Co se děje s atomy prvků během chemických reakcí? Na čem závisí vlastnosti prvků? Na obě tyto otázky lze dát jednu odpověď: důvod spočívá ve struktuře vnější úrovně V našem článku se podíváme na elektroniku kovů a nekovů a zjistíme vztah mezi strukturou vnější úrovně a. vlastnosti prvků.

Speciální vlastnosti elektronů

Dojde-li k chemické reakci mezi molekulami dvou nebo více činidel, dochází ke změnám ve struktuře elektronových obalů atomů, přičemž jejich jádra zůstávají nezměněna. Nejprve se seznámíme s charakteristikou elektronů umístěných na úrovních atomu nejdále od jádra. Záporně nabité částice jsou uspořádány ve vrstvách v určité vzdálenosti od jádra a od sebe navzájem. Prostor kolem jádra, kde se s největší pravděpodobností nacházejí elektrony, se nazývá elektronový orbital. V něm je zkondenzováno asi 90 % záporně nabitého elektronového oblaku. Samotný elektron v atomu vykazuje vlastnost duality, může se současně chovat jako částice i jako vlna.

Pravidla pro plnění elektronového obalu atomu

Počet energetických hladin, na kterých se částice nacházejí, se rovná počtu period, kde se prvek nachází. Co naznačuje elektronické složení? Ukázalo se, že na vnější energetické úrovni pro s- a p-prvky odpovídají číslu skupiny hlavní podskupiny malých a velkých period. Například atomy lithia první skupiny, které mají dvě vrstvy, mají ve vnějším obalu jeden elektron. Atomy síry obsahují šest elektronů v poslední energetické hladině, protože prvek se nachází v hlavní podskupinašestá skupina atd. Pokud mluvíme o d-prvcích, pak pro ně platí následující pravidlo: počet vnějších negativních částic je 1 (pro chrom a měď) nebo 2. To se vysvětluje tím, že jako náboj jader atomů přibývá, nejprve se zaplní vnitřní d-podúroveň a vnější energetické hladiny zůstávají nezměněny.

Proč se mění vlastnosti prvků malých period?

1., 2., 3. a 7. období jsou považovány za malé. Plynulá změna vlastností prvků při zvyšování jaderných nábojů, od aktivních kovů k inertním plynům, se vysvětluje postupným nárůstem počtu elektronů na vnější úrovni. První prvky v takových obdobích jsou ty, jejichž atomy mají pouze jeden nebo dva elektrony, které lze snadno z jádra odstranit. V tomto případě se vytvoří kladně nabitý kovový iont.

Amfoterní prvky, jako je hliník nebo zinek, vyplňují jejich vnější energetické hladiny malé množství elektrony (1 pro zinek, 3 pro hliník). V závislosti na podmínkách chemické reakce mohou vykazovat vlastnosti kovů i nekovů. Nekovové prvky malých period obsahují 4 až 7 negativních částic na vnějších obalech svých atomů a doplňují je do oktetu a přitahují elektrony z jiných atomů. Například nekov s nejvyšší elektronegativitou, fluor, má v poslední vrstvě 7 elektronů a vždy odebírá jeden elektron nejen z kovů, ale také z aktivních nekovových prvků: kyslíku, chloru, dusíku. Malá období, stejně jako velká, končí inertními plyny, jejichž monatomické molekuly zcela dokončily vnější energetické hladiny až 8 elektronů.

Vlastnosti struktury atomů dlouhých period

Sudé řady period 4, 5 a 6 sestávají z prvků, jejichž vnější obaly obsahují pouze jeden nebo dva elektrony. Jak jsme řekli dříve, vyplňují d- nebo f-podúrovně předposlední vrstvy elektrony. Obvykle se jedná o typické kovy. Fyzické a Chemické vlastnosti Mění se velmi pomalu. Liché řady obsahují prvky, jejichž vnější energetické hladiny jsou vyplněny elektrony podle následující schéma: kovy - amfoterní prvek - nekovy - inertní plyn. Jeho projev jsme již pozorovali ve všech malých obdobích. Například v liché řadě 4. periody je měď kov, zinek amfoterní, dále od galia k bromu dochází ke zvýšení nekovových vlastností. Období končí kryptonem, jehož atomy mají zcela dokončený elektronový obal.

Jak vysvětlit rozdělení prvků do skupin?

Každá skupina – a těch je v zkrácené podobě tabulky osm – se také dělí na podskupiny, nazývané hlavní a vedlejší. Tato klasifikace odráží různé polohy elektronů na vnější energetické úrovni atomů prvků. Ukázalo se, že pro prvky hlavních podskupin, například lithium, sodík, draslík, rubidium a cesium, se poslední elektron nachází na s-podúrovni. Prvky skupiny 7 hlavní podskupiny (halogeny) plní svou p-podúroveň negativními částicemi.

Pro zástupce vedlejších podskupin, jako je chrom, bude typické plnění d-podhladiny elektrony. A u prvků obsažených v rodinách dochází k akumulaci negativních nábojů na f-podúrovni předposlední energetické hladiny. Kromě toho se číslo skupiny zpravidla shoduje s počtem elektronů schopných tvořit chemické vazby.

V našem článku jsme zjistili, jakou strukturu mají vnější energetické hladiny atomů chemických prvků, a určili jejich roli v meziatomových interakcích.

