Nivel de energía externo completado. Niveles de energía
2. La estructura de los núcleos y las capas de electrones de los átomos.
2.6. Niveles de energía y subniveles
La mayoría característica importante El estado de un electrón en un átomo es la energía de un electrón que, según las leyes mecánica cuántica no cambia continuamente, sino a pasos agigantados, es decir, solo puede tomar valores bien definidos. Por tanto, podemos hablar de la presencia de un conjunto de niveles de energía en un átomo.
Nivel de energía- un conjunto de AO con valores de energía cercanos.
Los niveles de energía se numeran usando número cuántico principal n que solo puede aceptar enteros valores positivos(n = 1, 2, 3, ...). Cómo mas valor n, mayor es la energía del electrón y el nivel de energía dado. Cada átomo contiene un número infinito de niveles de energía, algunos de los cuales están poblados por electrones en el estado fundamental del átomo y otros no (estos niveles de energía están poblados en el estado excitado del átomo).
Capa electrónica- un conjunto de electrones a un nivel de energía dado.
En otras palabras, una capa de electrones es un nivel de energía que contiene electrones.
El conjunto de capas electrónicas forma la capa de electrones del átomo.
Dentro de los límites de una misma capa de electrones, los electrones pueden diferir algo en energía, en relación con lo cual se dice que los niveles de energía se dividen en subniveles de energía(subcapas). El número de subniveles en los que se divide un nivel de energía dado es igual al número del número cuántico principal del nivel de energía:
N (succión) = n (nivel). (2,4)
Los subniveles se representan mediante números y letras: el número corresponde al número del nivel de energía (capa electrónica), la letra corresponde a la naturaleza del AO que forma los subniveles (s -, p -, d -, f -) , por ejemplo: 2p -subnivel (2p -AO, 2p -electrón).
Así, el primer nivel de energía (Fig. 2.5) consta de un subnivel (1s), el segundo de dos (2s y 2p), el tercero de tres (3s, 3p y 3d), el cuarto de cuatro (4s, 4p, 4d y 4f), etc. Cada subnivel contiene un cierto número de AO:
N (AO) = n 2. (2,5)
Arroz. 2.5. Diagrama de niveles y subniveles de energía para las tres primeras capas electrónicas
1. Los AO de tipo S están presentes en todos los niveles de energía, los AO de tipo p aparecen comenzando desde el segundo nivel de energía, el tipo d - desde el tercero, el tipo f - desde el cuarto, etc.
2. A un nivel de energía dado, puede haber uno s -, tres p -, cinco d -, siete f - orbitales.
3. Cuanto mayor sea el número cuántico principal, el más tamaños JSC.
Dado que un AO no puede contener más de dos electrones, el número total (máximo) de electrones a un nivel de energía dado es 2 veces mayor que el número de AO y es igual a:
N (e) = 2n 2. (2,6)
Por lo tanto, a un nivel de energía dado, puede haber un máximo de 2 electrones de tipo s, 6 electrones de tipo p y 10 electrones de tipo d. En total, en el primer nivel de energía, el número máximo de electrones es 2, en el segundo - 8 (tipo 2s y tipo 6p), en el tercero - 18 (tipo 2s, tipo 6p y tipo 10d) . Es conveniente resumir estas conclusiones en la tabla. 2.2.
Cuadro 2.2
La conexión entre el número cuántico principal, el número e
E. N. FRENKEL
Tutorial de química
Una guía para quien no sabe, pero quiere conocer y comprender la química.
Parte I.Elementos de química general
(el primer nivel de dificultad)
Continuación. Para el comienzo, véanse los núm. 13, 18, 23/2007.
Capítulo 3. Información elemental sobre la estructura del átomo.
D. I. Ley periódica de Mendeleev
Considere qué es un átomo, de qué está hecho un átomo, si un átomo cambia en las reacciones químicas.
Un átomo es una partícula eléctricamente neutra que consta de un núcleo cargado positivamente y electrones cargados negativamente.
El número de electrones puede cambiar durante los procesos químicos, pero la carga del núcleo siempre permanece sin cambios... Conociendo la distribución de electrones en un átomo (la estructura de un átomo), uno puede predecir muchas propiedades de un átomo dado, así como las propiedades de simples y sustancias complejas, de los cuales se incluye.
La estructura del átomo, es decir la composición del núcleo y la distribución de electrones alrededor del núcleo se pueden determinar fácilmente por la posición del elemento en la tabla periódica.
En el sistema periódico de D.I. Mendeleev, los elementos químicos están ordenados en una secuencia determinada. Esta secuencia está estrechamente relacionada con la estructura de los átomos de estos elementos. A cada elemento químico del sistema se le asigna número de serie, además, para ello se puede especificar el número de período, número de grupo, tipo de subgrupo.
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Conociendo la "dirección" exacta de un elemento químico - grupo, subgrupo y número de período, uno puede determinar de manera única la estructura de su átomo.
