Атомам металлов легче отдать

Обновлено: 22.01.2025

Теорию ионной связи предложил в 1916г. немецкий ученый В. Коссель. Эта теория объясняет образование связей между атомами типичных металлов и атомамитипичных неметаллов:CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na₂O и др.

Согласно этой теории, при образовании ионной связи атомы типичных металлов отдают электроны, а атомы типичных неметаллов принимают электроны.

В результате этих процессов атомы металлов превращаются в положительно заряженные частицы, которые называются положительными ионами или катионами; а атомы неметаллов превращаются в отрицательные ионы — анионы. Заряд катиона равен числу отданных электронов.

Атомы металлов отдают электроны внешнего слоя, а образующиеся ионы имеют завершенные электронные структуры (предвнешнего электронного слоя).

Величина отрицательного заряда аниона равна числу принятых электронов.

Атомы неметаллов принимают такое количество электронов, какое им необходимо для завершения электронного октета (внешнего электронного слоя).

Например: общая схема образования молекулы NaCl из атомов Na и С1: Na°-le = Na +1 Образование ионов

Na +1 + Сl - = Nа + Сl -

Na°+ Сl°= Nа + Сl - Соединение ионов

· Связь между ионами называется ионной связью.

Соединения, которые состоят из ионов, называются ионными соединениями.

Алгебраическая сумма зарядов всех ионов в молекуле ионного соединения должна быть равна нулю,потому что любая молекула является электронейтральной частицей.

Резкой границы между ионной и ковалентнои связями не существует. Ионную связь можно рассматривать как крайний случай полярной ковалентнои связи, при образовании которой общая электронная пара полностьюсмещается к атому с большей электроотрицательностью.

Атомы большинства типичных металлов на внешнем электронном слое имеют небольшое число электронов (как правило, от 1 до 3); эти электроны называются валентными. В атомах металлов прочность связи валентных электронов с ядром невысокая, то есть атомы обладают низкой энергией ионизации. Это обусловливает легкость потери валентных электронов ч превращения атомов металла в положительно заряженные ионы (катионы):

В кристаллической структуре металла валентные электроны обладают способностью легко перемещаться от одного атома к другому, что приводит к обобществлению электронов всеми соседними атомами. Упрощенно строение кристалла металла представляется следующим образом: в узлах кристаллической решетки находятся ионы Ме п+ и атомы Ме°, а между ними относительно свободно перемещаются валентные электроны, осуществляя связь между всеми атомами и ионами металла (рис. 3). Это особый тип химической связи, называемой металлической.

· Металлическая связь — связь между атомами и ионами металлов в кристаллической решетке, осуществляемая обобществленными валентными электронами.

Благодаря этому типу химической связи металлы обладают определенным комплексом физических и химических свойств, отличающим их от неметаллов.

Рис. 3. Схема кристаллической решетки металлов.

Прочность металлической связи обеспечивает устойчивость кристаллической решетки и пластичность металлов (способность подвергаться разнообразной обработке без разрушения). Свободное передвижение валентных электронов позволяет металлам хорошо проводить электрический ток и тепло. Способность отражать световые волны (т.е. металлический блеск) также объясняется строением кристаллической решетки металла.

Таким образом, наиболее характерными физическими свойствами металлов в зависимости от наличия металлической связи являются:

■металлический блеск и непрозрачность;

■пластичность, ковкость, плавкость;

■высокие электро- и теплопроводность; и склонность к образованию сплавов.

Как расставлять и как определить степень окисления элементов. Как определять степени окисления

Простые вещества, такие как Cl₂и О₂ в этом случае не происходит сдвига электронов и степень окисления равна нулю.

Качественная характеристика окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции являются наиболее распространенными химическими реакциями в природе. К ним относятся, например, фотосинтез, метаболизм и биологические процессы, а также сжигание топлива, производство металлов и многие другие реакции.

Реакции восстановления давно и успешно используются человечеством для самых разных целей, но сама теория электронов в окислительно-восстановительных процессах возникла совсем недавно, т.е. в начале 20 века.

Для того чтобы перейти к современной теории окислительно-восстановительных процессов, необходимо ввести различные понятия, такие как сила, степень окисления и структура электронной оболочки атома. Мы уже сталкивались с этими понятиями при изучении таких модулей, как периодический закон Менделеева, основные принципы атомной структуры элементов, химическая связь и молекулярная структура. Давайте теперь рассмотрим их более подробно.

Валентность

Живучесть — это сложное понятие, которое возникает с понятием химической связи и определяется как свойство атома соединяться с определенным количеством атомов другого элемента или вытеснять их, т.е. способность атома образовывать химические связи в соединении.

Изначально валентность определялась по водороду (считался как 1) или кислороду (валентность 2).

Впоследствии были выделены положительные и отрицательные значения. Количественно, положительная валентность — это число электронов, поставляемых атомом, а отрицательная валентность — это число электронов, которые должны быть присоединены к атому для выполнения правила октавы (т.е. для завершения внешнего энергетического уровня).

Совсем недавно в понятие жизненной силы стали включать природу химических связей, образующихся при объединении людей.

Как правило, наибольшая интенсивность данных соответствует номеру группы в периодической таблице.

Однако, как и во всех правилах, есть исключения.

Например, медь и золото находятся в первой группе периодической таблицы, и их интенсивность должна быть равна номеру группы, т.е. 1, тогда как на практике медь имеет максимальную интенсивность 2, а золото — 3.

Степень окисления

Степень окисления, иногда называемая окислительным числом, электрохимической валентностью или состоянием окисления, является относительным понятием.