E.N.Frenkel

Výuka chemie

Manuál pro ty, kteří nevědí, ale chtějí se chemii naučit a pochopit

Část I. Základy obecné chemie
(první úroveň obtížnosti)

Pokračování. Začátek viz v č. 13, 18, 23/2007

Kapitola 3. Základní informace o struktuře atomu.
Periodický zákon D.I.Mendělejeva

Pamatujte si, co je atom, z čeho se atom skládá, zda se atom mění v chemických reakcích.

Atom je elektricky neutrální částice skládající se z kladně nabitého jádra a záporně nabitých elektronů.

Počet elektronů se může během chemických procesů měnit, ale jaderný náboj zůstává vždy stejný. Se znalostí rozložení elektronů v atomu (atomové struktury) lze předpovědět mnoho vlastností daného atomu, stejně jako vlastnosti jednoduchých a komplexní látky, jehož součástí je.

Struktura atomu, tzn. Složení jádra a rozložení elektronů kolem jádra lze snadno určit podle polohy prvku v periodické tabulce.

V Mendělejevově periodickém systému jsou chemické prvky uspořádány v určité sekvenci. Tato sekvence úzce souvisí s atomovou strukturou těchto prvků. Každý chemický prvek v systému je přiřazen sériové číslo, navíc pro něj můžete zadat číslo období, číslo skupiny a typ podskupiny.

Sponzorem publikace článku je internetový obchod „Megamech“. V obchodě najdete kožešinové výrobky pro každý vkus - bundy, vesty a kožichy z lišky, nutrie, králíka, norka, stříbrné lišky, polární lišky. Společnost Vám také nabízí nákup luxusních kožešinových výrobků a využití služeb zakázkového krejčovství. Velkoobchod a maloobchod kožešinových výrobků - od rozpočtové kategorie po luxusní třídu, slevy až 50 %, záruka 1 rok, dodání po celé Ukrajině, Rusku, SNS a zemích EU, vyzvednutí ze showroomu v Krivoj Rogu, zboží od předních ukrajinských výrobců, Rusko, Turecko a Čína. Katalog produktů, ceny, kontakty a rady si můžete prohlédnout na webu, který se nachází na adrese: "megameh.com".

Znáte-li přesnou „adresu“ chemického prvku - skupinu, podskupinu a číslo periody, můžete jednoznačně určit strukturu jeho atomu.

Doba je vodorovná řada chemických prvků. Moderní periodický systém má sedm period. První tři období jsou malý, protože obsahují 2 nebo 8 prvků:

1. období – H, He – 2 prvky;

2. perioda – Li… Ne – 8 prvků;

3. období – Na...Ar – 8 prvků.

Ostatní období - velký. Každý z nich obsahuje 2–3 řady prvků:

4. období (2 řady) – K...Kr – 18 prvků;

6. perioda (3 řady) – Cs ... Rn – 32 prvků. Toto období zahrnuje řadu lanthanoidů.

Skupina– svislá řada chemických prvků. Celkem je osm skupin. Každá skupina se skládá ze dvou podskupin: hlavní podskupina A vedlejší podskupina. Například:

Hlavní podskupinu tvoří chemické prvky krátkých period (například N, P) a velkých period (například As, Sb, Bi).

Vedlejší podskupinu tvoří chemické prvky pouze dlouhých period (např. V, Nb,
Ta).

Vizuálně jsou tyto podskupiny snadno rozlišitelné. Hlavní podskupina je „vysoká“, začíná od 1. nebo 2. periody. Sekundární podskupina je „nízká“, začíná od 4. periody.

Takže všichni chemický prvek Periodický systém má svou adresu: období, skupina, podskupina, pořadové číslo.

Například vanad V je chemický prvek 4. periody, skupina V, sekundární podskupina, pořadové číslo 23.

Úkol 3.1. Označte období, skupinu a podskupinu chemických prvků s pořadovými čísly 8, 26, 31, 35, 54.

Úkol 3.2. Uveďte sériové číslo a název chemického prvku, pokud je známo, že se nachází:

a) ve 4. období, VI skupina, sekundární podskupina;

b) v 5. období IV skupina, hlavní podskupina.

Jak mohou informace o poloze prvku v periodické tabulce souviset se strukturou jeho atomu?

Atom se skládá z jádra (které má kladný náboj) a elektronů (které mají záporný náboj). Obecně je atom elektricky neutrální.

Pozitivní atomový jaderný náboj rovné sériovému číslu chemického prvku.

Jádro atomu je komplexní částice. Téměř veškerá hmotnost atomu je soustředěna v jádře. Protože chemický prvek je soubor atomů se stejným jaderným nábojem, jsou vedle symbolu prvku uvedeny následující souřadnice:

Z těchto údajů lze určit složení jádra. Jádro se skládá z protonů a neutronů.

Proton p má hmotnost 1 (1,0073 amu) a náboj +1. Neutron n nemá žádný náboj (neutrální) a jeho hmotnost se přibližně rovná hmotnosti protonu (1,0087 u.m.).

Náboj jádra určují protony. navíc počet protonů je stejný(podle velikosti) náboj atomového jádra, tj. sériové číslo.

Počet neutronů N určeno rozdílem mezi veličinami: „hmotnost jádra“ A a "sériové číslo" Z. Takže pro atom hliníku:

N = A – Z = 27 –13 = 14n,

Úkol 3.3. Určete složení atomových jader, pokud je chemický prvek v:

a) 3. období, skupina VII, hlavní podskupina;

b) 4. období, IV skupina, sekundární podskupina;

c) 5. období, skupina I, hlavní podskupina.

Pozornost! Při určování hmotnostního čísla jádra atomu je nutné zaokrouhlit atomovou hmotnost uvedenou v periodické tabulce. To se děje proto, že hmotnosti protonu a neutronu jsou prakticky celé číslo a hmotnost elektronů lze zanedbat.