Período Es una fila horizontal de elementos químicos. Hay siete períodos en el sistema periódico moderno. Los primeros tres períodos - pequeña ya que contienen 2 u 8 elementos:
1er período - H, No - 2 elementos;
2do período - Li ... Ne - 8 elementos;
3er período - Na ... Ar - 8 elementos.
Otros periodos - grande... Cada uno de ellos contiene 2-3 filas de elementos:
4to período (2 filas) - K ... Kr - 18 elementos;
6to período (3 filas) - Сs ... Rn - 32 elementos. Este período incluye varios lantánidos.
Grupo- una fila vertical de elementos químicos. Hay ocho grupos en total. Cada grupo consta de dos subgrupos: subgrupo principal y subgrupo lateral... Por ejemplo:
El subgrupo principal está formado por elementos químicos de períodos pequeños (por ejemplo, N, P) y períodos grandes (por ejemplo, As, Sb, Bi).
Un subgrupo lateral está formado solo por elementos químicos. periodos largos(por ejemplo, V, Nb,
Ejército de reserva).
Visualmente, estos subgrupos son fáciles de distinguir. El subgrupo principal es "alto", comienza desde el primer o segundo período. Un subgrupo lateral - "bajo", comienza desde el cuarto período.
Entonces, cada elemento químico del sistema periódico tiene su propia dirección: período, grupo, subgrupo, número de serie.
Por ejemplo, el vanadio V es un elemento químico del cuarto período, grupo V, subgrupo lateral, número de serie 23.
Tarea 3.1. Indique el período, grupo y subgrupo de elementos químicos con números de serie 8, 26, 31, 35, 54.
Tarea 3.2. Indique el número de serie y nombre del elemento químico, si se sabe que se encuentra:
a) en el cuarto período, grupo VI, subgrupo lateral;
b) en el 5º período, grupo IV, subgrupo principal.
¿Cómo se puede conectar la información sobre la posición de un elemento en la tabla periódica con la estructura de su átomo?
Un átomo consta de un núcleo (tiene una carga positiva) y electrones (tienen una carga negativa). En general, el átomo es eléctricamente neutro.
Positivo carga nuclear es igual al número ordinal de un elemento químico.
El núcleo de un átomo es una partícula compleja. Casi toda la masa de un átomo se concentra en el núcleo. Dado que un elemento químico es una colección de átomos con la misma carga nuclear, las siguientes coordenadas se indican cerca del símbolo del elemento:
A partir de estos datos, puede determinar la composición del núcleo. El núcleo está formado por protones y neutrones.
Protón pag tiene una masa de 1 (1,0073 amu) y una carga de +1. Neutrón norte no tiene carga (neutra) y su masa es aproximadamente igual a la masa de un protón (1.0087 amu).
La carga del núcleo está determinada por los protones. Y el número de protones es(más grande) carga nuclear, es decir. número ordinal.
Numero de neutrones norte determinado por la diferencia entre las cantidades: "masa del núcleo" A y "número de serie" Z... Entonces, para un átomo de aluminio:
norte = A – Z = 27 –13 = 14norte,
Tarea 3.3. Determine la composición de los núcleos de los átomos si un elemento químico se encuentra en:
a) 3er período, grupo VII, subgrupo principal;
b) cuarto período, grupo IV, subgrupo lateral;
c) 5º período, grupo I, subgrupo principal.
¡Atención! Al determinar el número de masa de un núcleo atómico, es necesario redondear la masa atómica indicada en el sistema periódico. Esto se hace porque las masas del protón y del neutrón son prácticamente enteras y la masa de los electrones puede despreciarse.
Determinemos cuál de los núcleos dados a continuación pertenece al mismo elemento químico:
A (20 R + 20norte),
B (19 R + 20norte),
EN 20 R + 19norte).
Los núcleos A y B pertenecen a los átomos de un mismo elemento químico, ya que contienen el mismo número de protones, es decir, las cargas de estos núcleos son las mismas. Los estudios muestran que la masa de un átomo no afecta significativamente sus propiedades químicas.
Los isótopos son átomos del mismo elemento químico (el mismo número de protones), que difieren en masa ( diferente numero neutrones).
Isótopos y sus compuestos químicos difieren entre sí en propiedades físicas, pero las propiedades químicas de los isótopos de un elemento químico son las mismas. Entonces, los isótopos del carbono-14 (14 C) tienen las mismas propiedades químicas que el carbono-12 (12 C), que están incluidos en los tejidos de cualquier organismo vivo. La diferencia se manifiesta solo en la radiactividad (isótopo 14 C). Por tanto, los isótopos se utilizan para el diagnóstico y el tratamiento. varias enfermedades, para investigación científica.
Volvamos a la descripción de la estructura del átomo. Como saben, el núcleo atómico no cambia en los procesos químicos. ¿Qué está cambiando? El número total de electrones en el átomo y la distribución de electrones resultan variables. General número de electrones en un átomo neutro No es difícil de determinar, es igual al número ordinal, es decir la carga del núcleo atómico:
Los electrones tienen una carga negativa de –1 y su masa es despreciable: 1/1840 de la masa de un protón.
