Меню

Почему не более восьми электронов

Может ли атом иметь более 8 валентных электронов? Если нет, то почему 8 предел?

Согласно некоторым учебникам по химии, максимальное число валентных электронов для атома равно 8, но причина этого не объяснена.

Итак, может ли атом иметь более 8 валентных электронов?

Если это невозможно, почему атом не может иметь более 8 валентных электронов?

Всего ответов: 8

2017-10-27 Обновление

[ПРИМЕЧАНИЕ. Мой предыдущий ответ, ориентированный на обозначения, без изменений, находится ниже этого обновления.] Да. Хотя наличие октета валентных электронов создает исключительно глубокий минимум энергии для большинства атомов, это всего лишь минимум, а не фундаментальное требование. Если существуют достаточно сильные компенсирующие энергетические факторы, даже атомы, которые сильно предпочитают октеты, могут образовывать стабильные соединения с большим (или меньшим) количеством электронов валентной оболочки, чем 8.

Тем не менее, те же самые механизмы связи, которые делают возможным образование валентных оболочек, превышающих 8, также дают возможность альтернативных структурных интерпретаций таких оболочек, в основном в зависимости от того, интерпретируются ли такие связи как ионные или ковалентные. Отличный ответ Manishearth исследует эту проблему гораздо более подробно, чем я здесь.

Гексафторид серы, $ \ ce $, является замечательным примером этой двусмысленности. Как я схематично описал в своем первоначальном ответе, центральный атом серы в $ \ ce $ можно интерпретировать как:

(a) атом серы, в котором все 6 его валентных электронов были полностью ионизированы шестью атомами фтора или

(b) атомом серы со стабильной высокосимметричной 12-электронной валентной оболочкой, которая создается и стабилизируется шестью октаэдрически расположенными атомами фтора, каждая из которых ковалентно делит электронную пару с центральным атомом серы.

Хотя обе эти интерпретации правдоподобны с чисто структурной точки зрения, интерпретация ионизации имеет серьезные проблемы.

Первая и самая большая проблема заключается в том, что для полной ионизации всех 6 валентных электронов серы потребуются уровни энергии, которые нереалистичны («астрономическое» может быть более подходящим словом).

Вторая проблема заключается в том, что стабильность и чистая октаэдрическая симметрия $ \ ce $ убедительно свидетельствуют о том, что 12 электронов вокруг атома серы достигли стабильного четко определенный минимум энергии, который отличается от своей обычной структуры октетов.

Обе точки подразумевают, что более простая и более энергетически точная интерпретация валентной оболочки серы в $ \ ce $ состоит в том, что он имеет 12 электронов в стабильной, не октетной конфигурации.

Обратите также внимание на то, что для серы этот минимум энергии с 12 электронами не связан с большим количеством электронов, связанных с валентностью, которые наблюдаются в оболочках переходных элементов, поскольку у серы просто недостаточно электронов для доступа к этим более сложным орбиталям. Валентная оболочка из 12 электронов $ \ ce $ вместо этого является истинным изгибом правил для атома, который почти во всех других обстоятельствах предпочитает иметь октет валентных электронов.

То есть почему мой общий ответ на этот вопрос просто “да”.

Вопрос: почему особые октеты?

Обратная сторона Существуют стабильные неоктетные валентные оболочки, заключающиеся в следующем: почему октетные оболочки предоставляют минимум энергии, который настолько глубок и универсален, что вся периодическая таблица структурирована в строки, которые заканчиваются (за исключением гелия) благородными газами с октетными валентными оболочками? p>

В двух словах, причина в том, что для любого энергетического уровня выше частного случая оболочки $ n = 1 $ (гелий) орбитальное множество “закрытая оболочка” $ \ $ – единственная комбинация орбиталей, угловые импульсы которых (а) все взаимно ортогональны, и (б) охватывают все такие ортогональные возможности для трехмерного пространства.

Именно этот уникальный ортогональное разбиение момента импульса опти в трехмерном пространстве, что делает орбитальный октет $ \ $ особенно глубоким и актуальным даже в оболочках с самой высокой энергией. Мы видим физическое доказательство этого в поразительной устойчивости благородных газов.