Pojďme určit, které z níže uvedených jader patří ke stejnému chemickému prvku:

A (20 R + 20n),

B (19 R + 20n),

VE 20 R + 19n).

Jádra A a B patří k atomům stejného chemického prvku, protože obsahují stejný počet protonů, tj. náboje těchto jader jsou stejné. Výzkumy ukazují, že hmotnost atomu nemá významný vliv na jeho chemické vlastnosti.

Izotopy jsou atomy stejného chemického prvku (stejný počet protonů), které se liší hmotností (různý počet neutronů).

Izotopy a jejich chemické sloučeniny se od sebe liší v fyzikální vlastnosti, ale chemické vlastnosti izotopů jednoho chemického prvku jsou stejné. Izotopy uhlíku-14 (14C) mají tedy stejné chemické vlastnosti jako uhlík-12 (12C), které jsou obsaženy v tkáních jakéhokoli živého organismu. Rozdíl se projevuje pouze v radioaktivitě (izotop 14 C). Proto se izotopy používají k diagnostice a léčbě různých onemocnění a pro vědecký výzkum.

Vraťme se k popisu struktury atomu. Jak je známo, jádro atomu se v chemických procesech nemění. co se mění? Celkový počet elektronů v atomu a rozložení elektronů jsou proměnné. Všeobecné počet elektronů v neutrálním atomu Není těžké to určit - rovná se pořadovému číslu, tzn. náboj atomového jádra:

Elektrony mají záporný náboj –1 a jejich hmotnost je zanedbatelná: 1/1840 hmotnosti protonu.

Záporně nabité elektrony se navzájem odpuzují a jsou v různých vzdálenostech od jádra. V čem elektrony s přibližně stejným množstvím energie jsou umístěny v přibližně stejných vzdálenostech od jádra a tvoří energetickou hladinu.

Počet energetických hladin v atomu se rovná počtu period, ve kterých se chemický prvek nachází. Energetické úrovně jsou konvenčně označovány následovně (například pro Al):

Úkol 3.4. Určete počet energetických hladin v atomech kyslíku, hořčíku, vápníku a olova.

Každá energetická hladina může obsahovat omezený počet elektronů:

První z nich nemá více než dva elektrony;

Druhý nemá více než osm elektronů;

Třetí nemá více než osmnáct elektronů.

Tato čísla ukazují, že například druhá energetická hladina může mít 2, 5 nebo 7 elektronů, ale nemůže mít 9 nebo 12 elektronů.

Je důležité vědět, že bez ohledu na zapnuté číslo energetické hladiny vnější úroveň(poslední) nemůže mít více než osm elektronů. Vnější osmielektronová energetická hladina je nejstabilnější a nazývá se úplná. Takové energetické hladiny se nacházejí v nejvíce neaktivních prvcích – vzácných plynech.

Jak určit počet elektronů ve vnější úrovni zbývajících atomů? Existuje na to jednoduché pravidlo: počet vnějších elektronů rovná se:

U prvků hlavních podskupin - číslo skupiny;

U prvků vedlejších podskupin to nemůže být více než dva.

Například (obr. 5):

Úkol 3.5. U chemických prvků s atomovými čísly 15, 25, 30, 53 uveďte počet vnějších elektronů.

Úkol 3.6. Najděte chemické prvky v periodické tabulce, jejichž atomy mají dokončenou vnější úroveň.

Je velmi důležité správně určit počet vnějších elektronů, protože jsou s nimi spojeny nejdůležitější vlastnosti atomu. Takže dovnitř chemické reakce atomy se snaží získat stabilní, kompletní vnější úroveň (8 E). Proto atomy, které mají na své vnější úrovni málo elektronů, je raději dávají pryč.

Chemické prvky, jejichž atomy jsou schopny pouze darovat elektrony, se nazývají kovy. Je zřejmé, že na vnější úrovni atomu kovu by mělo být málo elektronů: 1, 2, 3.

Pokud je na vnější energetické hladině atomu mnoho elektronů, pak takové atomy mají tendenci přijímat elektrony, dokud není vnější energetická hladina dokončena, tj. až osm elektronů. Takové prvky se nazývají nekovy.

Otázka. Jsou chemické prvky sekundárních podskupin kovy nebo nekovy? Proč?

Odpověď: Kovy a nekovy hlavních podskupin v periodické tabulce jsou odděleny čárou, kterou lze nakreslit od boru po astat. Nad touto linií (a na lince) jsou nekovy, níže - kovy. Všechny prvky vedlejších podskupin se zobrazí pod tímto řádkem.

Úkol 3.7. Určete, zda se jedná o kovy nebo nekovy: fosfor, vanad, kobalt, selen, vizmut. Využijte polohu prvku v periodické tabulce chemických prvků a počet elektronů ve vnějším obalu.

Pro sestavení distribuce elektronů na zbývajících úrovních a podúrovních byste měli použít následující algoritmus.

1. Určete celkový počet elektronů v atomu (podle atomového čísla).

2. Určete počet úrovní energie (podle čísla periody).

3. Určete počet externích elektronů (podle typu podskupiny a čísla skupiny).

4. Uveďte počet elektronů na všech úrovních kromě předposlední.

Například podle odstavců 1–4 se pro atom manganu stanoví:

Celkem 25 E; distribuované (2 + 8 + 2) = 12 E; To znamená, že na třetí úrovni je: 25 – 12 = 13 E.