Например, при расчете степеней окисления большинство соединений вообще не являются ионными, а молекулами считаются только ионы.

Количественно, степень окисления атомов элемента в соединении определяется числом электронов, присоединенных к атомам или смещенных с них.

Таким образом, если смещения электронов не происходит, степень окисления будет равна нулю, отрицательной — если электроны смещены в сторону конкретного атома, и положительной — если они смещены в сторону от конкретного атома.

Нахождение степени окисления химического вещества — простое занятие, требующее лишь внимания и знания основных правил и исключений. Для того чтобы разобраться в исключениях и использовать специальные таблицы, не требуется много времени.

Как расставлять и как определить степень окисления элементов

Атомы и молекулы играют важную роль в химических процессах, а их свойства определяют последствия химических реакций. Одним из важных свойств атомов является их число окисления. Это упрощает метод расчета переноса электронов на частицы. Как определить степень окисления или типичный заряд частицы и какие правила для этого нужно знать?

Все химические реакции происходят в результате взаимодействия атомов различных веществ. Свойства мелких частиц определяют процесс реакции и ее последствия.

Термин окисление в химии относится к реакции, в которой группа атомов или один из них теряет или приобретает электрон. В случае усиления реакция называется «восстановлением».

Состояние окисления — это количественная мера перераспределения электронов в реакции. Другими словами, в процессе окисления электроны внутри атома уменьшаются или увеличиваются и перераспределяются между другими взаимодействующими частицами, а степень окисления показывает, как именно они реорганизуются. Это понятие тесно связано с электроотрицательностью частиц, т.е. их способностью притягивать и отталкивать свободные ионы.

Это интересно! Что такое алканы: структура и химические свойства

Определение степени окисления зависит от свойств и характеристик каждого вещества, поэтому процесс расчета нельзя однозначно охарактеризовать как простой или сложный, но результаты помогают документировать процесс обычных окислительно-восстановительных реакций. Важно понимать, что результаты расчета являются следствием переноса электронов, не имеют физического смысла и не представляют фактический заряд ядра.

Важно знать! Обратите внимание, что в неорганической химии термин валентность часто используется вместо состояния окисления элемента, что не является ошибкой, но второй термин более распространен.

Понятия и правила расчета движения электронов лежат в основе классификации химических веществ (номенклатуры), описания их свойств и синтеза типов связей. Однако часто этот термин используется для описания и проведения окислительно-восстановительных реакций.

Правила определения степени окисления

Как узнать состояние окисления? Имея дело с окислительно-восстановительными реакциями, важно знать, что типичный заряд частицы всегда равен численно выраженному значению электрона. Эта специфика обусловлена предположением, что электронная пара, образующая связь, всегда полностью смещается к наиболее отрицательной частице. Если мы говорим об ионной связи, то следует понимать, что в случае реакций ковалентной связи электроны поровну распределяются между одними и теми же частицами.

Число окисления может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Важно отметить, что во время реакции атомы должны стать нейтральными. Для этого необходимо добавить электрон, если ион положительный, или удалить его, если он отрицательный. Чтобы указать на это значение при записи типа, принято писать арабскую цифру с соответствующим символом над названием предмета. Например, или и т.д.

Следует отметить, что заряд металла всегда положительный и в большинстве случаев его можно определить с помощью таблицы Менделеева. Существует несколько характеристик, которые необходимо учитывать для правильного определения цены

Как определить степень окисления

У простых элементов всегда равна нулю: или .
У фтора всегда будет равна -1.
Как и у металлов, у элементов из групп IA, IIA и IIIA групп всегда одинаковая – это номер группы, в которой они расположены.
У кислорода в любой связи равна -2, кроме связей с пероксидами (Н2О2), когда значение равно -1 и оксидом фтора (O+2F2-1, O2+1F2-1), когда она равна +2.
У водорода всегда +1, кроме его взаимодействия с гидридами (Na+H- и связями по типу C+4H4-1).
У простого вещества без связей с другими элементами всегда равна нулю.
У простого иона с одним атомом равна числу его электрона (Na+, Ca+2).
Если рассматривается связь двух веществ различной природы (металл и неметалл), то отрицательное окислительное число будет наблюдаться у вещества, которое обладает большей электроотрицательностью (H+F-, Cu+Br-), а положительное, соответственно, у элемента с электроотрицательностью больше нуля.
У щелочных металлов, таких как литий, натрий, калий и прочих, всегда +1.
У металлов из главной подгруппы II (магний, барий, кальций и стронций) равна +2.
У алюминия всегда одинаковое значение +3.

Запомнив эти свойства, очень легко определить номер окисления элемента, независимо от его атомной сложности или количества уровней.

Полезное видео: определение степени окисления

Регулярные таблицы Менделеева содержат практически всю информацию, необходимую для работы с химическими веществами. Например, студенты используют их только для описания химических реакций. Например, чтобы определить максимальные положительные и отрицательные числа окисления, им нужно проверить названия химических веществ в таблице.

Максимально положительное – это номер группы, в которой находится элемент.
Максимально отрицательная степень окисления – это разница между максимально положительной границей и числом 8.

Поэтому очень легко найти стандартные пределы погрузки для того или иного товара. Такие действия можно выполнить с помощью расчетов, основанных на таблице Менделеева.

Это важно знать! Элемент может одновременно иметь множество различных значений окисления.

Существует два основных способа определения уровня окисления. Примеры приведены ниже. Первый метод требует знания и умения применять химические законы. Как с помощью этого метода можно определить степень окисления?

