Чем меньше электронов на внешнем уровне

Чем меньше электронов на внешнем уровне

Зависимость свойств элементов от периодического изменения электронных структур атомов

Рассмотрим зависимость свойств элементов от их положения в периодической системе. Свойства элементов зависят от числа валентных электронов, равное номеру группы в периодической таблицы.

Элементы, имеют завершены внешние энергетические уровни и содержит восемь электронов, является наиболее устойчивыми. Именно этим объясняется химическая инертность гелия, неона и аргона: они вообще не вступают в химические реакции. Атомы всех других химических элементов стремятся отдать или присоединить электроны, чтобы их электронная оболочка оказалась стойкой, при этом они превращаются в заряженные частицы.

Металлические свойства тем больше и, соответственно, неметаллические свойства тем меньше, чем легче отдается электрон с внешнего энергетического уровня. Отдать электрон с внешнего энергетического уровня тем легче, чем больше атомный радиус, благодаря тому, что сила притяжения ядра и электронов уменьшается с ростом расстояния между ними. Следовательно, изменение металлических свойств химических элементов будет аналогичная изменении их атомных радиусов. Поэтому в главных подгруппах металлические свойства с увеличением порядкового номера увеличиваются, а в периодах с увеличением порядкового номера металлические свойства уменьшаются. Неметаллические свойства, наоборот, в главных подгруппах с увеличением порядкового номера уменьшаются, а в периодах с увеличением порядкового номера увеличиваются.

Например, расположим химические элементы Al, S, Mg, Cl, Na в порядке увеличения неметаллических свойств. Приведенные химические элементы находятся в третьем периоде. В периодах неметаллические свойства с увеличением порядкового номера увеличиваются. Следовательно, указанные химические элементы надо записать в порядке увеличения их порядковых номеров: Na, Mg, Al, S, Cl.

Рассмотрим взаимосвязь между положением химических элементов в периодической системе и свойствами оксидов и соответствующих гидроксидов, которые образуют эти химические элементы, на примере элементов третьего периода. К третьему периоду относятся химические элементы: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar. Эти элементы образуют высшие оксиды такого состава (инертный химический элемент Аргон оксида не образует): , , , , , , .

Так же можно проанализировать характер изменения в периоде свойств гидроксидов, которые соответствуют высшим оксидам: , , , , , , .

Следовательно, в ряде элементов определенного периода ослабляются свойства основных оксидов и соответствующих им гидроксидов, а кислотные свойства в том же направлении усиливаются. Переход от основных к кислотным оксидов, и, соответственно, от основ до кислот осуществляется в периоде через амфотерный оксид или гидроксид. Такая закономерность справедлива для второго и третьего периодов периодической системы. Для элементов больших периодов наблюдаются более сложные закономерности.

При переходе от одного периода к другому конфигурация внешнего электронного слоя периодически повторяется, при этом повторяются и свойства химических элементов, их простых веществ и их соединений. Это и является главным объяснением смысла периодического закона Д. И. Менделеева.

Источник

Периодический закон

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.

Период, группа и электронная конфигурация

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Длина связи

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Основные и кислотные свойства

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Восстановительные и окислительные свойства

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H₂O, H₂S, H₂Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H₂SO₄, SO₃.

На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Чем меньше электронов на внешнем уровне

I. Периодический закон в свете теории строения атомов

II. Периодическая система в свете теории строения атома

Равен числу протоновв ядре.

Равен числу электронов в атоме.

Горизонтальный ряд элементов.

1,2,3 – малые; 4,5,6 – большие; 7 – незавершенный.

В 1 периоде всего два элемента и больше быть не может. Это определяется формулой N = 2n 2

Каждый период начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом.

В периоде слева направо:

1.относит. атомная масса – увеличивается

2.заряд ядра – увеличивается

3.количество энерг. уровней – постоянно

5.радиус атомов – уменьшается

Следовательно, внешние электроны удерживаются сильнее, и металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются

В малых периодах этот переход происходит через 8 элементов, в больших – через 18 или 32.

В малых периодах валентность увеличивается от 1 до 7 один раз, в больших – два раза. В том месте, где происходит скачок в изменении высшей валентности, период делится на два рядя.

От периода к периоду происходит резкий скачок в изменении свойств элементов, так как появляется новый энергетический уровень.

Вертикальный ряд элементов.

Подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы.