Získali jsme rozložení elektronů v atomu manganu:

Úkol 3.8. Algoritmus vypracujte nakreslením diagramů struktury atomů pro prvky č. 16, 26, 33, 37. Uveďte, zda se jedná o kovy nebo nekovy. Vysvětli svoji odpověď.

Při sestavování výše uvedených schémat struktury atomu jsme nebrali v úvahu, že elektrony v atomu obsazují nejen hladiny, ale i určité podúrovně každou úroveň. Typy podúrovní jsou označeny latinkou: s, p, d.

Počet možných podúrovní se rovná číslu úrovně. První úroveň se skládá z jedné
s-podúroveň. Druhá úroveň se skládá ze dvou podúrovní - s A R. Třetí úroveň – ze tří podúrovní – s, p A d.

Každá podúroveň může obsahovat přísně omezený počet elektronů:

na s-podúrovni – ne více než 2e;

na podúrovni p - ne více než 6e;

na d-sublevel – ne více než 10e.

Podúrovně stejné úrovně se vyplňují v přesně definovaném pořadí: spd.

Tím pádem, R-podúroveň se nemůže začít vyplňovat, pokud není vyplněna s-podúroveň dané energetické hladiny atd. Na základě tohoto pravidla není obtížné vytvořit elektronickou konfiguraci atomu manganu:

Obvykle elektronová konfigurace atomu mangan se píše takto:

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

Úkol 3.9. Sestav elektronové konfigurace atomů pro chemické prvky č. 16, 26, 33, 37.

Proč je nutné vytvářet elektronické konfigurace atomů? Aby bylo možné určit vlastnosti těchto chemických prvků. Je třeba mít na paměti, že v chemické procesy pouze účastnit valenční elektrony.

Valenční elektrony jsou ve vnější energetické hladině a jsou neúplné
d-sublevel pre-externí úrovně.

Pojďme určit počet valenčních elektronů pro mangan:

nebo zkráceně: Mn... 3 d 5 4s 2 .

Co lze určit vzorcem pro elektronovou konfiguraci atomu?

1. Co je to za prvek - kov nebo nekov?

Mangan je kov, protože vnější (čtvrtá) úroveň obsahuje dva elektrony.

2. Jaký proces je charakteristický pro kov?

Atomy manganu se vždy vzdávají elektronů pouze v reakcích.

3. Jaké elektrony a kolik jich vzdá atom manganu?

Při reakcích se atom manganu vzdává dvou vnějších elektronů (jsou nejdále od jádra a jsou jím nejslabší) a také pěti vnějších elektronů. d-elektrony. Celkový počet valenčních elektronů je sedm (2 + 5). V tomto případě zůstane osm elektronů na třetí úrovni atomu, tzn. je vytvořena dokončená externí úroveň.

Všechny tyto argumenty a závěry lze reflektovat pomocí diagramu (obr. 6):

Výsledné konvenční náboje atomu se nazývají oxidační stavy.

Vzhledem ke struktuře atomu lze podobným způsobem ukázat, že typické oxidační stavy pro kyslík jsou –2 a pro vodík +1.

Otázka. Se kterým chemickým prvkem může mangan tvořit sloučeniny, vezmeme-li v úvahu jeho výše získané oxidační stavy?

ODPOVĚĎ: Pouze s kyslíkem, protože jeho atom má oxidační stav opačného náboje. Vzorce odpovídajících oxidů manganu (zde oxidační stavy odpovídají mocenstvím těchto chemických prvků):

Struktura atomu manganu naznačuje, že mangan nemůže mít vyšší stupeň oxidace, protože v tomto případě by bylo nutné dotknout se stabilní, nyní dokončené, předexterní úrovně. Proto je oxidační stav +7 nejvyšší a odpovídající oxid Mn 2 O 7 je nejvyšší oxid manganu.

Chcete-li konsolidovat všechny tyto koncepty, zvažte strukturu atomu telluru a některé jeho vlastnosti:

Jako nekov může atom Te přijmout 2 elektrony před dokončením vnější úrovně a vzdát se „extra“ 6 elektronů:

Úkol 3.10. Nakreslete elektronové konfigurace atomů Na, Rb, Cl, I, Si, Sn. Určete vlastnosti těchto chemických prvků, vzorce jejich nejjednodušších sloučenin (s kyslíkem a vodíkem).

Praktické závěry

1. Chemických reakcí se účastní pouze valenční elektrony, které mohou být pouze v posledních dvou úrovních.

2. Atomy kovu mohou darovat pouze valenční elektrony (všechny nebo několik), přičemž přijímají kladné oxidační stavy.

3. Atomy nekovů mohou přijímat elektrony (až osm chybějících), přičemž nabývají záporných oxidačních stavů a ​​vzdát se valenčních elektronů (všech nebo několika), přičemž nabývají kladných oxidačních stavů.

Porovnejme nyní vlastnosti chemických prvků jedné podskupiny, například sodíku a rubidia:
Ne...3 s 1 a Rb...5 s 1 .

Co mají společného atomové struktury těchto prvků? Na vnější úrovni každého atomu je jeden elektron aktivními kovy. Kovová činnost je spojena se schopností vzdát se elektronů: čím snáze se atom elektronů vzdává, tím výraznější jsou jeho kovové vlastnosti.

Co drží elektrony v atomu? Jejich přitažlivost k jádru. Čím blíže jsou elektrony k jádru, tím silněji jsou přitahovány jádrem atomu, tím obtížnější je je „odtrhnout“.

Na základě toho odpovíme na otázku: který prvek - Na nebo Rb - se snáze vzdává svého vnějšího elektronu? Který prvek je aktivnější kov? Očividně rubidium, protože jeho valenční elektrony jsou dále od jádra (a jádrem drženy méně pevně).