Правила определения состояния окисления.

Определить, является ли данное вещество элементарным и находится ли оно вне связи. Если да, то его окислительное число будет равно 0, независимо от состава вещества (отдельные атомы или многоуровневые атомные соединения).
Определить, состоит ли рассматриваемое вещество из ионов. Если да, то степень оксидации будет равна их заряду.
Если рассматриваемое вещество металл, то посмотреть на показатели других веществ в формуле и вычислить показания металла путем арифметических действий.
Если все соединение имеет один заряд (по сути это сумма всех частиц представленных элементов), то достаточно определить показатели простых веществ, затем вычесть их от общей суммы и получить данные металла.
Если связь нейтральная, то общая сумма должна быть равна нулю.

Это интересно! Курс химии: что такое галоген?

В качестве примера рассмотрим соединение ионов алюминия с общим зарядом, равным нулю. Правила химии подтверждают тот факт, что число окисления иона Cl равно -1, и в этом случае в соединении их три. Поэтому, чтобы нейтрализовать все соединение, ион al должен иметь значение +3.

Этот метод очень хорош тем, что, суммируя все уровни окисления вместе, всегда можно контролировать точность раствора.

Второй метод можно применять без знания химических законов.

Найти данные частиц, по отношению к которым нет строгих правил и точное количество их электронов неизвестно (можно путем исключения).
Выяснить показатели всех прочих частиц и после из общей суммы путем вычитания найти нужную частицу.

Рассмотрим второй метод на примере вещества Na2SO4, где отдельные S не определены.

Это интересно! Курс химии: катионы и анионы — что это такое?

Для того чтобы все степени окисления были одинаковыми, необходимо

Найти известные элементы, помня о традиционных правилах и исключениях.
Ион Na = +1, а каждый кислород = -2.
Умножить количество частиц каждого вещества на их электроны и получить степени оксидации всех атомов, кроме одного.
В Na2SO4 состоят 2 натрия и 4 кислорода, при умножении получается: 2 X +1 = 2 – это окислительное число всех частиц натрия и 4 X -2 = -8 – кислородов.
Сложить полученные результаты 2+(-8) =-6 – это общий заряд соединения без частицы серы.
Представить химическую запись в виде уравнения: сумма известных данных + неизвестное число = общий заряд.
Na2SO4 представлено следующим образом: -6 + S = 0, S = 0 + 6, S = 6.

С ионом NH₄ + ион, вид азотной нагрузки — x + (+1) x 4 = 1. Ясно, что x = -3, т.е. степень окисления азота равна -3.

Таблица окисления химических элементов

Таблицы химического окисления используются для определения состояния загрузки индивида в реакции окисления. В зависимости от качества индивида элемент может иметь положительное или отрицательное состояние окисления.

Что такое степень окисления

Элементарная нагрузка элемента в композитном материале называется его состоянием окисления. Величина нагрузки индивидуума регистрируется в окислительно-восстановительной реакции, чтобы понять, какие элементы восстанавливаются и какие окислители восстанавливаются.

Степень окисления связана с электричеством и указывает на способность человека принимать или отдавать электроны. Чем выше значение электронов, тем больше способность человека потреблять электроны в реакции.

Рисунок 1. Ряд электрических свойств.

Для состояния окисления существует три значения.

нулевое – атом находится в состоянии покоя (все простые вещества имеют степень окисления 0);
положительное – атом отдаёт электроны и является восстановителем (все металлы, некоторые неметаллы);
отрицательное – атом принимает электроны и является окислителем (большинство неметаллов).

Например, степень окисления в реакции между натрием и хлором составляет

В реакциях с неметаллическими металлами металл всегда является восстановителем, а неметалл — окислителем.

Как определить

Существует таблица, показывающая все возможные состояния окисления элементов.

В качестве альтернативы используйте эту версию таблицы в уроке.

Рисунок 2.Таблица окисления.

В качестве альтернативы, степень окисления химического элемента можно определить по периодической таблице Менделеева.

высшая степень (максимально положительная) совпадает с номером группы;
для определения минимального значения степени окисления из номера группы вычитается восемь.

Рисунок 3. Таблица Менделеева.

Большинство неметаллов имеют положительную и отрицательную степень окисления. Например, кремний относится к группе IV и имеет максимальную степень окисления +4 и минимальную -4. К неметаллическим соединениям (так₃co₂, sic) окислительные среды — это неметаллы с отрицательной степенью окисления или высшей электризуемостью. Например, в Союзе PCL₃Фосфор имеет степень окисления +3, а хлор -1. Электроны фосфора составляют 2,19, а хлора — 3,16.

Второе правило не применяется к щелочным и щелочноземельным металлам, которые всегда имеют положительную степень окисления, равную номеру группы. Исключение составляют магний и бериллий (+1 и +2). Состояние окисления также является постоянным.

Другие металлы не имеют стабильного состояния окисления. В большинстве реакций они выступают в качестве восстановителей. В редких случаях это могут сделать окислители с отрицательной степенью окисления.

Фтор является сильнейшим окислителем. Его степень окисления всегда равна -1.

Для соединений определяется, состоят ли они из ионов. Для многоатомных ионов сумма всех степеней окисления равна их нагрузке. Найдите эту сумму из таблицы растворителей и приравняйте ее к известному числу окисления.

Как расставлять степень окисления в солях

Соль состоит из металла и одного или нескольких кислотных остатков. Метод определения такой же, как и для кислых кислот.

Металл, непосредственно образующий соль, находится в главной подгруппе, и его степень равна номеру группы. Это означает, что они всегда остаются стабильными.