В группе, в главной подгруппе сверху вниз:

1.относит. атомная масса – увеличивается

2.число электронов на внеш. уровне – постоянно

3.заряд ядра – увеличивается

4.кол – во энерг. уровней – увеличивается

Следовательно, внешние электроны удерживаются слабее, и металлические свойства элементов усиливаются, неметаллические- ослабевают.

Элементы некоторых подгрупп имеют названия:

1а группа – щелочные металлы

2а – щелочноземельные металлы

8а – инертные газы (имеют завершённый внешний уровень)

Выводы:

1. Чем меньше электронов на внешнем уровне и больше радиус атома, тем меньше электроотрицательность и легче отдавать внешние электроны, следовательно, тем сильнее выражены металлические свойства

Чем больше электронов на внешнем уровне и меньше радиус атома, тем больше электроотрицательность и тем легче принимать электроны, следовательно, тем сильнее неметаллические свойства.

2. Для металлов характерна отдача электронов, для неметаллов – прием.

III. Особое положение водорода в периодической системе

Водород в периодической системе занимает две клетки (в одной из них заключен в скобки) – в 1 группе и в 7 – ой.

В первой группе водород стоит потому, что у него, как и у элементов первой группы, на внешнем уровне один электрон.

В седьмой группе водород стоит потому, что у него, как и у элементов седьмой группы, до завершения энергетического уровня.

IV. План – алгоритм характеристики элемента по его положению в ПСХЭ Д. И. Менделеева

4.Номер периода (большой 4-7 или малый 1-3)

5.Номер группы, подгруппа (главная «А» или побочная «Б»)

6.Состав атома: число электронов, число протонов, число нейтронов

Подсказка!

Число электронов = числу протонов = порядковому номеру;

Число нейтронов = атомная масса (Ar из таблицы Менделеева) – число протонов.

7. Вид элемента (s, p, d, f)

Подсказка!

s-элементы: это первые два элемента в 1-7 периодах;

p-элементы: последние шесть элементов1-6 периодов;

d-элементы: это элементы больших периодов (по 10 штук) между s— и p-элементами;

f-элементы: это элементы 6 и 7 периодов – лантаноиды и актиноиды, они вынесены вниз таблицы.

8.Схема строения атома (распределение электронов по энергоуровням), завершённость внешнего уровня.

Подсказка! Для написания схемы нужно знать следующее:

Заряд ядра атома = порядковому номеру атома;

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

У s— и p-элементов на последнем (внешнем) от ядра энергетическом уровне число электронов равно номеру группы, в которой находится элемент.

У d— элементов на последнем уровне число электронов всегда равно 2 (исключения – хром, медь, серебро, золото и некоторые другие на последнем уровне содержат 1 электрон).

Максимальное возможное число электронов на уровнях определяют по формуле N_{электронов} = 2n 2 , где n – номер энергоуровня.

Например, I уровень – 2 электрона, II – 8 электронов, III – 18 электронов, IV – 32 электрона и т.д.

9.Электронная и электронно-графическая формулы строения атома

Подсказка!

Для написания электронной формулы используйте шкалу энергий:

1s Помните! На s – орбитали максимум может быть 2 электрона, на p – 6, на d – 10, на f – 14 электронов.

Например, ₊₁₁Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; ₊₂₂Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

10.Металл или неметалл

Подсказка!

К металлам относятся: все d— и f-элементы, все s-элементы (исключения водород и гелий), некоторые p-элементы.

11.Высший оксид (только для s, p)

Подсказка!

Общая формула высшего оксида дана под группой химических элементов (R₂O, RO и т.д.)

12.Летучее водородное соединение (только для s, p)

Подсказка!

V. Задание для самостоятельной работы

Дайте характеристику следующим элементам по плану: кальций, фосфор, медь.

Источник

Чем меньше электронов на внешнем уровне

• металлические элементы образуют простые вещества металлы и вещества преимущественно с основными свойствами;

• неметаллические элементы образуют неметаллы и вещества преимущественно с кислотными свойствами; металлы активно реагируют с неметаллами.

У электронной оболочки нет четких границ, поэтому радиус атомов определяют по расстоянию между ядрами соединенных атомов. Размер ядра атома по сравнению с размером атома мизерный, поэтому размер атомного ядра никоим образом не влияет на размер атомов (рис. 15.1). Радиус атомов полностью обусловлен числом электронных слоев (энергетических уровней).

В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента (сверху вниз) увеличивается число занятых энергетических уровней. Поэтому радиус атомов химических элементов одной группы увеличивается (рис. 15.2).