Závěr. V hlavních podskupinách se shora dolů zvyšují kovové vlastnosti, protože

Poloměr atomu se zvětšuje a valenční elektrony jsou méně přitahovány k jádru. s 2 3p Porovnejme vlastnosti chemických prvků skupiny VIIa: Cl...3 s 2 5p 5 .

5 a já...5

Oba chemické prvky jsou nekovy, protože K dokončení vnější úrovně chybí jeden elektron. Tyto atomy budou aktivně přitahovat chybějící elektron. Navíc, čím silněji atom nekovu přitahuje chybějící elektron, tím výraznější se objevují jeho nekovové vlastnosti (schopnost přijímat elektrony).

Co způsobuje přitažlivost elektronu? Kvůli kladnému náboji atomového jádra. Navíc, čím blíže je elektron k jádru, tím silnější je jejich vzájemná přitažlivost, tím aktivnější je nekov.

ODPOVĚĎ: Samozřejmě s chlórem, protože jeho valenční elektrony jsou umístěny blíže k jádru.

Závěr. Aktivita nekovů v podskupinách klesá shora dolů, protože Poloměr atomu se zvětšuje a pro jádro je stále obtížnější přitahovat chybějící elektrony.

Porovnejme vlastnosti křemíku a cínu: Si...3 s 2 3p 2 a Sn...5 s 2 5p 2 .

Vnější úroveň obou atomů má čtyři elektrony. Tyto prvky v periodické tabulce jsou však na opačných stranách čáry spojující bor a astat. Proto má křemík, jehož symbol se nachází nad čárou B–At, výraznější nekovové vlastnosti. Naopak cín, jehož symbol je pod čarou B–At, vykazuje silnější kovové vlastnosti. To se vysvětluje skutečností, že v atomu cínu jsou z jádra odstraněny čtyři valenční elektrony. Proto je doplnění chybějících čtyř elektronů obtížné. Přitom k uvolňování elektronů z páté energetické hladiny dochází celkem snadno. U křemíku jsou možné oba procesy, přičemž převládá první (přijímání elektronů).

Závěry ke kapitole 3.Čím méně vnějších elektronů je v atomu a čím dále jsou od jádra, tím silnější jsou kovové vlastnosti.

Čím více vnějších elektronů je v atomu a čím blíže jsou jádru, tím více se objevují nekovové vlastnosti.

Na základě závěrů formulovaných v této kapitole lze sestavit „charakteristiku“ pro jakýkoli chemický prvek periodické tabulky.

Vlastnost Popis Algoritmus
chemický prvek svou polohou
v periodické tabulce

1. Nakreslete schéma struktury atomu, tzn. určit složení jádra a distribuci elektronů napříč energetickými hladinami a podúrovněmi:

Určete celkový počet protonů, elektronů a neutronů v atomu (atomovým číslem a relativní atomovou hmotností);

Určete počet úrovní energie (podle čísla periody);

Určete počet vnějších elektronů (podle typu podskupiny a čísla skupiny);

Uveďte počet elektronů ve všech energetických hladinách kromě předposlední;

2. Určete počet valenčních elektronů.

3. Určete, které vlastnosti - kovové nebo nekovové - jsou u daného chemického prvku výraznější.

4. Určete počet daných (přijatých) elektronů.

5. Určete nejvyšší a nejnižší oxidační stav chemického prvku.

6. Komponujte pro tyto oxidační stavy chemické vzorce nejjednodušší sloučeniny s kyslíkem a vodíkem.

7. Určete povahu oxidu a vytvořte rovnici pro jeho reakci s vodou.

8. Pro látky uvedené v odstavci 6 vytvořte rovnice charakteristických reakcí (viz kapitola 2).

Úkol 3.11. Pomocí výše uvedeného schématu vytvořte popisy atomů síry, selenu, vápníku a stroncia a vlastnosti těchto chemických prvků. Jaké obecné vlastnosti vykazují jejich oxidy a hydroxidy?

Pokud jste absolvovali cvičení 3.10 a 3.11, pak si snadno všimnete, že nejen atomy prvků stejné podskupiny, ale i jejich sloučeniny mají společné vlastnosti a podobné složení.

Periodický zákon D.I.Mendělejeva:vlastnosti chemických prvků, jakož i vlastnosti jimi tvořených jednoduchých a složitých látek, jsou periodicky závislé na náboji jader jejich atomů.

Fyzikální význam periodického zákona: vlastnosti chemických prvků se periodicky opakují, protože konfigurace valenčních elektronů (rozložení elektronů vnější a předposlední úrovně) se periodicky opakují.

Chemické prvky stejné podskupiny tedy mají stejné rozložení valenčních elektronů, a tudíž i podobné vlastnosti.

Například chemické prvky skupiny pět mají pět valenčních elektronů. Přitom v chemických atomech prvky hlavních podskupin– všechny valenční elektrony jsou ve vnější úrovni: ... ns 2 n.p. 3 kde n– číslo období.

U atomů prvky sekundárních podskupin Ve vnější úrovni jsou pouze 1 nebo 2 elektrony, zbytek je uvnitř d-podúroveň předexterní úrovně: ... ( n – 1)d 3 ns 2 kde n– číslo období.

Úkol 3.12. Sestavte stručné elektronické vzorce pro atomy chemických prvků č. 35 a 42 a poté podle algoritmu sestavte rozložení elektronů v těchto atomech. Ujistěte se, že se vaše předpověď naplní.