В качестве примера рассмотрим расположение степеней окисления нитрата натрия. Соль образована элементами главной подгруппы в группе 1, поэтому ее степень окисления положительна и равна 1. В нитрате кислород имеет значение -2. Чтобы получить числовое значение, сначала строится уравнение с неизвестными, учитывающее все отрицательные и положительные значения, +1 +x-6 = 0. Решив уравнение, можно прийти к тому, что число положительное и равно + 5. Такова цена азота. Таблица является ключом к расчету степени окисления.

Урок 6. Простые ионы. Как определить ионную связь

Типичным веществом с ионной связью является натрий NaCl или поваренная соль. Его кристаллы точно соответствуют всем свойствам.

Ионная связь в химии — виды, типы, формулы и определения с примерами

Ионы образуются в результате снабжения или связывания электронов атомами. Атомы, заряженные валентными электронами, становятся положительно заряженными ионами, а атомы, принимающие электроны, становятся отрицательно заряженными ионами. Ионы — это заряженные частицы. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные ионы — анионами. Катионы состоят в основном из металлов и ионов аммония. Сами неметаллы не образуют катионов (кроме H + ). Из уроков физики видно, что положительно и отрицательно заряженные ионы притягиваются друг к другу. Поэтому между положительно и отрицательно заряженными ионами существует взаимное притяжение.

Химические связи, образующиеся между ионами в результате электростатического притяжения, называются ионными связями. Полученные соединения называются ионными или гетерополярными соединениями. Ионные связи образуются между металлами и неметаллами, т.е. между атомами элементов с радикально различной электроотрицательностью. Самые прочные ионные связи возникают в кислородсодержащих и бескислородных солях кислот (например, между металлами (щелочными и щелочноземельными) и галогенами) и оснований. Таким образом, молекула хлорида натрия состоит из ионов натрия (Na+) и хлорид-ионов (Cl).

Свойства ионной связи

Ионная связь имеет несколько характерных свойств.

В соединениях с ионной связью кристаллы состоят не из молекул, а из множества ионов с противоположными зарядами.
В обычных условиях бывают в твердом состоянии, не проводят электрический ток.
Расплавы и водные растворы ионных соединений проводят электрический ток.
Соединения с ионной связью хорошо растворяются в полярных растворителях, легко вступают в химические реакции.

В солях, образованных щелочными металлами с одинаковыми галогенами, по мере возрастания порядкового номера металла, ионная связь усиливается, что объясняется активностью металла (например, в ряду LiF, NaF, K.F, RbF, CsF ). В различных галогенидах одних и тех же металлов по мере возрастания порядкового номера галогена, ионная связь ослабляется (например, NaF, NaCl, NaBr, NaI). Это объясняется ослаблением окислительных способностей (неметаллических свойств) галогена. В солях аммония также между ионом аммония (NH

В ионно-связанных соединениях число ионных связей равно произведению числа валентных катионов. Соли, содержащие базовые кислородсодержащие ионы и ионы аммония, имеют как ионные, так и полярные ковалентные связи.

В основаниях число полярных ковалентных связей равно числу гидроксильных групп.

В нормальных солях число полярных ковалентных связей равно произведению прочности центральных элементов на их индекс. Однако в кислотных солях число полярных ковалентных связей равно произведению силы центрального элемента и количества H индекса кислотного остатка.

Вещества	Число ионных связей в молекуле	Число полярных ковалентных связей в молекуле
	3	3-4=12
2- 3=6	3-6=18

Если в соединениях разница электроотрицательностей элементов больше 1,7, то это соединение с ионной связью, а если меньше 1,7, с ковалентной связью.

Металлическая связь

Химическая связь, образующаяся между положительно заряженным ионом металла и относительно свободным электроном в кристаллической решетке, называется металлической связью. Атомы металлов легко отдают свои валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Свободные электроны, удаленные от атома, перемещаются между катионами металла, образуя металлические связи, и эти электроны, по-видимому, связывают катионы в металлической решетке.

Металлические связи обладают несколькими характерными свойствами.

При образовании металлической связи валентные электроны относятся не к двум атомам, а ко всему кристаллу.
Высокая электро- и теплопроводность металлов, их плавление при высокой температуре и способность отражать свет объясняются металлической связью.
Металлическая связь характерна для металлов и их расплавов.

По определению, ионные химические связи — это соединения ионов с разными зарядами (положительным и отрицательным). Это особый случай ковалентной связи, т.е. экстремальной поляризации.

Ионная химическая связь

Ковалентные полярные химические связи, в которых электронные пары неравномерно распределены между атомами из-за небольших различий в электроотрицательности атомов (от 0,4 до 2,0), уже были кратко рассмотрены. Для тех, кто забыл, напомним, что электроотрицательность — это способность индивида притягивать к себе электроны.

Однако, согласно электроимпульсной панели, если электроны атома отличаются более чем на два, пара электронов будет полностью находиться на наиболее электрифицированном атоме, что приведет к образованию ионно-химической связи. Ионно-химические связи обычно образуются только между металлами (потому что внешние электроны легко теряются) и неметаллами (из-за высоких электронов).

Положительные и отрицательные ионы

Хорошим примером ионно-химической связи является обычная поваренная соль NaCl, имеющаяся на всех кухнях. Отдельный натрий (и вообще все металлы) имеет низкую плотность электронов, в то время как атомы хлора имеют очень высокую плотность электронов, т.е. высокоэлектронные.