У атомов химических элементов одного периода число заполняемых электронных слоев одинаково. Это означает, что и радиус их атомов должен быть одинаковым. Но в периоде с увеличением порядкового номера химического элемента заряд ядра постепенно возрастает. Электроны с увеличением заряда ядра притягиваются к нему сильнее, и потому в периоде радиус атомов постепенно уменьшается (рис. 15.2, с. 77).

Причина инертности инертных элементов

Зная электронное строение атома, можно предсказать характер химических элементов и свойства их соединений. Эти свойства обусловлены электронами, которые находятся на внешних энергетических уровнях. Такие электроны называют валентными. Рассмотрим влияние строения внешнего электронного уровня на характер элементов.

Среди химических элементов особую группу составляют инертные элементы. Их особенность заключается в том, что они не «стремятся» образовывать соединения. У атомов инертных элементов чрезвычайно устойчивая электронная оболочка, которая обусловливает их химическую инертность. В чем заключается причина ее устойчивости? Проанализируем строение внешнего электронного уровня инертных элементов:

У атомов Гелия на внешнем уровне находится два электрона. Это максимальная вместимость первого энергетического уровня, т. е. у атомов Гелия электронная оболочка полностью заполнена. У атомов Неона электронная оболочка также содержит максимальное число электронов — восемь. Атомы других инертных элементов (Аргон, Криптон и др.) на внешнем уровне содержат по 8 электронов. Их внешний энергетический уровень хоть и не заполнен полностью, но это соответствует заполненным s- и ^-орбиталям на внешнем уровне. Именно этим и объясняется химическая инертность данных элементов: они вообще не вступают в химические реакции.

Таким образом, атомы с завершенными энергетическими уровнями или на внешнем уровне которых содержится восемь электронов, обладают повышенной химической устойчивостью.

Металлический и неметаллический характер химических элементов

Атомы всех других химических элементов стремятся иметь такую же электронную оболочку, как у инертных элементов. Для этого они отдают или присоединяют электроны, чтобы их электронная оболочка стала такой же, как у атомов ближайшего инертного элемента.

Отдавая или присоединяя электроны, атом превращается в заряженную частицу, которую называют ионом. Различают катионы — ионы с положительным зарядом и анионы — отрицательно заряженные ионы.

Если электронов на внешнем энергетическом уровне мало, то их легче отдать, что характерно для металлических элементов. А если электронов на внешнем уровне много, то такие атомы присоединяют электроны, что характерно для неметаллических элементов.

Атомы большинства неметаллических элементов могут также и отдавать электроны, но главное отличие заключается в том, что атомы металлических элементов способны только отдавать электроны, а неметаллических — и отдавать, и принимать.

Рассмотрим щелочной элемент Натрий — элемент главной подгруппы I группы. Простое вещество, образованное Натрием,— активный металл. Высокая химическая активность натрия объясняется наличием в его атомах единственного валентного электрона, который он легко отдает в химических реакциях. Теряя этот электрон, атом Натрия превращается в положительно заряженный ион Na+ с электронной формулой инертного элемента Неона:

Ионы Na+ входят в состав всех соединений Натрия, например соды и поваренной соли. В отличие от атомов Натрия, ионы Натрия химически инертны и почти безвредны для организма (рис. 15.3, с. 80). Весь Натрий, который содержится в организме человека (около 90 г), находится именно в виде ионов.

Рассмотрим Карбон — элемент главной подгруппы IV группы. Его атомы на внешнем уровне содержат по четыре электрона. Они могут принять электронную конфигурацию Гелия, отдав четыре электрона, или электронную конфигурацию Неона, присоединив четыре электрона:

Таким образом, Карбон может проявлять как металлические, так и неметаллические свойства. Но Карбон относят к неметаллическим элементам, так как главная особенность неметаллических элементов — способность присоединять электроны, и она преобладает над способностью их отдавать.

В атомах переходных элементов (d-элементов) на внешнем уровне, как правило, находится два электрона. Благодаря этому все переходные элементы являются металлическими. Все /-элементы (лантаноиды и актиноиды) также являются металлическими.

Электронные формулы ионов можно определить по формулам атомов, прибавив к ним или отняв от них нужное число электронов.

Изменение металлических и неметаллических свойств

У различных химических элементов — металлических или неметаллических — разная химическая активность. Это так же обусловлено числом валентных электронов на внешнем электронном уровне их атомов.