Los electrones cargados negativamente se repelen entre sí y se encuentran a diferentes distancias del núcleo. Donde los electrones, que tienen reservas de energía aproximadamente iguales, están aproximadamente a la misma distancia del núcleo y forman un nivel de energía.
El número de niveles de energía en un átomo es igual al número del período en el que se encuentra el elemento químico. Los niveles de energía se designan convencionalmente de la siguiente manera (por ejemplo, para Al):
Tarea 3.4. Determine el número de niveles de energía en los átomos de oxígeno, magnesio, calcio, plomo.
Cada nivel de energía puede contener un número limitado de electrones:
En el primero, no más de dos electrones;
En el segundo, no más de ocho electrones;
En el tercero, no más de dieciocho electrones.
Estos números muestran que, por ejemplo, en el segundo nivel de energía puede haber 2, 5 o 7 electrones, pero no puede haber 9 o 12 electrones.
Es importante saber que independientemente del número de nivel de energía en nivel externo(este último) no puede tener más de ocho electrones. El nivel de energía externo de ocho electrones es el más estable y se llama completo. Dichos niveles de energía se encuentran en los elementos más inactivos: los gases nobles.
¿Cómo determinar la cantidad de electrones en el nivel externo de los átomos restantes? Hay una regla simple para esto: número de electrones externos es igual a:
Para elementos de subgrupos principales: número de grupo;
Para elementos de subgrupos secundarios, no puede ser más de dos.
Por ejemplo (fig.5):
Tarea 3.5. Indique el número de electrones externos para elementos químicos con números de serie 15, 25, 30, 53.
Tarea 3.6. Encuentra elementos químicos en la tabla periódica, cuyos átomos tienen un nivel externo completo.
Es muy importante determinar correctamente el número de electrones externos, porque con ellos se asocian las propiedades más importantes del átomo. Entonces, en las reacciones químicas, los átomos tienden a adquirir un nivel externo completo y estable (8 mi). Por lo tanto, los átomos, en cuyo nivel externo hay pocos electrones, prefieren regalarlos.
Los elementos químicos cuyos átomos solo son capaces de donar electrones se denominan rieles... Obviamente, debería haber pocos electrones en el nivel externo del átomo de metal: 1, 2, 3.
Si hay muchos electrones en el nivel de energía externa del átomo, entonces dichos átomos tienden a aceptar electrones hasta completar el nivel de energía externa, es decir, hasta ocho electrones. Tales elementos se llaman no metales.
Pregunta. ¿Los elementos químicos de los subgrupos secundarios pertenecen a metales o no metales? ¿Por qué?
Respuesta: Los metales y no metales de los principales subgrupos de la tabla periódica están separados por una línea que se puede trazar de boro a astato. Por encima de esta línea (y en la línea) están los no metales, debajo, los metales. Todos los elementos de los subgrupos laterales están debajo de esta línea.
Tarea 3.7. Determine si los metales o no metales incluyen: fósforo, vanadio, cobalto, selenio, bismuto. Utilice la posición del elemento en la tabla periódica de elementos químicos y el número de electrones en el nivel exterior.
Para componer la distribución de electrones sobre los niveles y subniveles restantes, se debe usar el siguiente algoritmo.
1. Determine el número total de electrones en un átomo (por número ordinal).
2. Determine el número de niveles de energía (por número de período).
3. Determine el número de electrones externos (por tipo de subgrupo y número de grupo).
4. Indique el número de electrones en todos los niveles excepto el penúltimo.
Por ejemplo, de acuerdo con los párrafos 1-4 para un átomo de manganeso, se determina:
Total 25 mi; distribuido (2 + 8 + 2) = 12 mi; lo que significa que el tercer nivel es: 25 - 12 = 13 mi.
Obtuvimos la distribución de electrones en el átomo de manganeso:
Tarea 3.8. Calcula el algoritmo haciendo diagramas de la estructura de los átomos para los elementos nº 16, 26, 33, 37. Indica si son metales o no metales. Explica la respuesta.
Al componer los esquemas anteriores de la estructura del átomo, no tomamos en cuenta que los electrones en el átomo ocupan no solo niveles, sino también ciertos subniveles cada nivel. Los tipos de subniveles se indican mediante con letras latinas: s, pag, D.
El número de subniveles posibles es igual al número de nivel. El primer nivel consta de uno
s-subnivel. El segundo nivel consta de dos subniveles: s y R... El tercer nivel - de tres subniveles - s, pag y D.
Cada subnivel puede contener un número estrictamente limitado de electrones:
en el subnivel s: no más de 2e;
en el subnivel p - no más de 6e;
en el subnivel d - no más de 10e.
Los subniveles del mismo nivel se completan en un orden estrictamente definido: spagD.
Por lo tanto, R-subnivel no puede comenzar a llenarse si no está lleno s-subnivel de un nivel de energía dado, etc. Con base en esta regla, es fácil componer la configuración electrónica del átomo de manganeso:
Generalmente configuración electrónica de un átomo el manganeso se escribe así:
25 Mn 1 s 2 2s 2 2pag 6 3s 2 3pag 6 3D 5 4s 2 .
Tarea 3.9. Realice configuraciones electrónicas de átomos para elementos químicos Nos. 16, 26, 33, 37.