Поэтому при образовании молекулы NaCl каждый индивид NA теряет электрон (E-) и образует положительный ион натрия Na+; наоборот, все приобретают этот потерянный электрон натрия и отрицательный хлор Cl -Cl -Cl -Cl -. Это регистрируется как две реакции.

Запись ½ кл.₂ Это было необходимо потому, что газ хлор в природе состоит из двухатомных молекул, а не из отдельных индивидуумов хлора.

На диаграмме выше показана кристаллическая решетка NaCl. Здесь каждый клонированный ион хлора окружен со всех сторон соседними положительными ионами натрия, а ионы натрия Na+ окружены соседними ионами хлора Cl -Cl-. Этот ионный макет очень стабилен.

Положительно заряженные ионы называются катионами. В основном они содержат металлы, так как они в основном легко отдают от одного до трех электронов. Примерами катионов являются:.

Анионы являются неметаллами, поскольку они охотно присоединяют к себе электроны и превращаются в отрицательно заряженные ионы. Примеры анионов:.

Степень окисления веществ

Простые однопесчаные ионные нагрузки, такие как Mg 2+ или F 2-, называются состояниями окисления. Состояние окисления — это количество электронов, добавленных (повышено) или удаленных (окислено) из иона, возвращая его в нейтральное состояние.

Процесс добавления электронов к человеку, или просто их смещение к этому человеку, называется реактивной реакцией, а удаление электронов от человека, или их полное удаление, называется окислительной реакцией. Это отличный лист с простыми ситуациями ионного окисления.

Пример 12.Окисление или восстановление хлора с образованием ионов хлора? В какой степени окисления находится этот ион? Решение: каждый хлор должен иметь прикрепленный к нему электрон, чтобы образовать ион хлора, поэтому хлор прослеживается. Ион хлора, Cl-, имеет степень окисления -1.

Пример 13.Окисляются ли металлы или убывают при образовании ионов? В какой степени окисления находится ион алюминия? РЕШЕНИЕ: При образовании ионов металлов они окисляются, поскольку с атомов металла удаляются электроны. Степень окисления иона алюминия, Al 3+, равна +3.

Дополнительным способом проверки правильности результатов является оценка физических свойств вещества. Если температура кипения или плавления высока, а электричество нагнетается, то связь, скорее всего, ионная.

Характеристика ионной связи

Химические взаимодействия, возникающие в результате притяжения ионов с разными зарядами, известны как ионные взаимодействия. Это происходит, когда существует значительная разница в электроотрицательности (т.е. способности притягивать электроны) связанных атомов, и электронная пара передается более электроотрицательному элементу. Этот перенос электронов от одного атома к другому приводит к образованию заряженных частиц (ионов). Между ними возникает притяжение.

Типичные металлы имеют самую низкую электроотрицательность, а типичные неметаллы — самую высокую. Поэтому ионы образуются в результате взаимодействия между типичными металлами и типичными неметаллами.

Атомы металла становятся положительно заряженными ионами (катионами), отдавая внешние электронные уровни, в то время как неметаллы получают электроны и становятся отрицательно заряженными ионами (анионами).

Атом переходит в более стабильное энергетическое состояние и завершает электронную конфигурацию.

Поскольку электростатические взаимодействия происходят во всех направлениях, ионы могут притягивать ионы противоположного знака во всех направлениях, так как ионные связи являются ненаправленными и ненасыщенными.

Ионное расположение таково, что вокруг каждого из них находится определенное количество противоположно заряженных ионов. Термин «молекула» не имеет значения для ионных соединений.

Примеры образования

Образование связей в хлориде натрия (nacl) обусловлено переносом электронов от атома Na к атому Cl с образованием соответствующего иона.

В хлориде натрия вокруг катиона натрия находятся шесть анионов хлора, а вокруг каждого иона хлора — шесть ионов натрия.

Во время образования взаимодействий между индивидами в сульфиде бария происходит следующий процесс

Ba отдает свои два электрона сере, образуя анион серы S2- и катион бария Ba2+.

Металлическая химическая связь

Небольшое количество электронов на внешних энергетических уровнях металла легко вытесняется из ядра. В результате такого разделения образуются ионы металла и свободные электроны. Эти электроны называются «электронным газом». Электроны свободно перемещаются в объеме металла и постоянно связываются и отрываются от атомов.

Структура металлических веществ следующая. Кристаллическая решетка является основой материала, и электроны могут свободно перемещаться между ее узлами.

Приведите следующие примеры.

Ковалентная: полярная и неполярная

Наиболее распространенным типом химического взаимодействия является ковалентная связь. Значения электроотрицательности взаимодействующих элементов существенно не различаются. В этом соединении только одна общая электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома.

Ковалентные взаимодействия могут формироваться по обменному или донорно-акцепторному механизму.

Механизм обмена возникает, когда на внешнем электронном уровне каждого атома есть неспаренные электроны, а перекрытие атомных орбиталей приводит к появлению электронных пар, которые уже принадлежат обоим атомам. Если один из атомов имеет одну электронную пару на внешнем электронном уровне, а другой — свободную орбиталь, перекрывание атомных орбиталей приводит к обобщению электронных пар и взаимодействий по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентные связи разделяются по кратности следующим образом

Дуал обеспечивает два обобщения электронной пары одновременно, триплет — три.

В соответствии с распределением электронной плотности (полярности) между связанными атомами, ковалентные связи делятся следующим образом

Неполярные связи образуются одинаковыми атомами, а полярные — атомами с разной электроотрицательностью.

Взаимодействие людей рядом с электронами называется неполярной связью. Такая общая пара электронов в молекуле не притягивается ни к одному из индивидуумов, а принадлежит обоим.