Причиной ортогональности состояний углового момента на атомных масштабах является принцип исключения Паули, который требует, чтобы каждый электрон имел свое собственное уникальное состояние. Наличие ортогональных состояний углового момента обеспечивает особенно чистый и простой способ обеспечить сильное разделение состояний между электронными орбиталями и, таким образом, избежать больших энергетических потерь, налагаемых исключением Паули.

Исключение Паули, наоборот, создает не полностью ортогональные множества орбиталей существенно менее привлекательны энергетически. Поскольку они заставляют большее количество орбиталей делить то же сферическое пространство, что и полностью ортогональные орбитали октета $ p_x $, $ p_y $ и $ p_d $, октеты $ d $, $ f $ и более высокие становятся все менее ортогональными, и таким образом, могут быть увеличены штрафы за энергию исключения Паули.

Позже я могу добавить еще одно дополнение, объясняющее ортогональность углового момента в терминах классических круговых орбит спутникового типа. Если я это сделаю, я также добавлю немного объяснения, почему $ p $ орбитали имеют такие причудливо разные формы гантелей.

(Подсказка: если вы когда-либо видели, чтобы люди создавали два петли в одной пропущенной веревке, уравнения за такими двойными петлями имеют неожиданное сходство с уравнениями $ p $ орбиталей.)

Оригинальный ответ за 2014 год (без изменений)

Этот ответ предназначен для того, чтобы дополнять более ранний ответ Манишерта , а не конкурировать с ним , Моя цель – показать, как правила октетов могут быть полезны даже для молекул, которые содержат больше, чем обычное дополнение восьми электронов в своей валентной оболочке.

Я называю это нотацией пожертвования, и это восходит к моим в школьные годы, когда ни одна из химий текстов в моей небольшой городской библиотеке не удосужилась объяснить, как эти кислородные связи работают в анионах, таких как карбонат, хлорат, сульфат, нитрат и фосфат.

The Идея этого обозначения проста. Вы начинаете с обозначения электронной точки, затем добавляете стрелки, которые показывают, «заимствуют» ли каждый электрон другие атомы и каким образом. Точка со стрелкой означает, что электрон «принадлежит», главным образом, к атому у основания стрелки, но используется другим атомом, чтобы помочь завершить октет этого атома. Простая стрелка без какой-либо точки указывает, что электрон фактически покинул исходный атом. В этом случае электрон больше не присоединяется к стрелке, а вместо этого показан как увеличение числа валентных электронов в атомах в конце стрелки.

Вот примеры используя поваренную соль (ионная) и кислород (ковалентный):

Обратите внимание, что ионная связь $ \ ce $ отображается просто как стрелка, указывающая на то, что она” пожертвовала “свой самый внешний электрон и отступила к своему внутреннему октету электроны, чтобы удовлетворить свои собственные приоритеты завершения. (Такие внутренние октеты никогда не показываются.)

Ковалентные связи происходят, когда каждый атом вносит один электрон в связь. Нотация пожертвования показывает оба электрона, поэтому кислород с двойной связью замыкается с четырьмя стрелками между атомами.

Нотация пожертвования не нужна для простых ковалентных связей. Он предназначен больше для того, чтобы показать, как склеивание работает в анионах. Два близких примера – сульфат кальция ($ \ ce $, более известный как гипс) и сульфит кальция ($ \ ce $, обычный пищевой консервант):

В этих примерах кальций дарится в основном через ионный связи, поэтому его вклад становится парой стрелок, которые отдают два электрона ядру аниона, завершая октет атома серы. Затем атомы кислорода присоединяются к сере и «одалживают» целые пары электронов, не внося ничего в ответ Эта модель заимствования является основным фактором, объясняющим, почему может быть несколько анионов для таких элементов, как сера (сульфаты и сульфиты) и азот (нитраты и нитриты). Поскольку атомы кислорода не нужны центральному атому для создания полного октета, некоторые пары в центральном октете могут оставаться неприсоединенными. Это приводит к менее окисленным анионам, таким как сульфиты и нитриты.

Наконец, более неоднозначным примером является гексафторид серы:

На рисунке показаны два варианта. Если $ \ ce $ смоделировать так, как если бы сера была металлом, который отдает все свои электроны гипер-агрессивным атомам фтора (вариант а), или как случай, когда правило октета уступает более слабому, но все еще работоспособное правило с 12 электронами (вариант b)? Существует некоторая дискуссия даже сегодня о том, как должны обрабатываться такие случаи. Нотация пожертвования показывает, как перспектива октетов все еще может быть применена к таким случаям, хотя никогда не стоит полагаться на модели аппроксимации первого порядка для таких крайних случаев.