¿Por qué es necesario componer las configuraciones electrónicas de los átomos? Para determinar las propiedades de estos elementos químicos. Debe recordarse que solo electrones de valencia.
Los electrones de valencia están en un nivel de energía externo y sin terminar
d-subnivel del nivel preexterno.
Determinemos el número de electrones de valencia del manganeso:
o abreviado: Мn ... 3 D 5 4s 2 .
¿Qué se puede determinar con la fórmula para la configuración electrónica de un átomo?
1. ¿Qué elemento es, metálico o no metálico?
El manganeso es un metal; el nivel exterior (cuarto) contiene dos electrones.
2. ¿Qué proceso es típico para el metal?
Los átomos de manganeso en reacciones siempre solo donan electrones.
3. ¿Qué electrones y cuánto dará el átomo de manganeso?
En las reacciones, un átomo de manganeso cede dos electrones externos (están más lejos del núcleo y se sienten menos atraídos por él), así como cinco electrones preexternos. D-electrones. El número total de electrones de valencia es siete (2 + 5). En este caso, ocho electrones permanecerán en el tercer nivel del átomo, es decir. se forma un nivel exterior completo.
Todas estas consideraciones y conclusiones se pueden reflejar utilizando el diagrama (Fig.6):
Las cargas atómicas condicionales resultantes se denominan estados de oxidación.
Considerando la estructura del átomo, de manera similar, se puede mostrar que los estados de oxidación típicos para el oxígeno son –2 y para el hidrógeno +1.
Pregunta. ¿Con cuál de los elementos químicos puede formar compuestos el manganeso, si tenemos en cuenta los estados de oxidación anteriores?
Por otro lado, solo con oxígeno, porque su átomo tiene el estado de oxidación opuesto a cargo. Las fórmulas de los óxidos de manganeso correspondientes (aquí, los estados de oxidación corresponden a las valencias de estos elementos químicos):
La estructura del átomo de manganeso sugiere que el manganeso no puede tener un estado de oxidación más alto, porque en este caso, el nivel preexterno estable, ahora completado, tendría que verse afectado. Por lo tanto, el estado de oxidación +7 es el más alto y el óxido correspondiente Mn 2 O 7 es el óxido de manganeso más alto.
Para consolidar todos estos conceptos, considere la estructura del átomo de telurio y algunas de sus propiedades:
Como no es metálico, el átomo de Te puede aceptar 2 electrones antes de completar el nivel externo y ceder los 6 electrones "extra":
Tarea 3.10. Dibuje las configuraciones electrónicas de los átomos de Na, Rb, Cl, I, Si, Sn. Determinar las propiedades de estos elementos químicos, las fórmulas de sus compuestos más simples (con oxígeno e hidrógeno).
1. Solo los electrones de valencia participan en las reacciones químicas, que solo pueden ubicarse en los dos últimos niveles.
2. Los átomos de metal solo pueden donar electrones de valencia (todos o algunos), asumiendo estados de oxidación positivos.
3. Los átomos de los no metales pueden aceptar electrones (faltantes, hasta ocho), mientras adquieren estados de oxidación negativos, y donar electrones de valencia (todos o varios), mientras adquieren estados de oxidación positivos.
Comparemos ahora las propiedades de los elementos químicos de un subgrupo, por ejemplo, sodio y rubidio:
Na ... 3 s 1 y Rb ... 5 s 1 .
¿Qué es común en la estructura de los átomos de estos elementos? En el nivel externo de cada átomo, un electrón está activo; estos son metales activos. Actividad metálica asociado con la capacidad de donar electrones: cuanto más fácil un átomo dona electrones, más pronunciado es propiedades metálicas.
¿Qué mantiene los electrones en un átomo? Atraerlos al núcleo. Cuanto más cerca estén los electrones del núcleo, más atraídos por el núcleo del átomo, más difícil será "arrancarlos".
En base a esto, responderemos la pregunta: ¿qué elemento, Na o Rb, cede un electrón externo con mayor facilidad? ¿Qué elemento es el metal más activo? Obviamente rubidio, porque sus electrones de valencia están más lejos del núcleo (y el núcleo los mantiene con menos fuerza).
Producción. En los principales subgrupos, de arriba a abajo, se mejoran las propiedades metálicas ya que el radio del átomo aumenta y los electrones de valencia son menos atraídos por el núcleo.
Comparemos las propiedades de los elementos químicos del grupo VIIa: Cl ... 3 s 2 3pag 5 y yo ... 5 s 2 5pag 5 .
Ambos elementos químicos son no metales, porque hasta completar el nivel exterior, falta un electrón. Estos átomos atraerán activamente al electrón faltante. En este caso, cuanto más atrae el electrón faltante a un átomo no metálico, más pronunciadas son sus propiedades no metálicas (la capacidad de aceptar electrones).
¿Por qué es la atracción del electrón? Debido a la carga positiva del núcleo atómico. Además, cuanto más cerca está el electrón del núcleo, más fuerte es su Atracción mútua, cuanto más activo es el no metal.
