периодической системе Д.И.Менделеева химические элементы располагаются в определенной последовательности. Эта последовательность тесно связана со строением атомов этих элементов. Каждому химическому элементу в системе присвоен порядковый номер, кроме того, для него можно указать номер периода, номер группы, вид подгруппы.

Зная точный «адрес» химического элемента – группу, подгруппу и номер периода, можно однозначно определить строение его атома.

Период – это горизонтальный ряд химических элементов. В современной периодической системе семь периодов. Первые три периода – малые, т.к. они содержат 2 или 8 элементов:

2-й период – Li … Nе – 8 элементов;

Остальные периоды – большие. Каждый из них содержит 2–3 ряда элементов:

Группа – вертикальный ряд химических элементов. Всего групп восемь. Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной подгруппы и побочной подгруппы. Например:

Главную подгруппу образуют химические элементы малых периодов (например, N, P) и больших периодов (например, As, Sb, Bi).

Побочную подгруппу образуют химические элементы только больших периодов (например, V, Nb,
Ta).

Визуально эти подгруппы различить легко. Главная подгруппа «высокая», она начинается с 1-го или 2-го периода. Побочная подгруппа – «низкая», начинается с 4-го периода.

Итак, каждый химический элемент периодической системы имеет свой адрес: период, группу, подгруппу, порядковый номер.

Например, ванадий V – это химический элемент 4-го периода, V группы, побочной подгруппы, порядковый номер 23.

Задание 3.1. Укажите период, группу и подгруппу для химических элементов с порядковыми номерами 8, 26, 31, 35, 54.

Задание 3.2. Укажите порядковый номер и название химического элемента, если известно, что он находится:

а) в 4-м периоде, VI группе, побочной подгруппе;

б) в 5-м периоде, IV группе, главной подгруппе.

Каким образом можно связать сведения о положении элемента в периодической системе со строением его атома?

Атом состоит из ядра (оно имеет положительный заряд) и электронов (они имеют отрицательный заряд). В целом атом электронейтрален.

Положительный заряд ядра атома равен порядковому номеру химического элемента.

Ядро атома – сложная частица. В ядре сосредоточена почти вся масса атома. Поскольку химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, то около символа элемента указывают следующие его координаты:

По этим данным можно определить состав ядра. Ядро состоит из протонов и нейтронов.

Протон p имеет массу 1 (1,0073 а. е. м.) и заряд +1. Нейтрон n заряда не имеет (нейтрален), а масса его приблизительно равна массе протона (1,0087 а. е. м.).

Заряд ядра определяют протоны. Причем число протонов равно (по величине) заряду ядра атома, т.е. порядковому номеру.

Число нейтронов N определяют по разности между величинами: «масса ядра» А и «порядковый номер» Z. Так, для атома алюминия:

Задание 3.3. Определите состав ядер атомов, если химический элемент находится в:

а) 3-м периоде, VII группе, главной подгруппе;

б) 4-м периоде, IV группе, побочной подгруппе;

в) 5-м периоде, I группе, главной подгруппе.

Внимание! При определении массового числа ядра атома приходится округлять атомную массу, указанную в периодической системе. Так поступают потому, что массы протона и нейтрона практически целочисленны, а массой электронов можно пренебречь.

Определим, какие из приведенных ниже ядер принадлежат одному и тому же химическому элементу:

Атомам одного химического элемента принадлежат ядра А и В, поскольку они содержат одинаковое число протонов, т. е. заряды этих ядер одинаковые. Исследования показывают, что масса атома не оказывает существенного влияния на его химические свойства.

Изотопами называют атомы одного и того же химического элемента (одинаковое число протонов), различающиеся массой (разное число нейтронов).

Изотопы и их химические соединения отличаются друг от друга по физическим свойствам, но химические свойства у изотопов одного химического элемента одинаковы. Так, изотопы углерода-14 ( 14 С) имеют такие же химические свойства, как и углерода-12 ( 12 С), которые входят в ткани любого живого организма. Отличие проявляется только в радиоактивности (изотоп 14 С). Поэтому изотопы применяют для диагностики и лечения различных заболеваний, для научных исследований.

Вернемся к описанию строения атома. Как известно, ядро атома в химических процессах не изменяется. А что изменяется? Переменным оказывается общее число электронов в атоме и распределение электронов. Общее число электронов в нейтральном атоме определить несложно – оно равно порядковому номеру, т.е. заряду ядра атома:

Электроны имеют отрицательный заряд –1, а масса их ничтожна: 1/1840 от массы протона.