2014- 04-04 Обновление

Наконец, если вы устали от точек и стрелок и жаждете чего-то более близкого к стандартному обозначению валентной связи, эти два эквивалента пригодятся:

Верхняя прямолинейная эквивалентность тривиальна, поскольку полученная линия идентична по внешнему виду и значению стандартной ковалентной связи органической химии.

Второе обозначение u-bond является новым. Я изобрел его из-за разочарования в старшей школе в 1970-х (да, я такой старый), но в то время я ничего с ним не делал.

Основное преимущество нотации U-Bond – это что он позволяет создавать прототипы и оценивать нестандартные связи, используя только стандартные атомные валентности. Как с прямой ковалентной связью, линия, которая формирует u-связь, представляет единственную пару электронов. Однако в u-связи именно атом в нижней части U отдает оба электрона в паре. Этот атом ничего не получает от сделки, поэтому ни одна из его потребностей в связывании не изменена и не удовлетворена. Это отсутствие завершения связи представлено отсутствием каких-либо концов линий на той стороне u-связи.

Атом нищего в верхней части U получает возможность использовать оба свободных электронов, что, в свою очередь, означает, что две его потребности в валентной связи удовлетворяются. Что примечательно, это отражается в том факте, что оба конца линии U находятся рядом с этим атомом.

В целом, атом в нижней части u-связи говорит ” Мне это не нравится, но если вы так отчаянно нуждаетесь в паре электронов, и если вы пообещаете оставаться совсем рядом, я позволю вам захватить пару электронов из моего уже -заполненный октет. “

Окись углерода с ее сбивающим с толку” почему углерод внезапно имеет валентность два? ” Структура хорошо демонстрирует, как u-связи интерпретируют такие соединения с точки зрения более традиционных чисел связывания:

Читайте также:  Почему между нами нет секса

Обратите внимание, что две из четырех углеродных связей разрешаются стандартными ковалентными связями с кислородом, в то время как оставшиеся две углеродные связи разрешаются путем образования u-связи, которая позволяет начальному углероду «делить» одну из электронных пар с уже заполненным кислородом. октет. Углерод заканчивается четырьмя концами линий, представляющими его четыре связи, а кислород заканчивается двумя. Таким образом, оба атома имеют свои стандартные номера связи.

Еще одно более тонкое понимание этой фигуры состоит в том, что, поскольку u-связь представляет собой одну пару электронов, комбинация одной u-связи и двух традиционных ковалентных связей между атомами углерода и кислорода включает в себя всего шесть электронов, и поэтому они должны иметь сходство с трехэлектронной тройной связью между двумя атомами азота. Этот небольшой прогноз оказывается верным: молекулы азота и оксида углерода на самом деле являются гомологами электронной конфигурации, одним из следствий чего является то, что они имеют почти идентичные физико-химические свойства.

Ниже приведены некоторые из них. другие примеры того, как н-связь может сделать анионы, соединения благородных газов и странные органические соединения, кажутся немного менее загадочными:

источник

§12. Строение электронных оболочек атома

Общее число электронов в атоме известно — оно равно заряду ядра. Но электроны, обладая различным запасом энергии, по-разному располагаются в атоме. Чем выше энергия электрона, тем дальше он может находиться от ядра, и, следовательно, тем больше по размеру его орбиталь. И наоборот, электроны, обладающие меньшей энергией, движутся в основном вблизи ядра. Так образуются как бы оболочки (слои) из электронов с близкими значениями энергии, которые так и называются — электронные оболочки (электронные слои).

Электронный слой — это совокупность электронов с близкими значениями энергии.

Число электронов на том или ином слое различно и в основном определяется их энергией. На первом электронном слое максимально может находиться 2 электрона. Схематично для атомов водорода и гелия это можно изобразить так, как показано на рисунке.

У атомов следующего элемента периодической системы лития Li имеется уже три электрона. Два расположены на первом электронном слое, который считается завершенным. Третий электрон обладает большей энергией, поэтому находится дальше от ядра, начиная формирование второго электронного слоя, который является внешним по отношению к первому слою.

Графическое изображение распределения электронов по слоям называется электронной схемой атома.