Элементам І группы нужно отдать один электрон, а ІІ группы — два электрона. Один электрон отдать легче, чем два. Следовательно, чем больше электронов на внешнем электронном уровне, тем атомам сложнее их отдавать, поэтому с увеличением числа электронов на внешнем уровне (в периодах) металлические свойства элементов ослабевают.

Чем больше электронов не хватает до завершения электронного уровня, тем тяжелее их присоединять, поэтому, чем меньше электронов на внешнем уровне, тем слабее проявляются неметаллические свойства элементов.

В периоде с увеличением порядкового номера металлические свойства элементов и образованных ими простых веществ ослабляются, а неметаллические — усиливаются (рис. 15.4, с. 82).

У элементов одной группы на внешнем уровне находится одинаковое число электронов. Например, у атомов щелочных элементов по одному электрону, но они расположены на разных уровнях: у атомов Лития — на втором, Натрия — на третьем и т. д. Чем дальше от ядра расположены валентные электроны, тем слабее они притягиваются к ядру. Поэтому атомы Натрия отдают электроны легче, чем атомы Лития.

С увеличением радиуса атомов внешние электроны легче терять, поэтому металлические свойства в группах усиливаются. Вместе с тем неметаллические свойства элементов в группах с увеличением радиуса атомов ослабевают. Металлические свойства элементов одной подгруппы сильнее всего выражены у элементов с наибольшим радиусом (наибольшим порядковым номером), а неметаллические — у элементов с наименьшим радиусом (наименьшим порядковым номером) (рис. 15.5).

С увеличением порядкового номера:

• в периодах металлические свойства ослабевают, а неметаллические — усиливаются

• в главных подгруппах металлические свойства усиливаются, а неметаллические — ослабевают

Среди всех химических элементов наиболее активным металлическим элементом является Франций (поскольку Франций в природе не встречается, а получен искусственно, то среди существующих элементов наиболее активным является металлический элемент — Цезий).

А наиболее активный неметаллический элемент — Флуор.

Как вы смогли заметить, свойства элементов и их соединений обусловлены строением электронных оболочек их атомов. А значит, и периодичность изменения этих свойств связана с периодичностью повторений электронной конфигурации атомов.

1. Радиус атомов определяется размером электронной оболочки. В периодах радиус атомов уменьшается, а в группах — увеличивается.

2. Свойства элементов и их соединений обусловлены строением электронных оболочек атомов. Металлические свойства проявляют главным образом элементы, у атомов которых на внешних уровнях находится не больше четырех электронов. Атомы неметаллических элементов содержат на внешнем уровне четыре и больше электронов.

3. В периодах металлические свойства элементов с увеличением порядкового номера ослабевают, а в группах — усиливаются. Неметаллические свойства, наоборот, в периодах усиливаются, а в группах — ослабевают.

1. Чем обусловлены металлические и неметаллические свойства элементов?

2. Как определить число валентных электронов в электронных оболочках атомов химических элементов главных подгрупп?

3. Почему атомы принимают (отдают) электроны в химических реакциях?

4. Почему инертные элементы не вступают в химические реакции?

5. Какие частицы называют ионами?

6. Как изменяется сила притяжения валентных электронов к ядру в периоде и в подгруппе?

7. Как изменяются металлические и неметаллические свойства элементов в группах и периодах Периодической системы с увеличением порядкового номера? Чем объясняются такие изменения?

8. Что определяет радиус атомов? Как он изменяется в периодах и группах?

Задания для усвоения материала

1. Выпишите из данного перечня отдельно символы: а) атомов; б) катионов; в) анионов; г) молекул.

4. Атом какого элемента содержит столько же электронов, сколько их в ионе Na+?

6. Сколько электронов не хватает до завершения внешнего энергетического уровня атомам: а) Оксигена; б) Хлора; в) Фосфора?

7. У иона некоторого элемента E+ 2 такое же электронное строение, как и у атома Аргона. Определите этот элемент.

8. По Периодической системе определите число электронов, которое максимально может отдавать и присоединять атом Фосфора.

9. Почему существенно отличаются свойства элементов главных подгрупп I и VII групп? Поясните ответ с точки зрения строения их электронных оболочек.

10. В чем заключается отличие электронной оболочки иона Натрия от электронных оболочек: а) атома Натрия; б) атома Неона; в) иона K+?

11. Почему элементы Флуор и Хлор обладают сходными свойствами?

Источник

• ← Чем меньше электронов на внешнем уровне тем
• Чем меньше энтальпия образования тем устойчивее соединение →