Отрицательно заряженные электроны отталкиваются друг от друга и находятся на разных расстояниях от ядра. При этом электроны, имеющие приблизительно равный запас энергии, находятся на приблизительно равном расстоянии от ядра и образуют энергетический уровень.

Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором находится химический элемент. Энергетические уровни условно обозначают так (например, для Al):

Задание 3.4. Определите число энергетических уровней в атомах кислорода, магния, кальция, свинца.

На каждом энергетическом уровне может находиться ограниченное число электронов:

• на первом – не более двух электронов;

• на втором – не более восьми электронов;

• на третьем – не более восемнадцати электронов.

Эти числа показывают, что, например, на втором энергетическом уровне может находиться 2, 5 или 7 электронов, но не может быть 9 или 12 электронов.

Важно знать, что независимо от номера энергетического уровня на внешнем уровне (последнем) не может быть больше восьми электронов. Внешний восьмиэлектронный энергетический уровень является наиболее устойчивым и называется завершенным. Такие энергетические уровни имеются у самых неактивных элементов – благородных газов.

Как определить число электронов на внешнем уровне остальных атомов? Для этого существует простое правило: число внешних электронов равно:

• для элементов главных подгрупп – номеру группы;

• для элементов побочных подгрупп оно не может быть больше двух.

Рис. 5.
Схема определения числа
внешних электронов атомов

Задание 3.5. Укажите число внешних электронов для химических элементов с порядковыми номерами 15, 25, 30, 53.

Задание 3.6. Найдите в периодической системе химические элементы, в атомах которых имеется завершенный внешний уровень.

Очень важно правильно определять число внешних электронов, т.к. именно с ними связаны важнейшие свойства атома. Так, в химических реакциях атомы стремятся приобрести устойчивый, завершенный внешний уровень (8е). Поэтому атомы, на внешнем уровне которых мало электронов, предпочитают их отдать.

Химические элементы, атомы которых способны только отдавать электроны, называют металлами. Очевидно, что на внешнем уровне атома металла должно быть мало электронов: 1, 2, 3.

Если на внешнем энергетическом уровне атома много электронов, то такие атомы стремятся принять электроны до завершения внешнего энергетического уровня, т. е. до восьми электронов. Такие элементы называют неметаллами.

В о п р о с. К металлам или неметаллам относятся химические элементы побочных подгрупп? Почему?

О т в е т. Металлы и неметаллы главных подгрупп в таблице Менделеева отделяет линия, которую можно провести от бора к астату. Выше этой линии (и на линии) располагаются неметаллы, ниже – металлы. Все элементы побочных подгрупп оказываются ниже этой линии.

Задание 3.7. Определите, к металлам или неметаллам относятся: фосфор, ванадий, кобальт, селен, висмут. Используйте положение элемента в периодической системе химических элементов и число электронов на внешнем уровне.

Для того, чтобы составить распределение электронов по остальным уровням и подуровням, следует воспользоваться следующим а л г о р и т м о м.

1. Определить общее число электронов в атоме (по порядковому номеру).

2. Определить число энергетических уровней (по номеру периода).

3. Определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы).

4. Указать число электронов на всех уровнях, кроме предпоследнего.

5. Рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.

Например, согласно пунктам 1–4 для атома марганца определено:

Всего 25е; распределили (2 + 8 + 2) = 12e; значит, на третьем уровне находится: 25 – 12 = 13e.

Получили распределение электронов в атоме марганца:

Задание 3.8. Отработайте алгоритм, составив схемы строения атомов для элементов № 16, 26, 33, 37. Укажите, металлы это или неметаллы. Ответ поясните.

Составляя приведенные выше схемы строения атома, мы не учитывали, что электроны в атоме занимают не только уровни, но и определенные подуровни каждого уровня. Виды подуровней обозначаются латинскими буквами: s, p, d.

Число возможных подуровней равно номеру уровня. Первый уровень состоит из одного
s-подуровня. Второй уровень состоит из двух подуровней – s и р. Третий уровень – из трех подуровней – s, p и d.

На каждом подуровне может находиться строго ограниченное число электронов:

на s-подуровне – не больше 2е;

на р-подуровне – не больше 6е;

на d-подуровне – не больше 10е.

Подуровни одного уровня заполняются в строго определенном порядке: s p d.