У элементов, следующих за литием, возрастает заряд ядра атомов, а следовательно, и число электронов. Они постепенно заполняют второй электронный слой вплоть до 8 электронов у атома неона Ne.

Восемь — это максимальное число электронов второго электронного слоя. У атома натрия Na, следующего за неоном элемента, начинается заполнение третьего электронного слоя: от одного электрона у атома натрия Na до восьми у атома аргона Аr.

Упрощенно электронные схемы атомов изображают таким образом:

Внешний электронный слой, который содержит 8 электронов, называется завершенным.

Нетрудно сделать вывод, что число электронных слоев в атоме любого элемента совпадает с номером периода, в котором он находится. В этом заключается физический смысл (сущность) номера периода.

Сопоставим электронное строение атомов элементов первых трех периодов. На внешнем электронном слое атомов элементов одной группы содержится одинаковое число электронов. Так, литий Li, натрий Na, калий К имеют на внешнем слое по одному электрону, бериллий Be, магний Mgпо два, бор В, алюминий Аl — по три и т. д. У атомов благородных газов неона Ne и аргона Аr на внешнем слое по 8 электронов. Следовательно, строение внешнего электронного слоя атомов периодически повторяется.

Электроны внешнего слоя связаны с ядром слабее, чем остальные, поэтому подвижны.

Они определяют химические свойства данного атома, т. е. его способность взаимодействовать с другими атомами. Такие электроны называют валентными.

Нетрудно заметить, что у атомов элементов A-групп число валентных электронов равно номеру группы, обозначенному римской цифрой. Эта закономерность отражает физический смысл номера А-группы.

Именно в этом заключается физический смысл (сущность) периодическою закона.

ЭТО ИНТЕРЕСНО

Посмотрим в таблицу Д.И. Менделеева на количественное распределение элементов в периодах:

в первом периоде 2 элемента,

во втором периоде 8 элементов,

в третьем периоде 8 элементов,

в четвертом периоде 18 элементов,

в пятом периоде 18 элементов,

в шестом периоде 32 элемента,

в седьмом периоде 32 элемента.

А теперь посмотрим на распределение электронов по слоям:

на первом слое максимум 2 электрона,

на втором слое максимум 8 электронов,

на третьем слое максимум 8 электронов,

на четвертом слое максимум 18 электронов,

на пятом слое максимум 18 электронов,

на шестом слое максимум 32 электрона,

на седьмом слое максимум 32 электрона.

Если вы забыли максимальное количество электронов на слоях, достаточно посмотреть в таблицу Д. И. Менделеева на количество элементов в периоде, помня, что номер периода соответствует количеству электронных слоев.

Итак, сегодня мы узнали:

1. Электроны с близкими значениями энергии составляют электронный слой.

2. Число электронных слоев в атоме любого элемента равно номеру перио­да, в котором он находится.

3. На внешнем электронном слое атомов максимально может находиться не более восьми электронов. Такой электронный слой называется завершенным.

4. Электроны внешнего слоя называются валентными.

5. Периодическая повторяемость свойств атомов химических элементов объясняется периодическим повторением строения их внешних электронных слоев.

источник

Принцип Паули или за­прет Паули (1925 г.): в атоме не может быть двух электронов, обла­дающих одинаковыми свойствами

Электронные конфигурации атомов

Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов ос­таются без изменения (за исключением радиоактивных превраще­ний), то химические свойства атомов зависят от строения их элек­тронных оболочек.

Выше показано, что состояние электронов можно описать набо­ром четырех квантовых чисел, но для полного объяснения строения электронных оболочек атомов нужно знать еще три основных поло­жения: 1) принцип Паули, 2) принцип наименьшей энергии и 3) пра­вило Гунда.

Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули часто формулируется так: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четы­ре квантовых числа были бы одинаковы.

Максимальное число электронов с одинаковым квантовым числом п выражается формулой: N = 2n 2 . Отсюда ясно, почему на первом энергетическом уровне может быть не больше 2 электронов, на втором – 8, на третьем – 18 и т. д. Первый энергетический уровень состоит из одного подуровня – 1s, второй, энергетический уровень – из двух подуровней – 2s и 2р, третий – из трех подуровней – 3s, 3р, 3d и т.д.).

