2. Строение ядер и электронных оболочек атомов

2.6. Энергетические уровни и подуровни

Наиболее важной характеристикой состояния электрона в атоме является энергия электрона, которая согласно законам квантовой механики изменяется не непрерывно, а скачкообразно, т.е. может принимать только вполне определенные значения. Таким образом, можно говорить о наличии в атоме набора энергетических уровней.

Энергетический уровень - совокупность АО с близкими значениями энергии.

Энергетические уровни нумеруют с помощью главного квантового числа n , которое может принимать только целочисленные положительные значения (n = 1, 2, 3, ...). Чем больше значение n , тем выше энергия электрона и данного энергетического уровня. Каждый атом содержит бесконечное число энергетических уровней, часть из которых в основном состоянии атома заселена электронами, а часть - нет (эти энергетические уровни заселяются в возбужденном состоянии атома).

Электронный слой - совокупность электронов, находящихся на данном энергетическом уровне.

Иными словами, электронный слой - это энергетический уровень, содержащий электроны.

Совокупность электронных слоев образует электронную оболочку атома.

В пределах одного и того же электронного слоя электроны могут несколько различаться по энергии, в связи с чем говорят, что энергетические уровни расщепляются на энергетические подуровни (подслои ). Число подуровней, на которые расщепляется данный энергетический уровень, равно номеру главного квантового числа энергетического уровня:

N (подур) = n (уровн) . (2.4)

Подуровни изображаются с помощью цифр и букв: цифра отвечает номеру энергетического уровня (электронного слоя), буква - природе АО, формирующей подуровни (s -, p -, d -, f -), например: 2p -подуровень (2p -АО, 2p -электрон).

Таким образом, первый энергетический уровень (рис. 2.5) состоит из одного подуровня (1s ), второй - из двух (2s и 2p ), третий - из трех (3s , 3p и 3d ), четвертый из четырех (4s , 4p , 4d и 4f ) и т.д. Каждый подуровень содержит определенное число АО:

N (AO) = n 2 . (2.5)

Рис. 2.5. Схема энергетических уровней и подуровней для первых трех электронных слоев

1. АО s -типа имеются на всех энергетических уровнях, p -типа появляются начиная со второго энергетического уровня, d -типа - с третьего, f -типа - с четвертого и т.д.

2. На данном энергетическом уровне может быть одна s -, три p -, пять d -, семь f -орбиталей.

3. Чем больше главное квантовое число, тем больше размеры АО.

Поскольку на одной АО не может находиться более двух электронов, общее (максимальное) число электронов на данном энергетическом уровне в 2 раза больше числа АО и равно:

N (e) = 2n 2 . (2.6)

Таким образом, на данном энергетическом уровне максимально может быть 2 электрона s -типа, 6 электронов р -типа и 10 электронов d -типа. Всего же на первом энергетическом уровне максимальное число электронов равно 2, на втором - 8 (2 s -типа и 6 р -типа), на третьем - 18 (2 s -типа, 6 р -типа и 10 d -типа). Эти выводы удобно обобщить в табл. 2.2.

Таблица 2.2

Связь между главным квантовым числом, числом э

Что происходит с атомами элементов во время химических реакций? От чего зависят свойства элементов? На оба эти вопроса можно дать один ответ: причина лежит в строении внешнего В нашей статье мы рассмотрим электронное металлов и неметаллов и выясним зависимость между структурой внешнего уровня и свойствами элементов.

Особые свойства электронов

При прохождении химической реакции между молекулами двух или более реагентов происходят изменения в строении электронных оболочек атомов, тогда как их ядра остаются неизменными. Сначала ознакомимся с характеристиками электронов, находящихся на наиболее удаленных от ядра уровнях атома. Отрицательно заряженные частицы располагаются слоями на определенном расстоянии от ядра и друг от друга. Пространство вокруг ядра, где нахождение электронов наиболее возможно, называется электронной орбиталью. В ней сконденсировано около 90 % отрицательно заряженного электронного облака. Сам электрон в атоме проявляет свойство дуальности, он одновременно может вести себя и как частица, и как волна.

Правила заполнения электронной оболочки атома

Количество энергетических уровней, на которых находятся частицы, равно номеру периода, где располагается элемент. На что же указывает электронный состав? Оказалось, что количество электронов на внешнем энергетическом уровне для s- и p-элементов главных подгрупп малых и больших периодов соответствует номеру группы. Например, у атомов лития первой группы, имеющих два слоя, на внешней оболочке находится один электрон. Атомы серы содержат на последнем энергетическом уровне шесть электронов, так как элемент расположен в главной подгруппе шестой группы и т. д. Если же речь идет о d-элементах, то для них существует следующее правило: количество внешних отрицательных частиц равно 1 (у хрома и меди) или 2. Объясняется это тем, что по мере увеличения заряда ядра атомов вначале происходит заполнение внутреннего d- подуровня и внешние энергетические уровни остаются без изменений.