Pregunta. ¿Qué elemento tiene propiedades no metálicas más pronunciadas: el cloro o el yodo?
Respuesta. Obviamente, cloro, porque sus electrones de valencia se encuentran más cerca del núcleo.
Producción. Disminuye la actividad de los no metales en subgrupos de arriba a abajo ya que el radio del átomo aumenta y se vuelve cada vez más difícil para el núcleo atraer los electrones faltantes.
Comparemos las propiedades del silicio y el estaño: Si ... 3 s 2 3pag 2 y Sn ... 5 s 2 5pag 2 .
En el nivel externo de ambos átomos, cuatro electrones cada uno. Sin embargo, estos elementos de la tabla periódica están en lados opuestos de la línea que conecta el boro y el astato. Por lo tanto, el silicio, cuyo símbolo se encuentra por encima de la línea B - At, exhibe propiedades no metálicas más fuertes. Por otro lado, el estaño, cuyo símbolo está debajo de la línea B - At, exhibe propiedades metálicas más fuertes. Esto se debe a que en el átomo de estaño, cuatro electrones de valencia están distantes del núcleo. Por lo tanto, es difícil unir los cuatro electrones que faltan. Al mismo tiempo, la liberación de electrones del quinto nivel de energía se produce con bastante facilidad. En el caso del silicio, ambos procesos son posibles, prevaleciendo el primero (recepción de electrones).
Conclusiones del capítulo 3. Cuantos menos electrones externos haya en un átomo y más lejos estén del núcleo, más pronunciadas serán las propiedades metálicas.
Cuantos más electrones externos haya en el átomo y más cerca estén del núcleo, más pronunciadas serán las propiedades no metálicas.
Con base en las conclusiones formuladas en este capítulo, se puede establecer una "característica" para cualquier elemento químico de la tabla periódica.
Algoritmo para describir propiedades
elemento químico por su posición
en el sistema periódico
1. Dibuja un diagrama de la estructura del átomo, es decir. determinar la composición del núcleo y la distribución de electrones por niveles y subniveles de energía:
Determine el número total de protones, electrones y neutrones en un átomo (por número ordinal y masa atómica relativa);
Determine el número de niveles de energía (por número de período);
Determine el número de electrones externos (por tipo de subgrupo y número de grupo);
Indique el número de electrones en todos los niveles de energía, excepto el penúltimo;
2. Determine el número de electrones de valencia.
3. Determine qué propiedades, metálicas o no metálicas, son más pronunciadas en un elemento químico dado.
4. Determine la cantidad de electrones donados (recibidos).
5. Determine los estados de oxidación más alto y más bajo de un elemento químico.
6.Recupere estos estados de oxidación fórmulas químicas los compuestos más simples con oxígeno e hidrógeno.
7. Determine la naturaleza del óxido y elabore una ecuación para su reacción con el agua.
8. Para las sustancias especificadas en el párrafo 6, elabore las ecuaciones de reacciones típicas (ver Capítulo 2).
Tarea 3.11. De acuerdo con el esquema anterior, componga descripciones de los átomos de azufre, selenio, calcio y estroncio y las propiedades de estos elementos químicos. Que tipo propiedades generales¿Se muestran sus óxidos e hidróxidos?
Si ha completado los ejercicios 3.10 y 3.11, es fácil notar que no solo los átomos de los elementos de un subgrupo, sino también sus compuestos, tienen propiedades comunes y una composición similar.
D. I. Ley periódica de Mendeleev:las propiedades de los elementos químicos, así como las propiedades de las sustancias simples y complejas formadas por ellos, dependen periódicamente de la carga de los núcleos de sus átomos.
El significado físico de la ley periódica: las propiedades de los elementos químicos se repiten periódicamente porque las configuraciones de los electrones de valencia (la distribución de electrones de los niveles externo y penúltimo) se repiten periódicamente.
Entonces, los elementos químicos del mismo subgrupo tienen la misma distribución de electrones de valencia y, por lo tanto, propiedades similares.
Por ejemplo, los elementos químicos del quinto grupo tienen cinco electrones de valencia. Además, en los átomos de química elementos de los subgrupos principales- todos los electrones de valencia están en el nivel externo: ... ns 2 notario público 3, donde norte- número de período.
En átomos elementos de subgrupos secundarios solo hay 1 o 2 electrones en el nivel externo, el resto están en D-subnivel del nivel pre-externo: ... ( norte – 1)D 3 ns 2, donde norte- número de período.
Tarea 3.12. Haga fórmulas electrónicas cortas para los átomos de los elementos químicos No. 35 y 42, y luego componga la distribución de electrones en estos átomos de acuerdo con el algoritmo. Asegúrese de que su predicción se haga realidad.
Ejercicios para el capítulo 3
1. Formular las definiciones de los conceptos "período", "grupo", "subgrupo". Qué tienen en común los elementos químicos: a) período; b) un grupo; c) un subgrupo?