Состояние электрона в атоме водорода 1Н можно представить как 1s 1

Строение электронной оболочки атома гелия 2Не можно предста­вить как 1s 2

Третий электрон лития согласно принципу Паули уже не может находиться в состоянии 1s, а только в состоянии 2s:

Строение электронных оболочек ряда атомов элементов второго периода периодической таблицы Менде­леева:

Приведенное расположение спинов определяется так называемым правилом Гунда (1927 г.).

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: На стипендию можно купить что-нибудь, но не больше. 8990 – | 7236 – или читать все.

178.45.144.173 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)

очень нужно

источник

Распределение электронов

Электроны распределяются по подуровням, образуя вокруг ядра облака определенной формы, это распределение зависит от количества их энергий, то есть чем ближе электрон к ядру атома, тем меньше его количество энергии.

Электроны стремятся занять положение, соответствующее минимальному значению энергии, и располагаются вокруг ядра согласно принципу Паули. Наибольшее число электронов, которые могут расположиться в каждом электронном слое, определяется по формуле N = 2n 2 . Первый электронный слой или слой К находится на самом близком расстоянии от ядра атома и имеет n=1. В соответствии с этим на этом слое совершают движение N=2-12=2 электрона. На втором электронном слое могут разместиться 8, на третьем — 18, а на четвертом — 32 электрона.

Во внешних электронных слоях всех элементов (кроме элементов 1 периода) находится не более восьми электронов. Внешние электронные слои инертных газов (за исключением гелия) заполнены восемью электронами, поэтому эти газы химически устойчивы.

На внешнем энергетическом уровне элементов основной подгруппы периодической таблицы число электронов равно номеру группы. Число электронов во внешнем слое элементов побочной подгруппы не превышает двух, при переходе от одного элемента ко второму притягиваемые электроны переходят из внешнего слоя во внутренний, так как внешний пополняется ns 2 ·nр 6 электронами, а присоединяющиеся электроны занимают подуровень nd.

Так, атом марганца имеет следующее строение: Мn(+25) 2, 8, 13, 2, а его электронная формула: 1s 2 · 2s 2 · 2p 6 · 3s 2 · 3p 6 · 3d 5 · 4s 2 .

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Сдача сессии и защита диплома – страшная бессонница, которая потом кажется страшным сном. 8774 – | 7147 – или читать все.

178.45.144.173 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)

очень нужно

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.

Читайте также:  Почему временное правительство затягивало решение

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.

Спонсор публикации статьи интернет-магазин “Мегамех”. В магазине Вы найдёте изделия из меха на любой вкус – куртки, жилетки и шубы из лисы, нутрии, кролика, норки, чернобурки, песца. Компания также предлагает Вам приобрести элитные меховые изделия и воспользоваться услугами индивидуального пошива. Меховые изделия оптом и в розницу – от бюджетной категории до класса люкс, скидки до 50%, гарантия 1 год, доставка по Украине, России, СНГ и странам Евросоюза, самовывоз из шоу-рума в г.Кривой Рог, товары от ведущих производителей Украины, России, Турции и Китая. Посмотреть каталог товаров, цены, контакты и получить консультацию Вы сможете на сайте, который располагается по адресу: “megameh.com”.

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;

3-й период – Na . Аr – 8 элементов.

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

4-й период (2 ряда) – K . Kr – 18 элементов;

6-й период (3 ряда) – Сs . Rn – 32 элемента. В этот период входит ряд лантаноидов.

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.

Читайте также:  Почему выпавший зуб не растет

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:

или сокращенно: Мn … 3d 5 4s 2 .

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.

Сравним теперь свойства химических элементов одной подгруппы, например натрия и рубидия:
Nа . 3s 1 и Rb . 5s 1 .

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.

Сравним свойства химических элементов VIIa группы: Cl …3s 2 3p 5 и I …5s 2 5p 5 .

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.

Сравним свойства кремния и олова: Si …3s 2 3p 2 и Sn …5s 2 5p 2 .

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.

Например, у химических элементов пятой группы пять валентных электронов. При этом в атомах химических элементов главных подгрупп – все валентные электроны находятся на внешнем уровне: … ns 2 np 3 , где n – номер периода.

У атомов элементов побочных подгрупп на внешнем уровне находятся только 1 или 2 электрона, остальные – на d-подуровне предвнешнего уровня: … (n – 1)d 3 ns 2 , где n – номер периода.

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.

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

Adblock
detector