Cvičení ke kapitole 3

1. Formulujte definice pojmů „období“, „skupina“, „podskupina“. Co mají společného chemické prvky, které tvoří: a) tečku? b) skupina; c) podskupina?

2. Co jsou izotopy? Jaké vlastnosti – fyzikální nebo chemické – mají izotopy stejné vlastnosti? Proč?

3. Formulujte periodický zákon D.I. Vysvětlete jeho fyzikální význam a ilustrujte na příkladech.

4. Jaké jsou kovové vlastnosti chemických prvků? Jak se mění v rámci skupiny a za určité období? Proč?

5. Jaké jsou nekovové vlastnosti chemických prvků? Jak se mění v rámci skupiny a za určité období? Proč?

6. Napište krátké elektronické vzorce pro chemické prvky č. 43, 51, 38. Potvrďte své domněnky popisem struktury atomů těchto prvků pomocí výše uvedeného algoritmu. Určete vlastnosti těchto prvků.

7. Podle stručných elektronických vzorců

a) ...4 s 2 4p 1;

b) ...4 d 1 5s 2 ;

ve 3 d 5 4 s 1

určit polohu odpovídajících chemických prvků v periodické tabulce D.I. Pojmenujte tyto chemické prvky. Potvrďte své domněnky popisem struktury atomů těchto chemických prvků podle algoritmu. Uveďte vlastnosti těchto chemických prvků.

Pokračování příště

Malyugina 14. Vnější a vnitřní energetické hladiny. Úplnost energetické hladiny.

Připomeňme si krátce, co již víme o struktuře elektronového obalu atomů:

ü počet energetických hladin atomu = číslo periody, ve které se prvek nachází;

ü maximální kapacita každé energetické hladiny se vypočítá pomocí vzorce 2n2

ü vnější energetický obal nesmí obsahovat více než 2 elektrony pro prvky 1. periody a více než 8 elektronů pro prvky ostatních period

Vraťme se ještě jednou k analýze schématu plnění energetických hladin v prvcích malých období:

Tabulka 1. Úrovně plnící energie

pro prvky malých období

Číslo období	Počet úrovní energie = číslo periody	Symbol prvku, jeho sériové číslo	Celkový elektrony	Distribuce elektronů podle energetických hladin	Číslo skupiny
				H +1 )1	+1 N, 1e-
		NE + 2 ) 2	+2 Ne, 2e-
				Li + 3 ) 2 ) 1	+ 3 Li, 2e-, 1e-
		Ve +4 ) 2 )2	+ 4 Být, 2e-,2 E-
		V +5 ) 2 )3	+5 B, 2e-, 3e-
		C +6 ) 2 )4	+6 C, 2e-, 4e-
		N + 7 ) 2 ) 5	+ 7 N, 2e-,5 E-
		Ó + 8 ) 2 ) 6	+ 8 Ó, 2e-,6 E-
		F + 9 ) 2 ) 7	+ 9 F, 2e-,7 E-
		Ne + 10 ) 2 ) 8	+ 10 Ne, 2e-,8 E-
				Na + 11 ) 2 ) 8 )1	+1 1 Na, 2e-, 8e-, 1e-
		Mg + 12 ) 2 ) 8 )2	+1 2 Mg, 2e-, 8e-, 2 E-
		Al + 13 ) 2 ) 8 )3	+1 3 Al, 2e-, 8e-, 3 E-
		Si + 14 ) 2 ) 8 )4	+1 4 Si, 2e-, 8e-, 4 E-
		P + 15 ) 2 ) 8 )5	+1 5 P, 2e-, 8e-, 5 E-
		S + 16 ) 2 ) 8 )6	+1 5 P, 2e-, 8e-, 6 E-
		Cl + 17 ) 2 ) 8 )7	+1 7 Cl, 2e-, 8e-, 7 E-
18 Ar		Ar+ 18 ) 2 ) 8 )8	+1 8 Ar, 2e-, 8e-, 8 E-

Analyzujte tabulku 1. Porovnejte počet elektronů v poslední energetické hladině a počet skupiny, ve které se chemický prvek nachází.

Všimli jste si toho? počet elektronů ve vnější energetické hladině atomů se shoduje s číslem skupiny, ve kterém se prvek nachází (s výjimkou helia)?

!!! Toto pravidlo je pravdivé pouze pro prvky hlavní podskupiny

Každé období systému končí inertním prvkem(helium He, neon Ne, argon Ar). Vnější energetická hladina těchto prvků obsahuje maximální možný počet elektronů: helium -2, zbývající prvky - 8. Jedná se o prvky skupiny VIII hlavní podskupiny. Nazývá se energetická hladina podobná struktuře energetické hladiny inertního plynu dokončeno. Jedná se o jakýsi limit síly úrovně energie pro každý prvek Periodická tabulka. Molekuly jednoduchých látek - inertní plyny - se skládají z jednoho atomu a vyznačují se chemickou inertností, to znamená, že prakticky nevstupují do chemických reakcí.

U ostatních prvků PSHE se úroveň energie liší od úrovně energie inertního prvku, takové úrovně se nazývají nedokončený. Atomy těchto prvků se snaží dokončit vnější energetickou hladinu tím, že dávají nebo přijímají elektrony.