Таким образом, р-подуровнь не может начать заполняться, если не заполнен s-подуровень данного энергетического уровня, и т.д. Исходя из этого правила, несложно составить электронную конфигурацию атома марганца:

В целом электронная конфигурация атома марганца записывается так:

Здесь и далее приняты следующие обозначения:

Задание 3.9. Составьте электронные конфигурации атомов для химических элементов № 16, 26, 33, 37.

Для чего необходимо составлять электронные конфигурации атомов? Для того, чтобы определять свойства этих химических элементов. Следует помнить, что в химических процессах участвуют только валентные электроны.

Валентные электроны находятся на внешнем энергетическом уровне и незавершенном
d-подуровне предвнешнего уровня.

Определим число валентных электронов для марганца:

Что можно определить по формуле электронной конфигурации атома?

1. Какой это элемент – металл или неметалл?

Марганец – металл, т.к. на внешнем (четвертом) уровне находится два электрона.

2. Какой процесс характерен для металла?

Атомы марганца в реакциях всегда только отдают электроны.

3. Какие электроны и сколько будет отдавать атом марганца?

В реакциях атом марганца отдает два внешних электрона (они дальше всех от ядра и слабее притягиваются им), а также пять предвнешних d-электронов. Общее число валентных электронов – семь (2 + 5). В этом случае на третьем уровне атома останется восемь электронов, т.е. образуется завершенный внешний уровень.

Все эти рассуждения и заключения можно отразить при помощи схемы (рис. 6):

Рис. 6.
Схема отдачи электронов атомом марганца

Полученные условные заряды атома называют степенями окисления.

Рассматривая строение атома, аналогичным способом можно показать, что типичными степенями окисления для кислорода является –2, а для водорода +1.

В о п р о с. С каким из химических элементов может образовывать соединения марганец, если учесть полученные выше степени его окисления?

О т в е т. Только с кислородом, т.к. его атом имеет противоположную по заряду степень окисления. Формулы соответствующих оксидов марганца (здесь степени окисления соответствуют валентностям этих химических элементов):

Строение атома марганца подсказывает, что большей степени окисления у марганца быть не может, т.к. в этом случае пришлось бы затрагивать устойчивый, теперь уже завершенный предвнешний уровень. Поэтому степень окисления +7 является высшей, а соответствующий оксид Мn₂О₇ – высшим оксидом марганца.

Для закрепления всех этих понятий рассмотрим строение атома теллура и некоторые его свойства:

Как неметалл, атом Te может принять 2 электрона до завершения внешнего уровня и отдать «лишние» 6 электронов:

Задание 3.10. Изобразите электронные конфигурации атомов Nа, Rb, Cl, I, Si, Sn. Определите свойства этих химических элементов, формулы их простейших соединений (с кислородом и водородом).

1. В химических реакциях участвуют только валентные электроны, которые могут находиться только на двух последних уровнях.

2. Атомы металлов могут только отдавать валентные электроны (все или несколько), принимая положительные степени окисления.

3. Атомы неметаллов могут принимать электроны (недостающие – до восьми), приобретая при этом отрицательные степени окисления, и отдавать валентные электроны (все или несколько), при этом они приобретают положительные степени окисления.

Что общего в строении атомов этих элементов? На внешнем уровне каждого атома по одному электрону – это активные металлы. Металлическая активность связана со способностью отдавать электроны: чем легче атом отдает электроны, тем сильнее выражены его металлические свойства.

Что удерживает электроны в атоме? Притяжение их к ядру. Чем ближе электроны к ядру, тем сильнее они притягиваются ядром атома, тем труднее их «оторвать».

Исходя из этого, ответим на вопрос: какой элемент – Nа или Rb – легче отдает внешний электрон? Какой из элементов является более активным металлом? Очевидно, рубидий, т.к. его валентные электроны находятся дальше от ядра (и слабее удерживаются ядром).

Вывод. В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, т.к. возрастает радиус атома, и валентные электроны слабее притягиваются к ядру.

Оба химических элемента – неметаллы, т.к. до завершения внешнего уровня не хватает одного электрона. Эти атомы будут активно притягивать недостающий электрон. При этом чем сильнее притягивает атом неметалла недостающий электрон, тем сильнее проявляются его неметаллические свойства (способность принимать электроны).

За счет чего происходит притяжение электрона? За счет положительного заряда ядра атома. Кроме того, чем ближе электрон к ядру, тем сильнее их взаимное притяжение, тем активнее неметалл.