2. ¿Qué son los isótopos? ¿Qué propiedades, físicas o químicas, son las mismas para los isótopos? ¿Por qué?
3. Formule la ley periódica de D.I. Mendeleev. Explícalo significado físico e ilustrar con ejemplos.
4. ¿Cuál es la manifestación de las propiedades metálicas de los elementos químicos? ¿Cómo cambian en el grupo y en el período? ¿Por qué?
5. ¿Cuáles son las manifestaciones de las propiedades no metálicas de los elementos químicos? ¿Cómo cambian en el grupo y en el período? ¿Por qué?
6. Haga fórmulas electrónicas breves de los elementos químicos No. 43, 51, 38. Confirme sus suposiciones describiendo la estructura de los átomos de estos elementos de acuerdo con el algoritmo anterior. Especifique propiedades para estos elementos.
7. Mediante breves fórmulas electrónicas
a) ... 4 s 2 4p 1;
b) ... 4 D 1 5s 2 ;
a las 3 D 5 4s 1
determinar la posición de los elementos químicos correspondientes en la tabla periódica de D.I. Mendeleev. Nombra estos elementos químicos. Confirme sus suposiciones describiendo la estructura de los átomos de estos elementos químicos de acuerdo con el algoritmo. Indique las propiedades de estos elementos químicos.
Continuará
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El nivel de energía exterior (capa de electrones) de sus átomos contiene dos electrones en el subnivel s. En esto son similares a los elementos del subgrupo principal. El penúltimo nivel de energía contiene 18 electrones.
El nivel de energía externa del ion S2 se llena con el máximo número posible de electrones (8) y, como resultado, el ion S2 solo puede exhibir funciones de donación de electrones: dando 2 electrones, se oxida a azufre elemental, que tiene un número de oxidación de cero.
Si el nivel de energía exterior de un átomo consta de tres, cinco o siete electrones y el átomo pertenece a los elementos / J, entonces puede ceder secuencialmente de 1 a 7 electrones. Los átomos, cuyo nivel externo consta de tres electrones, pueden donar uno, dos y tres electrones.
Si el nivel de energía exterior de un átomo consta de tres, cinco o siete electrones y el átomo pertenece a los elementos p, entonces puede donar secuencialmente de uno a siete electrones. Los átomos, cuyo nivel externo consta de tres electrones, pueden donar uno, dos y tres electrones.
Dado que el nivel de energía externa contiene dos electrones s, son similares a los elementos del subgrupo PA. El penúltimo nivel de energía contiene 18 electrones. Si en el subgrupo de cobre el subnivel (n - l) d10 aún no es estable, entonces en el subgrupo de zinc es bastante estable, y d - los electrones de los elementos del subgrupo de zinc no participan en enlaces químicos.
Para completar el nivel de energía externa, el átomo de cloro carece de un electrón.
El átomo de oxígeno carece de dos electrones para completar el nivel de energía externa. Sin embargo, en la combinación de oxígeno con flúor, OF2, los pares de electrones comunes están sesgados hacia el flúor como un elemento más electronegativo.
El oxígeno carece de dos electrones para completar el nivel de energía externa.
En el átomo de argón, el nivel de energía exterior está completo.
Por estructura electronica Los elementos del nivel de energía externa se dividen en dos subgrupos: VA - N, P, As, Sb, Bi - no metales y VB - V, Nb, Ta - metales. Los radios de átomos e iones en estado de oxidación 5 en el subgrupo VA aumentan sistemáticamente de nitrógeno a bismuto. En consecuencia, la diferencia en la estructura de la capa pre-exterior tiene poco efecto sobre las propiedades de los elementos y pueden considerarse como un subgrupo.
La similitud en la estructura del nivel de energía externa (Tabla 5) se refleja en las propiedades de los elementos y sus compuestos. Esto se debe al hecho de que en el átomo de oxígeno los electrones no apareados están en los orbitales p de la segunda capa, en la que puede haber un máximo de ocho electrones.
Malyugin 14. Niveles de energía externos e internos. Finalización del nivel energético.