Otázky pro sebeovládání

1. Jaká energetická hladina se nazývá vnější?

2. Jaká energetická hladina se nazývá vnitřní?

3. Jaká energetická hladina se nazývá úplná?

4. Prvky které skupiny a podskupiny mají dokončenou energetickou hladinu?

5. Jaký je počet elektronů ve vnější energetické hladině prvků hlavních podskupin?

6. Jak jsou prvky jedné hlavní podskupiny podobné ve struktuře elektronických úrovní?

7. Kolik elektronů ve vnější hladině obsahují prvky a) skupiny IIA;

b) skupina IVA; c) VII A skupina

Zobrazit odpověď

1. Poslední

2. Libovolné kromě posledního

3. Ten, který obsahuje maximální počet elektronů. A také vnější úroveň, pokud obsahuje 8 elektronů pro první periodu - 2 elektrony.

4. Prvky skupiny VIIIA (inertní prvky)

5. Číslo skupiny, ve které se prvek nachází

6. Všechny prvky hlavních podskupin na vnější energetické úrovni obsahují tolik elektronů, kolik je číslo skupiny

7. a) prvky skupiny IIA mají ve vnější úrovni 2 elektrony; b) prvky skupiny IVA mají 4 elektrony; c) Prvky skupiny VII A mají 7 elektronů.

Úkoly pro samostatné řešení

1. Identifikujte prvek na základě následujících charakteristik: a) má 2 elektronické úrovně, na vnější - 3 elektrony; b) má 3 elektronické úrovně, na vnější - 5 elektronů. Zapište rozložení elektronů na energetických hladinách těchto atomů.

2. Které dva atomy mají stejný počet naplněných energetických hladin?

Zobrazit odpověď:

1. a) Stanovme „souřadnice“ chemického prvku: 2 elektronické úrovně – II perioda; 3 elektrony ve vnější úrovni – skupina III A. Jedná se o bor 5B. Schéma rozložení elektronů podle energetických hladin: 2e-, 3e-

b) III perioda, VA skupina, prvek fosfor 15P. Schéma rozložení elektronů podle energetických hladin: 2e-, 8e-, 5e-

2. d) sodík a chlór.

Vysvětlení a) sodík: +11 )2)8 )1 (vyplněno 2) ←→ vodík: +1)1

b) helium: +2 )2 (vyplněno 1) ←→ vodík: vodík: +1)1

c) helium: +2 )2 (vyplněno 1) ←→ neon: +10 )2)8 (vyplněno 2)

*G) sodík: +11 )2)8 )1 (naplněno 2) ←→ chlór: +17 )2)8 )7 (vyplněno 2)

4. Deset. Počet elektronů = atomové číslo

5 c) arsen a fosfor. Atomy umístěné ve stejné podskupině mají stejný počet elektronů.

Vysvětlivky:

a) sodík a hořčík (v různých skupinách); b) vápník a zinek (ve stejné skupině, ale v různých podskupinách); * c) arsen a fosfor (v jedné, hlavní, podskupině) d) kyslík a fluor (v různých skupinách).

7. d) počet elektronů ve vnější hladině

8. b) počet energetických hladin

9. a) lithium (nachází se ve skupině IA období II)

10. c) křemík (skupina IVA, období III)

11. b) bór (2 úrovně - IIdoba, 3 elektrony ve vnější úrovni – IIIAskupina)

Na vnější energetické úrovni atomů železa, kobaltu a niklu jsou každý 2 elektrony. V podúrovni d předposlední energetické hladiny mají železo, kobalt a nikl 6, 7 a 8 elektronů. Charakteristické oxidační stavy kovů ze skupiny železa jsou +2 a +3 (jsou známé sloučeniny, ve kterých vykazují oxidační stavy +1, +4 a +6, např. železitan draselný K 2 FeO 4, ale takové sloučeniny jsou málo a daleko). Pro železo jsou stabilnější sloučeniny s oxidačním stavem (+3) a pro nikl a kobalt - (+2). Proto je Fe 2+ poměrně silné redukční činidlo, zatímco Ni 2+ a Co 2+ tyto vlastnosti ve znatelné míře nemají, sloučeniny kobaltu a niklu jsou na vzduchu zcela stabilní. V oxidačním stavu +3 vykazují oxidační vlastnosti železo, kobalt a nikl v řadě Fe 3+ - Ni 3+ - Co 3+.

Vlastnosti železa, kobaltu a niklu jsou si navzájem velmi podobné (feromagnetičnost, katalytická aktivita, schopnost tvořit barevné ionty, tvorba komplexu). Existují však také rozdíly mezi nimi: železo, v jeho magnetické vlastnosti vyniká v triádě, redukční aktivita železa je mnohem větší než u kobaltu a niklu, které jsou svými elektrodovými potenciály blíže cínu než železu.

Při zahřívání kovy ze skupiny železa prudce reagují s metaloidy, jako je chlór, brom, kyslík, síra atd. Chemicky čisté železo, kobalt a nikl se vlivem vzduchu a vody nemění. Běžné železo však obsahuje různé nečistoty, takže na vlhkém vzduchu koroduje. Výsledná vrstva rzi je křehká a porézní, nezabraňuje kontaktu kovu životní prostředí a nechrání jej před další oxidací. Při vysokých teplotách železo interaguje s vodou a vytlačuje z ní vodík. Železo se snadno rozpouští ve zředěných kyselinách; kobalt a nikl jsou mnohem obtížnější.

Při vysoké koncentraci kyselin za studena dochází k pasivaci železa, které se pokrývá tenkým filmem oxidů. Oxidy všech tří kovů (FeO, CoO, NiO) jsou ve vodě nerozpustné. Jejich hydráty se získávají působením alkálií na rozpustné soli. Hydráty oxidů vykazují základní vlastnosti. Hydroxid Fe(OH)2 při interakci se vzdušným kyslíkem a vodou rychle oxiduje:

4Fe(OH)2 + 02 + 2H20 = 4Fe(OH)3.