Почему изменяются свойства элементов малых периодов?

В малыми считаются 1, 2, 3 и 7 периоды. Плавное изменение свойств элементов по мере возрастания ядерных зарядов, начиная от активных металлов и заканчивая инертными газами, объясняется постепенным увеличением количества электронов на внешнем уровне. Первыми элементами в таких периодах являются те, чьи атомы имеют всего один или два электрона, способные легко отрываться от ядра. В этом случае образуется положительно заряженный ион металла.

Амфотерные элементы, например, алюминий или цинк, свои внешние энергетические уровни заполняют небольшим количеством электронов (1- у цинка, 3 - у алюминия). В зависимости от условий протекания химической реакции они могут проявлять как свойства металлов, так и неметаллов. Неметаллические элементы малых периодов содержат от 4 до 7 отрицательных частиц на внешних оболочках своих атомов и завершают ее до октета, притягивая электроны других атомов. Например, неметалл с наибольшим показателем электроотрицательности - фтор, имеет на последнем слое 7 электронов и всегда забирает один электрон не только у металлов, но и у активных неметаллических элементов: кислорода, хлора, азота. Заканчиваются малые периоды, как и большие, инертными газами, чьи одноатомные молекулы имеют полностью завершенные до 8 электронов внешние энергетические уровни.

Особенности строения атомов больших периодов

Четные ряды 4, 5, и 6 периодов состоят из элементов, внешние оболочки которых вмещают всего один или два электрона. Как мы говорили ранее, у них происходит заполнение электронами d- или f- подуровней предпоследнего слоя. Обычно это - типичные металлы. Физические и химические свойства у них изменяются очень медленно. Нечетные ряды вмещают такие элементы, у которых заполняются электронами внешние энергетические уровни по следующей схеме: металлы - амфотерный элемент - неметаллы - инертный газ. Мы уже наблюдали ее проявление во всех малых периодах. Например, в нечетном ряду 4 периода медь является металлом, цинк - амфотерен, затем от галлия и до брома происходит усиление неметаллических свойств. Заканчивается период криптоном, атомы которого имеют полностью завершенную электронную оболочку.

Как объяснить деление элементов на группы?

Каждая группа - а их в короткой форме таблицы восемь, делится еще и на подгруппы, называемые главными и побочными. Такая классификация отражает различное положение электронов на внешнем энергетическом уровне атомов элементов. Оказалось, что у элементов главных подгрупп, например, лития, натрия, калия, рубидия и цезия последний электрон расположен на s-подуровне. Элементы 7 группы главной подгруппы (галогены) заполняют отрицательными частицами свой p-подуровень.

Для представителей побочных подгрупп, таких, как хром, типичным будет наполнение электронами d-подуровня. А у элементов, входящих в семейства накопление отрицательных зарядов происходит на f-подуровне предпоследнего энергетического уровня. Более того, номер группы, как правило, совпадает с количеством электронов, способных к образованию химических связей.

В нашей статье мы выяснили, какое строение имеют внешние энергетические уровни атомов химических элементов, и определили их роль в межатомных взаимодействиях.

Чем ближе к атомному ядру находится электронная оболочка атома, тем сильнее притягиваются ядром электроны и тем больше их энергия связи с ядром. Поэтому расположение электронных оболочек удобно характеризовать энергетическими уровнями и подуровнями и распределением по ним электронов. Число электронных энергетических уровней равно номеру периода, в котором находится данный элемент. Сумма чисел электронов на энергетических уровнях равна порядковому номеру элемента.

Электронная структура атома представлена на рис. 1.9 в виде диаграммы распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням. Диаграмма состоит из электронных ячеек, изображенных квадратами. Каждая ячейка символизирует одну электронную орбиталь, способную принять два электрона с противоположными спинами, обозначаемыми стрелками вверх и вниз.

Рис. 1.9.

Электронная диаграмма атома построена в последовательности повышения номера энергетического уровня. В том же направлении повышается энергия электрона и понижается энергия его связи с ядром. Для наглядности можно представить, что ядро атома находится «внизу» диаграммы. Число электронов в атоме элемента равно числу протонов в ядре, т.е. порядковому номеру элемента в периодической таблице.

Первый энергетический уровень состоит всего из одной орбитали, которую обозначают символом s. Эту орбиталь заполняют электроны водорода и гелия. У водорода один электрон, и водород одновалентен. У гелия два парных электрона с противоположными спинами, гелий имеет нулевую валентность и не образует соединений с другими элементами. Энергии химической реакции недостаточно для того, чтобы возбудить атом гелия и перевести электрон на второй уровень.