Recordemos brevemente lo que ya sabemos sobre la estructura de la capa de electrones de los átomos:
ü el número de niveles de energía del átomo = el número del período en el que se encuentra el elemento;
ü la capacidad máxima de cada nivel de energía se calcula mediante la fórmula 2n2
ü externo caparazón de energía no puede contener para elementos de 1 período más de 2 electrones, para elementos de otros períodos más de 8 electrones
Volvamos una vez más al análisis del esquema de llenado del nivel de energía para elementos de períodos pequeños:
Tabla 1: Niveles de energía de llenado
para elementos de periodos pequeños
Número de período | Número de niveles de energía = número de período | Símbolo de elemento, su número ordinal | Cantidad total electrones | Distribución de electrones por niveles de energía. | Número de grupo |
|
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H +1 )1 | +1 H, 1- | |||||
|
nortemi + 2 ) 2 | +2 No, 2- | |||||
|
Li + 3 ) 2 ) 1 | + 3 Li, 2-, 1- | |||||
|
Ser +4 ) 2 )2 | + 4 Ser, 2-,2 mi- | |||||
|
B +5 ) 2 )3 | +5 B, 2-, 3- | |||||
|
C +6 ) 2 )4 | +6 C, 2-, 4- | |||||
|
norte + 7 ) 2 ) 5 | + 7 norte, 2-,5 mi- | |||||
|
O + 8 ) 2 ) 6 | + 8 O, 2-,6 mi- | |||||
|
F + 9 ) 2 ) 7 | + 9 F, 2-,7 mi- | |||||
|
Nordeste + 10 ) 2 ) 8 | + 10 Nordeste, 2-,8 mi- | |||||
|
N / A + 11 ) 2 ) 8 )1 | +1 1 N / A, 2-, 8-, 1e- | |||||
|
Mg + 12 ) 2 ) 8 )2 | +1 2 Mg, 2-, 8-, 2 mi- | |||||
|
Alabama + 13 ) 2 ) 8 )3 | +1 3 Alabama, 2-, 8-, 3 mi- | |||||
|
Si + 14 ) 2 ) 8 )4 | +1 4 Si, 2-, 8-, 4 mi- | |||||
|
PAG + 15 ) 2 ) 8 )5 | +1 5 PAG, 2-, 8-, 5 mi- | |||||
|
S + 16 ) 2 ) 8 )6 | +1 5 PAG, 2-, 8-, 6 mi- | |||||
|
Cl + 17 ) 2 ) 8 )7 | +1 7 Cl, 2-, 8-, 7 mi- | |||||
18 Arkansas |
Arkansas+ 18 ) 2 ) 8 )8 | +1 8 Arkansas, 2-, 8-, 8 mi- |
Analice la tabla 1. Compare el número de electrones en el último nivel de energía y el número del grupo en el que se encuentra el elemento químico.
Has notado que el número de electrones en el nivel de energía exterior de los átomos coincide con el número de grupo, en el que se encuentra el elemento (la excepción es el helio)?
!!! Esta regla es verdad solamente para elementos el principal subgrupos.
Cada período del sistema termina con un elemento inerte(helio He, neón Ne, argón Ar). El nivel de energía externa de estos elementos contiene el máximo número posible de electrones: helio -2, otros elementos - 8. Estos son los elementos del grupo VIII del subgrupo principal. Un nivel de energía similar a la estructura del nivel de energía de un gas inerte se llama terminado... Esta es una especie de fuerza máxima del nivel de energía para cada elemento de la tabla periódica. Moléculas sustancias simples- Los gases inertes consisten en un átomo y son químicamente inertes, es decir, prácticamente no entran en reacciones químicas.
Para el resto de los elementos PSCE, el nivel de energía difiere del nivel de energía del elemento inerte, tales niveles se denominan inconcluso... Los átomos de estos elementos tienden a completar el nivel de energía externa donando o aceptando electrones.
Preguntas para el autocontrol
1. ¿Qué nivel de energía se llama externo?
2. ¿Qué nivel de energía se llama interno?
3. ¿Qué nivel de energía se llama completo?
4. ¿Elementos de qué grupo y subgrupo tienen un nivel de energía completo?
5. ¿Cuál es el número de electrones al nivel de energía externa de los elementos de los subgrupos principales?
6. ¿Cuáles son las similitudes en la estructura del nivel electrónico de los elementos de un subgrupo principal?
7. ¿Cuántos electrones en el nivel externo contienen elementos de a) grupo IIA;
b) grupo IVA; c) VII Un grupo
Ver respuesta
1. Último
2. Cualquiera que no sea el último
3. El que contiene el máximo número de electrones. Y también el nivel externo, si contiene 8 electrones para el primer período, 2 electrones.
4. Elementos del grupo VIIIA (elementos inertes)
5. El número del grupo en el que se encuentra el elemento.
6. Todos los elementos de los subgrupos principales en el nivel de energía externa contienen tantos electrones como el número de grupo
7. a) los elementos del grupo IIA en el nivel externo tienen 2 electrones; abucheo Elementos IVA grupos - 4 electrones; c) elementos del grupo VII A - 7 electrones.
Asignaciones de autoayuda
1. Identifique el elemento por siguiendo las señales: a) tiene 2 niveles electrónicos, en el exterior - 3 electrones; b) tiene 3 niveles electrónicos, en el exterior - 5 electrones. Escriba la distribución de electrones sobre los niveles de energía de estos átomos.
2. ¿Qué dos átomos tienen el mismo número de niveles de energía ocupados?
Ver respuesta:
1. a) Establecer las "coordenadas" de un elemento químico: 2 niveles electrónicos - período II; 3 electrones en el nivel externo - Grupo III A. Este es boro 5B. Diagrama de distribución de electrones por niveles de energía: 2-, 3-
b) Período III, grupo VА, elemento fósforo 15Р. Diagrama de distribución de electrones por niveles de energía: 2-, 8-, 5-
2.d) sodio y cloro.