Взаимодействие между элементами с разными электронами приводит к образованию полярных связей. Общая пара электронов при таком типе взаимодействия притягивается к наиболее электризованному элементу, но не полностью к нему (т.е. образование ионов не происходит). Если вам нужна любящая, оплачиваемая фея, умеющая заниматься сексом, вы пришли по адресу. По очень доступным ценам многие работники публикуют свои интимные и эротические фотографии и реальные номера телефонов! Девушки-проститутки Пензы могут приехать к вам в гости, пригласить вас побывать в их сауне или ресторане, поразить всех отличной партнершей и закончить вечер горячим и разнообразным сексом. В результате этого смещения электронной плотности человека возникает несколько нагрузок. Наиболее электроотрицательные грузы и наименее положительные.

В индивидуальных кристаллических решетках этих веществ ковалентные связи между индивидами сильны и характеризуются тоношитой и высокой температурой плавления.

Общая характеристика ионной химической связи

Ионы — это заряженные частицы, в которые превращаются индивиды в процессе предоставления или получения электронов. Они сильно притягиваются друг к другу, поэтому вещества с таким типом связи имеют высокие температуры кипения и плавления.

Ионные связи — это химические связи между противоположными ионами из-за электростатического притяжения. Разница между электронами связанных индивидов настолько велика, что при полном разделении зарядов это можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи.

Рисунок 2. Ионная химическая связь.

Обычно говорят, что связь имеет электроотрицательность, если количество электронов в связи > 1,7.

Разница в электронах настолько велика, насколько элементы находятся друг в друге. Эта взаимосвязь характерна для металлов и неметаллов, особенно для тех, которые относятся к наиболее удаленным группам, таким как I и VII.

Примеры: поваренная соль, хлорид натрия NaCl:.

Рисунок 3. Схематическая диаграмма ионной химической связи хлорида натрия.

Ионные связи присутствуют в кристаллах, они прочные, длинные, ненасыщенные и ненаправленные. Ионная связь характерна только для сложных веществ, таких как соли, щелочи и оксиды некоторых металлов. В газообразном состоянии эти вещества существуют в виде ионных молекул.

Ионно-химические связи обычно образуются между металлами и неметаллами. Электроны вынуждены передаваться от металла к неметаллу, образуя ионы. В результате возникает электростатическое притяжение, называемое ионной связью.

На самом деле, полностью ионной связи не существует. Таким образом, ионные связи являются частично ионными и частично ковалентными. Однако сложные молекулярно-ионные связи могут рассматриваться как ионные.

Примеры образования ионной связи

Можно привести различные примеры образования ионных связей.

— Кальцию легче отдать два электрона, чем получить недостающий электрон.

— Фториду, с другой стороны, легче приобрести электрон, чем отдать семь электронов.

Найдем наименьшее общее кратное образовавшегося ионного заряда. 2. Определите количество атомов фтора, которые примут два электрона от атома кальция: 2:1 = 2. 4.

Сформулируйте тип ионно-химической связи.

Натрий относится к основной группе первой группы. Он может легко терять электроны.

-Кислород находится в главной подгруппе шестой группы. Конечно, легче получить два электрона, чем отдать шесть.

Найдем наименьшее общее кратное между образовавшимися ионными зарядами. Это 2:1 = 2. Найдите число атомов натрия, отдающих два электрона атому кислорода: 2,4.

Металлы

В периодах и группах периодической системы Д. И. Менделеева существуют закономерности в изменении металлических и неметаллических свойств элементов, можно достаточно определённо указать положение элементов-металлов и элементов-неметаллов в периодической системе. Если провести диагональ от элемента бора B (порядковый номер 5) до элемента астата At (порядковый номер 85), то слева от этой диагонали в периодической системе все элементы являются металлами, а справа от неё элементы побочных подгрупп являются металлами, а элементы главных подгрупп – неметаллами. Элементы расположенные вблизи диагонали (например, Al, Ti, Ge, Sb, Te, As, Nb), обладают двойственными свойствами: в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы; в некоторых – проявляют свойства неметаллов.

Все s-элементы (кроме H и He), d-элементы (все элементы побочных подгрупп) и f-элементы (лантаноиды и актиноиды) являются металлами. Среди p-элементов есть и металлы, и неметаллы, число элементов-металлов увеличивается с увеличением номера периода.

Деление на металлы и неметаллы объясняется различием в строении атомов. Рассмотрим, например, строение атомов третьего периода:

Элементы третьего периода: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar (аргон).

Радиус атома: 0.19; 0.16; 0.143; 0.134; 0.130; 0.104; 0.099.

Число электронов на внешнем слое: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Электроотрицательность: 0.9; 1.2; 1.5; 1.8; 2.1; 2.5; 3.0.

Любой гидроксид содержит гидроксидные группы – OH.

а. Радиус атомов уменьшается;

б. Заряд ядра увеличивается;

в. Электроотрицательность увеличивается;

г. Число электронов на внешнем слое увеличивается;

д. Прочность связи внешних электронов с ядром увеличивается;

е. Способность атомов отдавать электроны уменьшается.

Na, Mg, Al – металлы, а Si, P, S, Cl – неметаллы.

Атомы большинства металлов на внешнем электронном слое имеют от 1 до 3 электронов. Исключение: атомы германия Ge, олова Sn, свинца Pb на внешнем электронном слое имеют четыре электрона, атомы сурьмы Sb, висмута Bi – пять, атомы полония Po – шесть. Атомы металла имеют меньший заряд ядра и больший радиус (размер) по сравнению с атомами неметаллов данного периода. Потому прочность связи внешних электронов с ядром в атомах металлов небольшая. Атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы.