Второй энергетический уровень состоит из.«-подуровня и /.(-подуровня, имеющего три орбитали (ячейки). Литий третий электрон посылает на 2«-подуровень. Один непарный электрон обусловливает одновалентность лития. Бериллий вторым электроном заполняет тот же подуровень, поэтому в невозбужденном состоянии у бериллия два парных электрона. Однако незначительной энергии возбуждения оказывается достаточно для того, чтобы перевести один электрон на ^-подуровень, что делает бериллий двухвалентным.

Подобным образом происходит дальнейшее заполнение 2р-под- уровня. Кислород в соединениях двухвалентен. Более высокие валентности кислород не проявляет из-за невозможности распаривания электронов второго уровня и перевода их на третий энергетический уровень.

В отличие от кислорода сера, расположенная под кислородом в той же подгруппе, может проявлять в своих соединениях валентности 2, 4 и 6 благодаря возможности распаривания электронов третьего уровня и перемещения их на ^-подуровень. Заметим, что возможны и другие валентные состояния серы.

Элементы, у которых заполняется s-подуровень, называются «-элементами. Аналогично образуется последовательность р- элементов. Элементы s- и р-подуровней входят в главные подгруппы. Элементы побочных подгрупп - это ^-элементы (неправильное название - переходные элементы).

Удобно подгруппы обозначать символами электронов, благодаря которым образовались входящие в подгруппу элементы, например s" -подгруппа (водород, литий, натрий и др.) или //-подгруппа (кислород, сера и др.).

Если периодическую таблицу построить так, чтобы номера периодов повышались снизу вверх, а в каждую электронную ячейку помещать сначала по одному, а затем по два электрона, получится длиннопериодная периодическая таблица, напоминающая по форме диаграмму распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням.

Е.Н.ФРЕНКЕЛЬ

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.

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:

1-й период – Н, Не – 2 элемента;

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:

N = А – Z = 27 –13 = 14n ,

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:

А (20р + 20n ),

Б (19р + 20n ),

В (20р + 19n ).

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.

Например (рис. 5):

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.

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:

25 Мn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 .

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):

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 Мn 2 О 7 – 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).

Практические выводы

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;

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.

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

а) …4s 2 4p 1 ;

б) …4d 1 5s 2 ;

в) …3d 5 4s 1

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.

Продолжение следует

Каждый период Периодической системы Д. И. Менделеева заканчивается инертным, или благородным, газом.

Самым распространённым из инертных (благородных) газов в атмосфере Земли является аргон, который удалось выделить в чистом виде раньше других аналогов. В чём причина инертности гелия, неона, аргона, криптона, ксенона и радона?

В том, что у атомов инертных газов на внешних, самых удалённых от ядра уровнях находится восемь электронов (у гелия - два). Восемь электронов на внешнем уровне - предельное число для каждого элемента Периодической системы Д. И. Менделеева, кроме водорода и гелия. Это своеобразный идеал прочности энергетического уровня, к которому стремятся атомы всех остальных элементов Периодической системы Д. И. Менделеева.

Добиваться такого положения электронов атомы могут двумя путями: отдавая электроны с внешнего уровня (в этом случае внешний незавершённый уровень исчезает, а предпоследний, который был завершён в предыдущем периоде, становится внешним) или принимая электроны, которых не хватает до заветной восьмёрки. Атомы, имеющие на внешнем уровне меньшее число электронов, отдают их атомам, у которых на внешнем уровне больше электронов. Легко отдать один электрон, когда он единственный на внешнем уровне, атомам элементов главной подгруппы I группы (IA группы). Труднее отдавать два электрона, например, атомам элементов главной подгруппы II группы (IIA группы). Ещё труднее отдавать свои три внешних электрона атомам элементов III группы (IIIA группы).

Тенденцию к отдаче электронов с внешнего уровня имеют атомы элементов-металлов . И чем легче атомы элемента-металла отдают свои внешние электроны, тем в большей степени выражены у него металлические свойства. Понятно поэтому, что наиболее типичными металлами в Периодической системе Д. И. Менделеева являются элементы главной подгруппы I группы (IA группы). И наоборот, тенденцию к принятию недостающих до завершения внешнего энергетического уровня имеют атомы элементов-неметаллов. Из сказанного можно сделать следующий вывод. В пределах периода с увеличением заряда атомного ядра, а соответственно и с увеличением числа внешних электронов металлические свойства химических элементов ослабевают. Неметаллические свойства элементов, характеризующиеся лёгкостью принятия электронов на внешний уровень, при этом усиливаются.