Explicación: a) sodio: +11 )2)8 ) 1 (lleno 2) ← → hidrógeno: +1) 1
b) helio: +2 )2 (lleno 1) ← → hidrógeno: hidrógeno: +1) 1
c) helio: +2 )2 (lleno 1) ← → neón: +10 )2)8 (lleno de 2)
*GRAMO) sodio: +11 )2)8 ) 1 (lleno 2) ← → cloro: +17 )2)8 ) 7 (lleno 2)
4. Diez. Número de electrones = ordinal
5 c) arsénico y fósforo. Los átomos ubicados en un subgrupo tienen el mismo número de electrones.
Explicaciones:
a) sodio y magnesio (c diferentes grupos); b) calcio y zinc (en el mismo grupo, pero diferentes subgrupos); * c) arsénico y fósforo (en uno, principal, subgrupo); d) oxígeno y flúor (en diferentes grupos).
7.d) el número de electrones en el nivel externo
8.b) el número de niveles de energía
9.a) litio (está en el grupo IA del período II)
10.c) silicio (grupo IVA, período III)
11.b) boro (2 niveles - IIperíodo, 3 electrones en el nivel externo - IIIAgrupo)
Un átomo es una partícula eléctricamente neutra que consta de un núcleo cargado positivamente y una capa de electrones cargada negativamente. El núcleo está ubicado en el centro del átomo y consta de protones cargados positivamente y neutrones sin carga, que se mantienen unidos por fuerzas nucleares. La estructura nuclear del átomo fue probada experimentalmente en 1911 por el físico inglés E. Rutherford.
El número de protones determina la carga positiva del núcleo y es igual al número ordinal del elemento. El número de neutrones se calcula como la diferencia entre la masa atómica y el número ordinal del elemento. Elementos que tienen la misma carga nuclear (el mismo número de protones), pero diferentes masas atómicas ( cantidad diferente neutrones) se denominan isótopos. La masa de un átomo se concentra principalmente en el núcleo, porque la masa insignificante de electrones puede despreciarse. Masa atomica es igual a la suma de las masas de todos los protones y todos los neutrones del núcleo.
Un elemento químico es una especie de átomos con la misma carga nuclear. Actualmente se conocen 118 elementos químicos diferentes.
Todos los electrones de un átomo forman su capa de electrones. La capa de electrones tiene una carga negativa igual a el total electrones. El número de electrones en la capa de un átomo coincide con el número de protones en el núcleo y es igual al número ordinal del elemento. Los electrones en la capa se distribuyen sobre las capas de electrones de acuerdo con sus reservas de energía (los electrones con energías cercanas forman una capa de electrones): los electrones con menor energía están más cerca del núcleo, los electrones con mayor energía están más lejos del núcleo. El número de capas de electrones (niveles de energía) coincide con el número del período en el que se encuentra el elemento químico.
Distinga entre niveles de energía completos e incompletos. Un nivel se considera completo si contiene el número máximo posible de electrones (el primer nivel - 2 electrones, el segundo nivel - 8 electrones, el tercer nivel - 18 electrones, el cuarto nivel - 32 electrones, etc.). El nivel incompleto contiene menos electrones.
El nivel más alejado del núcleo de un átomo se llama externo. Los electrones ubicados en el nivel de energía externa se denominan electrones externos (valencia). El número de electrones en el nivel de energía externa coincide con el número del grupo en el que se encuentra el elemento químico. El nivel externo se considera completo si contiene 8 electrones. Los átomos de los elementos del grupo 8A (gases inertes helio, neón, criptón, xenón, radón) tienen un nivel de energía externo completo.
La región del espacio alrededor del núcleo de un átomo, en la que es más probable que se encuentre el electrón, se denomina orbital de electrones. Los orbitales difieren en el nivel de energía y la forma. Por forma, hay orbitales s (esfera), orbitales p (volumen ocho), orbitales d y orbitales f. Cada nivel de energía tiene su propio conjunto de orbitales: en el primer nivel de energía - un orbital s, en el segundo nivel de energía - un orbital s- y tres orbitales p, en el tercer nivel de energía - uno s-, tres p-, cinco orbitales d, en el cuarto nivel de energía uno s, tres orbitales p, cinco orbitales d y siete orbitales f. Cada orbital puede contener un máximo de dos electrones.
La distribución orbital de electrones se refleja usando fórmulas electrónicas... Por ejemplo, para un átomo de magnesio, la distribución de electrones por niveles de energía será la siguiente: 2e, 8e, 2e. Esta formula muestra que 12 electrones del átomo de magnesio se distribuyen en tres niveles de energía: el primer nivel está completo y contiene 2 electrones, el segundo nivel está completo y contiene 8 electrones, el tercer nivel no está completo, porque contiene 2 electrones. Para un átomo de calcio, la distribución de electrones sobre los niveles de energía será la siguiente: 2e, 8e, 8e, 2e. Esta fórmula muestra que 20 electrones de calcio se distribuyen en cuatro niveles de energía: el primer nivel está completo y contiene 2 electrones, el segundo nivel está completo y contiene 8 electrones, el tercer nivel no está completo, porque contiene 8 electrones, el cuarto nivel no se completa, porque contiene 2 electrones.
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