Простые вещества, которые образуют элементы-металлы, при обычных условиях являются твёрдыми веществами (кроме ртути). Кристаллическая решётка металлов образуется за счёт металлической связи. Имеющиеся между узлами кристаллической решётки свободные электроны могут переносить теплоту и электрический ток, что является причиной главных физических свойств металлов – высокой электро- и теплопроводности.

Металлическая связь образуется во всех металлах. Это связь, которую осуществляют относительно свободные электроны с положительными ионами металлов в кристаллической решётке. Атомы металла легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные ионы. Относительно свободные электроны перемещаются между положительными ионами металла и между ними возникает металлическая связь, то есть электроны как бы цементируют положительные ионы металла в кристаллической решётке.

Атомы металлов более или менее легко отдают электроны, то есть окисляются.

Энергия, которая необходима для отрыва электрона от атома и превращение его в положительно заряженный ион, называется энергией ионизации. Металлы характеризуются небольшими величинами энергий ионизации.

Атомы металлов не могут присоединять электроны. Поэтому металлы во всех химических реакциях являются восстановителями и в соединениях имеют только положительные степени окисления. Восстановительная активность различных металлов не одинакова. В периодах слева направо восстановительная активность уменьшается; в главных подгруппах сверху вниз – увеличивается. Восстановительная активность металлов в химических реакциях, которые протекают в водных растворах различных веществ, характеризуется положением металлов в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Металлы являются восстановителями и вступают в химические реакции с различными окислителями.

2. Альдегиды

Альдегиды – органические вещества, содержащую функциональную группу (альдегидную группу).

8 класс, химия, конспект 4. "Строение атома. Периодическая система.Электронные схемы и формулы"

Планетарная модель атома Резерфорда – вокруг ядра (с протонами и нейтронами) по слоям (или уровням) вращаются электроны.

Модель изотопа атома лития:

В ядре 3 протона (красные) и 4 нейтрона (синие).

Вокруг ядра вращаются электроны по шаровым орбитам. Нужно учитывать, что третий электрон движется на большем расстоянии от ядра
и он неспаренный!

ОПРЕДЕЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТАРНЫХ ЧАСТИЦ .

· ПРОТОН – элементарная частица с единичным положительным зарядом и единичной относительной массой.

· НЕЙТРОН – нейтральная элементарная частица с единичной относительной массой.

· ЭЛЕКТРОН – отрицательно заряженная элементарная частица с незначительной массой

· Атомный номер элемента, заряд ядра атома и число протонов в ядре обозначают буквой Z, а число нейтронов – буквой N.

· Суммарное число протонов и нейтронов называют МАССОВЫМ ЧИСЛОМ атома А = Z + N
Оно приблизительно равно (округлённо) относительной атомной массе А_r

· Ч ИСЛО НЕЙТРОНОВ в ядре равно округленной атомной массе (или массовому числу конкретного изотопа) минус номер элемента N = A – Z

· ИЗОТОПЫ элемента имеют одинаковое количество протонов и разное число нейтронов, то есть разные массовые числа и одинаковый порядковый номер.

У разных изотопов слева от знака элемента обозначают верхним индексом массовое число, а нижним порядковый номер или заряд ядра

То есть количество протонов и электронов в атоме равно порядковому номеру,

а количество нейтронов надо посчитать. Оно равно разности

между массой атома и количеством протонов.

Конкретная масса изотопа или дана в условии задачи, или нужно взять округленную до целого числа атомную массу из таблицы Менделеева.

Для хлора с массовым числом 35 (из рамочки сверху) число нейтронов 35-17=18

Для

СОСТОЯНИЕ ЭЛЕКТРОНА В АТОМЕ

Электрон в атоме находится в постоянном движении вокруг ядра.

Электронное облако — область пространства, в каждой точке которой может находиться данный электрон.

Электронная орбиталь — область околоядерного пространства, в которой вероятность нахождения электрона более 90 %.

Чем дальше электрон от ядра, тем больше его энергия и слабее связь с ядром.

На одной орбитали может содержаться не более двух электронов. Два электрона на одной орбитали называют спаренными. Если на орбитали находится один электрон, то он неспаренный.

Отрицательно заряженные электроны отталкиваются и поэтому находятся на разных расстояниях от ядра. При этом электроны, имеющие приблизительно равный запас энергии, образуют энергетический уровень.

Периодическая таблица Д.И.Менделеева (ПСХЭ)

Период – горизонтальный ряд элементов.

Малые периоды – 1-3. Большие (2 горизонтальных ряда) – 4 -7.

Группа – вертикальный столбик.

Главная подгруппа (А) – элементы больших и малых периодов (начинается сверху таблицы – высокий столбик, точно друг под другом по линейке)

Побочная подгруппа(В) – элементы только больших периодов (начинается в 4 периоде – низкий столбик, точно друг под другом по линейке)

ФИЗИЧЕСКИЙ СМЫСЛ НОМЕРОВ В ТАБЛИЦЕ МЕНДЕЛЕЕВ А.

· Порядковый номер элемента – заряд ядра, количество протонов и ТАКОЕ ЖЕ количество электронов.

· Номер периода – количество электронных слоёв (или энергетических уровней).

· Номер группы – количество внешних электронов (или электронов на внешнем уровне) для элементов главных подгрупп.

Ø Наибольшее влияние на свойства атомов оказывают электроны внешнего слоя. Это валентные электроны.