Oxidace iontů Co 2+ a zejména Ni 2+ je trochu obtížnější. Z oxidů a hydroxidů Fe, Co, Ni jsou pouze Fe 2 O 3 a Fe(OH) 3 amfoterní s převahou bazických vlastností. Oxidy a hydroxidy kobaltu a niklu jsou silná oxidační činidla; při interakci s kyselinami se redukují na soli dvojmocných kovů:

Co203 + 6HC1 = 2CoC12 + Cl2 + 3H20;

4Ni(OH)3 + 4H2SO4 = 4NiSO4 + O2 + 10H20

Sloučeniny Fe 3+ jsou slabá oxidační činidla a působením redukčních činidel se přeměňují na deriváty Fe 2+:

H2S + Fe2 (SO 4) 3 = S + 2FeSO 4 + H 2SO 4

Mnoho jednoduchých i složitých iontů prvků železa, kobaltu a niklu je zbarveno. Hydratované ionty Co2+ jsou tedy růžové, Ni2+ jsou zelené, Fe3+ in vodný roztok díky hydrolýze má hnědožlutou barvu.

Atom je elektricky neutrální částice skládající se z kladně nabitého jádra a záporně nabitého elektronového obalu. Jádro se nachází ve středu atomu a skládá se z kladně nabitých protonů a nenabitých neutronů, které drží pohromadě jaderné síly. Jadernou strukturu atomu experimentálně prokázal v roce 1911 anglický fyzik E. Rutherford.

Počet protonů určuje kladný náboj jádra a je roven atomovému číslu prvku. Počet neutronů se vypočítá jako rozdíl mezi atomovou hmotností a atomovým číslem prvku. Prvky, které mají stejný jaderný náboj (stejný počet protonů), ale různou atomovou hmotnost (různý počet neutronů), se nazývají izotopy. Hmotnost atomu je soustředěna především v jádře, protože zanedbatelnou hmotnost elektronů lze zanedbat. Atomová hmotnost se rovná součtu hmotností všech protonů a všech neutronů v jádře.
Chemický prvek je druh atomu se stejným jaderným nábojem. V současné době je známo 118 různých chemických prvků.

Všechny elektrony atomu tvoří jeho elektronový obal. Elektronový obal má záporný náboj rovný celkovému počtu elektronů. Počet elektronů v obalu atomu se shoduje s počtem protonů v jádře a rovná se atomovému číslu prvku. Elektrony ve slupce jsou rozděleny mezi elektronické vrstvy podle energetických zásob (elektrony s podobnými energetickými hodnotami tvoří jednu elektronovou vrstvu): elektrony s nižší energií jsou blíže k jádru, elektrony s více energie jsou dále od jádra. Počet elektronických vrstev (energetických hladin) se shoduje s počtem period, ve kterých se chemický prvek nachází.

Existují dokončené a neúplné energetické úrovně. Úroveň je považována za úplnou, pokud obsahuje maximální možný počet elektronů (první úroveň - 2 elektrony, druhá úroveň - 8 elektronů, třetí úroveň - 18 elektronů, čtvrtá úroveň - 32 elektronů atd.). Neúplná hladina obsahuje méně elektronů.
Úroveň nejvzdálenější od jádra atomu se nazývá vnější. Elektrony umístěné ve vnější energetické hladině se nazývají vnější (valenční) elektrony. Počet elektronů ve vnější energetické hladině se shoduje s počtem skupiny, ve které se chemický prvek nachází. Vnější úroveň je považována za úplnou, pokud obsahuje 8 elektronů. Atomy prvků skupiny 8A (inertní plyny helium, neon, krypton, xenon, radon) mají dokončenou vnější energetickou hladinu.

Prostorová oblast kolem jádra atomu, ve které se s největší pravděpodobností nachází elektron, se nazývá elektronový orbital. Orbitaly se liší energetickou hladinou a tvarem. Podle jejich tvaru se rozlišují s-orbitaly (koule), p-orbitaly (osmý svazek), d-orbitaly a f-orbitaly. Každá energetická úroveň má svou vlastní sadu orbitalů: na první energetické úrovni - jeden s-orbital, na druhé energetické úrovni - jeden s- a tři p-orbitaly, na třetí energetické úrovni - jeden s-, tři p-, pět d-orbitalů, na čtvrté energetické úrovni je jeden s-, tři p-, pět d-orbitalů a sedm f-orbitalů. Každý orbital pojme maximálně dva elektrony.
Distribuce elektronů přes orbitaly se odráží pomocí elektronických vzorců. Například pro atom hořčíku bude distribuce elektronů napříč energetickými hladinami následující: 2e, 8e, 2e. Tento vzorec ukazuje, že 12 elektronů atomu hořčíku je rozděleno do tří energetických úrovní: první úroveň je úplná a obsahuje 2 elektrony, druhá úroveň je úplná a obsahuje 8 elektronů, třetí úroveň je neúplná, protože obsahuje 2 elektrony. Pro atom vápníku bude distribuce elektronů napříč energetickými hladinami následující: 2e, 8e, 8e, 2e. Tento vzorec ukazuje, že 20 elektronů vápníku je rozděleno do čtyř energetických úrovní: první úroveň je úplná a obsahuje 2 elektrony, druhá úroveň je úplná a obsahuje 8 elektronů, třetí úroveň je neúplná, protože obsahuje 8 elektronů, čtvrtá úroveň není dokončena, protože obsahuje 2 elektrony.