В о п р о с. У какого элемента сильнее выражены неметаллические свойства: у хлора или йода?

О т в е т. Очевидно, у хлора, т.к. его валентные электроны расположены ближе к ядру.

Вывод. Активность неметаллов в подгруппах сверху вниз убывает, т.к. возрастает радиус атома и ядру все труднее притянуть недостающие электроны.

На внешнем уровне обоих атомов по четыре электрона. Тем не менее эти элементы в периодической системе находятся по разные стороны от линии, соединяющей бор и астат. Поэтому у кремния, символ которого находится выше линии В–At, сильнее проявляются неметаллические свойства. Напротив, у олова, символ которого находится ниже линии В–At, сильнее проявляются металлические свойства. Это объясняется тем, что в атоме олова четыре валентных электрона удалены от ядра. Поэтому присоединение недостающих четырех электронов затруднено. В то же время отдача электронов с пятого энергетического уровня происходит достаточно легко. Для кремния возможны оба процесса, причем первый (прием электронов) преобладает.

Выводы по главе 3. Чем меньше внешних электронов в атоме и чем дальше они от ядра, тем сильнее проявляются металлические свойства.

Чем больше внешних электронов в атоме и чем ближе они к ядру, тем сильнее проявляются неметаллические свойства.

Основываясь на выводах, сформулированных в этой главе, для любого химического элемента периодической системы можно составить «характеристику».

Алгоритм описания свойств
химического элемента по его положению
в периодической системе

1. Составить схему строения атома, т.е. определить состав ядра и распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням:

• определить общее число протонов, электронов и нейтронов в атоме (по порядковому номеру и относительной атомной массе);

• определить число энергетических уровней (по номеру периода);

• определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы);

• указать число электронов на всех энергетических уровнях, кроме предпоследнего;

• рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.

2. Определить число валентных электронов.

3. Определить, какие свойства – металла или неметалла – сильнее проявляются у данного химического элемента.

4. Определить число отдаваемых (принимаемых) электронов.

5. Определить высшую и низшую степени окисления химического элемента.

6. Составить для этих степеней окисления химические формулы простейших соединений с кислородом и водородом.

7. Определить характер оксида и составить уравнение его реакции с водой.

8. Для указанных в пункте 6 веществ составить уравнения характерных реакций (см. главу 2).

Задание 3.11. По приведенной выше схеме составить описания атомов серы, селена, кальция и стронция и свойства этих химических элементов. Какие общие свойства проявляют их оксиды и гидроксиды?

Если вы выполнили упражнения 3.10 и 3.11, то легко заметить, что не только атомы элементов одной подгруппы, но и их соединения имеют общие свойства и похожий состав.

Периодический закон Д.И.Менделеева: свойства химических элементов, а также свойства простых и сложных веществ, образованных ими, находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Физический смысл периодического закона: свойства химических элементов периодически повторяются потому, что периодически повторяются конфигурации валентных электронов (распределение электронов внешнего и предпоследнего уровней).

Так, у химических элементов одной и той же подгруппы одинаковое распределение валентных электронов и, значит, похожие свойства.

Задание 3.12. Составьте краткие электронные формулы для атомов химических элементов № 35 и 42, а затем составьте распределение электронов в этих атомах по алгоритму. Убедитесь, что ваше предсказание сбылось.

Упражнения к главе 3

1. Сформулируйте определения понятий «период», «группа», «подгруппа». Что общего у химических элементов, которые составляют: а) период; б) группу; в) подгруппу?

2. Что такое изотопы? Какие свойства – физические или химические – совпадают у изотопов? Почему?

3. Сформулируйте периодический закон Д.И.Менделеева. Поясните его физический смысл и проиллюстрируйте примерами.

4. В чем проявляются металлические свойства химических элементов? Как они изменяются в группе и в периоде? Почему?

5. В чем проявляются неметаллические свойства химических элементов? Как они изменяются в группе и в периоде? Почему?

6. Составьте краткие электронные формулы химических элементов № 43, 51, 38. Подтвердите свои предположения описанием строения атомов этих элементов по приведенному выше алгоритму. Укажите свойства этих элементов.

7. По кратким электронным формулам

определите положение соответствующих химических элементов в периодической системе Д.И.Менделеева. Назовите эти химические элементы. Свои предположения подтвердите описанием строения атомов этих химических элементов по алгоритму. Укажите свойства этих химических элементов.

Источник

• визитки установка дверей шаблоны →