Наиболее типичными неметаллами являются элементы главной подгруппы VII группы (VIIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем уровне атомов этих элементов находятся семь электронов. До восьми электронов на внешнем уровне, т. е. до устойчивого состояния атомов, им не хватает по одному электрону. Они легко их присоединяют, проявляя неметаллические свойства.

А как ведут себя атомы элементов главной подгруппы IV группы (IVA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева? Ведь у них на внешнем уровне четыре электрона, и им, казалось бы, всё равно, отдать или принять четыре электрона. Выяснилось, что на способность атомов отдавать или принимать электроны оказывает влияние не только число электронов на внешнем уровне, но и радиус атома. В пределах периода число энергетических уровней у атомов элементов не изменяется, оно одинаково, а вот радиус уменьшается, так как увеличивается положительный заряд ядра (число протонов в нём). Вследствие этого притяжение электронов к ядру усиливается, и радиус атома уменьшается, атом как бы сжимается. Поэтому становится всё труднее отдать внешние электроны и, наоборот, всё легче принять недостающие до восьми электроны.

В пределах одной и той же подгруппы радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомного ядра, так как при постоянном числе электронов на внешнем уровне (он равен номеру группы) увеличивается число энергетических уровней (оно равно номеру периода). Поэтому атому становится всё легче отдать внешние электроны.

В Периодической системе Д. И. Менделеева с увеличением порядкового номера свойства атомов химических элементов изменяются следующим образом.

Каков же результат принятия или отдачи электронов атомами химических элементов?

Представим себе, что «встречаются» два атома: атом металла IA группы и атом неметалла VIIA группы. У атома металла на внешнем энергетическом уровне находится единственный электрон, а атому неметалла как раз не хватает именно одного электрона, чтобы его внешний уровень оказался завершённым.

Атом металла легко отдаст свой наиболее удалённый от ядра и слабо связанный с ним электрон атому неметалла, который предоставит ему свободное место на своём внешнем энергетическом уровне.

Тогда атом металла, лишённый одного отрицательного заряда, приобретёт положительный заряд, а атом неметалла благодаря полученному электрону превратится в отрицательно заряженную частицу - ион.

Оба атома осуществят свою «заветную мечту» - получат столь желанную восьмёрку электронов на внешнем энергетическом уровне. Но что произойдёт дальше? Разноимённо заряженные ионы в полном соответствии с законом притяжения противоположных зарядов тут же соединятся, т. е. между ними возникнет химическая связь.

Химическую связь, образующуюся между ионами, называют ионной.

Рассмотрим образование этой химической связи на примере хорошо знакомого всем соединения хлорида натрия (поваренной соли):

Процесс превращения атомов в ионы изображён на схеме и рисунке:

Например, ионная связь образуется и при взаимодействии атомов кальция и кислорода:

Такое превращение атомов в ионы происходит всегда при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

В заключение рассмотрим алгоритм (последовательность) рассуждений при записи схемы образования ионной связи, например между атомами кальция и хлора.

1. Кальций - это элемент главной подгруппы II группы (НА группы) Периодической системы Д. И. Менделеева, металл. Его атому легче отдать два внешних электрона, чем принять недостающие шесть:

2. Хлор - это элемент главной подгруппы VII группы (VIIA группы) таблицы Д. И. Менделеева, неметалл. Его атому легче принять один электрон, которого ему не хватает до завершения внешнего энергетического уровня, чем отдать семь электронов с внешнего уровня:

3. Сначала найдём наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2 (2×1). Затем определим, сколько атомов кальция нужно взять, чтобы они отдали два электрона (т. е. надо взять 1 атом Са), и сколько атомов хлора надо взять, чтобы они могли принять два электрона (т. е. нужно взять 2 атома Сl).

4. Схематично образование ионной связи между атомами кальция и хлора можно записать так:

Для выражения состава ионных соединений пользуются формульными единицами - аналогами молекулярных формул.

Цифры, показывающие число атомов, молекул или формульных единиц, называют коэффициентами, а цифры, показывающие число атомов в молекуле или ионов в формульной единице, называют индексами.

В первой части параграфа мы сделали вывод о характере и причинах изменения свойств элементов. Во второй части параграфа приведём ключевые слова.

Ключевые слова и словосочетания

1. Атомы металлов и неметаллов.
2. Ионы положительные и отрицательные.
3. Ионная химическая связь.
4. Коэффициенты и индексы.

Работа с компьютером

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

1. Сравните строение и свойства атомов: а) углерода и кремния; б) кремния и фосфора.
2. Рассмотрите схемы образования ионной связи между атомами химических элементов: а) калия и кислорода; б) лития и хлора; в) магния и фтора.
3. Назовите самый типичный металл и самый типичный неметалл Периодической системы Д. И. Менделеева.
4. Пользуясь дополнительными источниками информации, объясните, почему инертные газы стали называть благородными.