Ø В химических процессах участвуют только валентные электроны.

Число электронов на внешнем уровне атомов периодически повторяется, поэтому периодически повторяются свойства химических элементов. Это сущность и физический смысл периодического закона.

Важно знать, что, независимо от номера энергетического уровня, на внешнем (последнем) уровне не может быть больше восьми электронов.

Внешний восьмиэлектронный энергетический уровень является наиболее устойчивым и называется завершённым . Такие энергетические уровни имеются у самых неактивных элементов — благородных газов.

Число электронов на внешнем уровне равно:

· для элементов главных подгрупп — номеру группы;

· для элементов побочных подгрупп — оно не может быть больше двух!

Очень важно правильно определять число внешних электронов, так как именно с ними связаны важнейшие свойства атома. В химических реакциях атомы стремятся «приобрести» устойчивый, завершённый внешний уровень (8ē). Для этого атомы, на внешнем уровне которых мало электронов, «предпочитают» их отдать.

Химические элементы, атомы которых способны только отдавать электроны, относятся к МЕТАЛЛАМ. Очевидно, что на внешнем уровне атома металла должно быть мало электронов: 1, 2, 3. Чем легче отдает электроны атом, тем сильнее выражены его металлические свойства.

МЕТАЛЛЫ – элементы с 1-3 электронами на внешнем уровне (кроме водорода, гелия и бора).

Самые активные – щелочные – главная подгруппа 1 группы (кроме водорода).

Металлы в ПСХЭ – главные подгруппы 1-3 групп (кроме водорода и бора) и элементы
всех побочных подгрупп внутри и внизу таблицы Д.И.Менделеева.

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 относятся к НЕМЕТАЛЛАМ.

Металлы и неметаллы главных подгрупп в таблице Менделеева отделяет диагональ, которую можно провести от бора к астату. На этой линии и выше (включая водород) располагаются неметаллы, ниже — металлы.

НЕМЕТАЛЛЫ ( их всего 23) элементы – с 4-8 электронами на внешнем уровне

в таблице Менделеева расположены ТОЛЬКО в главных подгруппах .

Внешние энергетические уровни атомов неМе заполнены на половину и более (исключение бор).

Особую группу составляют БЛАГОРОДНЫЕ ГАЗЫ (главная подгруппа 8 группы), имеют завершенный внешний уровень – 8 электронов , поэтому не вступают в химические реакции,
за что получили своё второе название - ИНЕРТНЫЕ ГАЗЫ.

7 группу называют ГАЛОГЕНАМИ – это самые активные неметаллы,

так как до завершения внешнего электронного уровня не хватает 1 электрона.

Простые вещества у галогенов всегда – двухатомные молекулы.

ФТОР никогда не отдаёт электроны, только забирает. Фтор – самый сильный неметалл.

На втором месте КИСЛОРОД , который стремится забрать у других элементов 2 электрона.

Кислород отдаёт электроны только фтору, но только 2.

Энергетический уровень (электронный слой) — совокупность электронов с близкими значениями энергии.

Энергетические уровни нумеруют, начиная с самого близкого к ядру.

На каждом энергетическом уровне может находиться ограниченное число электронов:

Установлено, что максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n² , где n — его номер. Значит, на энергетическом уровне может находиться

Ø на первом – не более 2 электронов;

Ø на втором – не более 8 электронов;

Ø на третьем – не более 18 электронов.

Каждый следующий по порядку атом повторяет электронную структуру предыдущего и ещё один электрон в главных подгруппах добавляется на внешний уровень, а в побочных подгруппах – на предыдущий (или предпредпоследний для лантаноидов и актиноидов – внизу таблицы).

Для того, чтобы составить ЭЛЕКТРОННУЮ СХЕМУ – распределение электронов по уровням, следует воспользоваться следующим АЛГОРИТМОМ:

Определить общее число электронов в атоме (по порядковому номеру).
Определить число энергетических уровней (по номеру периода).
Определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы).
Указать число электронов на всех уровнях, кроме предпоследнего.
Рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.

Например скандий – 4 период 3 группа, побочная подгруппа (или подгруппа В)

2е - 8е - …е - 2е - 2+8+2=12

Sc номер 21 21-12=9, значит на третьем уровне 9 электронов

Sc 2 е - , 8 е - , 9е - , 2е -

Первые две цифры будут повторяться для всех элементов, начиная с №10 (неона).

Распределение электронов по подуровням.

Электроны в атоме занимают не только определённые уровни, но и определённые подуровни каждого уровня. Вид подуровня (орбитали) обозначается латинской буквой: s, p, d.

s -орбиталь p -орбиталь Известны и более сложные по форме орбитали.

На каждой орбитали не может быть больше 2-х электронов. Электроны стремятся занять свободную орбиталь. Р-электроны азота занимают каждый свою орбиталь – все они неспаренные.

Число возможных подуровней равно номеру уровня:

· первый уровень состоит из одного s-подуровня;

· второй уровень состоит из двух подуровней: s и р и т. д.

На каждом подуровне может находиться строго ограниченное число электронов:

· на s-подуровне — не больше 2ē;

· на р-подуровне — не больше 6ē;

· на d-подуровне — не больше 10ē;

· на f -подуровне — не больше 14ē.

Подуровни одного уровня заполняются в строго определённом порядке:

Таким образом, р-подуровнь не может начать заполняться,
если не заполнен s-подуровень данного энергетического уровня и т. д.

По электронной схеме для скандия Sc можно записать электронную формулу :

Читайте также: