Число электронов на внешнем энергетическом уровне атома металла

Обновлено: 07.01.2025

Проверка домашнего задания:
Изобразите схемы строения электронной оболочки атомов:

Сравните строение электронных оболочек атомов:

Инертные газы:
Каждый период Периодической системы Д.И. Менделеева заканчивается инертным (благородным) газом. Всего известно 7 инертных газов: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон, оганесон (в природе не обнаружен, был синтезирован в лабораторных условиях).
Самым распространенным инертным газом в атмосфере Земли является аргон.

Завершить энергетический уровень можно
Отдавая электроны с внешнего уровня (в этом случае внешний незавершенный уровень исчезает, а предпоследний, который был завершен в предыдущем периоде, становится внешним).
Принимая электроны, которых не хватает до завершения энергетического уровня (атомы, имеющие на внешнем энергетическом уровне меньшее число электронов, отдают их атомам, у которых на внешнем уровне больше электронов).

У атомов инертных газов на внешних, самых удаленных от ядра уровнях находится восемь электронов (у гелия – два). Это своеобразный идеал прочности энергетического уровня, к которому стремятся атомы всех остальных элементов ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Инертные газы:

Отдача электронов:
Тенденция к отдаче электронов с внешнего уровня имеют атомы элементов-металлов.
Чем легче атомы элемента-металла отдают свои внешние электроны, тем в большей степени выражены у него металлические свойства.
Наиболее типичными металлами в Периодической системе Д.И. Менделеева являются элементы главной подгруппы I группы (IA группы).

Принятие электронов:
Тенденция к принятию недостающих до завершения внешнего энергетического уровня имеют атомы элементов-неметаллов.
В пределах периода с увеличением заряда атомного ядра, а соответственно и с увеличением числа внешних электронов металлические свойства химических элементов ослабевают.
Неметаллические свойства элементов, характеризующиеся легкостью принятия электронов на внешний уровень, при этом усиливаются. Наиболее типичными неметаллами в Периодической системе Д.И. Менделеева являются элементы главной подгруппы VII группы (VIIA группы).

Способность атома принимать и отдавать электроны:
На способность атомов принимать и отдавать электроны оказывает влияние не только число электронов на внешнем уровне, но и радиус атома.
В пределах периода число энергетических уровней у атомов элементов не изменяется, а вот радиус уменьшается, так как увеличивается заряд ядра. Поэтому притяжение электронов к ядру усиливается, и радиус атома уменьшается (атом «сжимается»). Поэтому становится все труднее отдать внешние электроны и все легче принять недостающие до заполнения энергетического уровня электроны.

В Периодической системе Д.И. Менделеева с увеличением порядкового номера свойства атомов изменяются:

Результат принятия или отдачи электронов:
Атом металла легко отдаст свой наиболее удаленный от ядра и слабо связанный с ним электрон атому неметалла, который предоставит ему свободное место на своем внешнем энергетическом уровне.

Атом металла, лишенный одного отрицательного заряда, приобретает положительный заряд, а атом неметалла благодаря полученному электрону превращается в отрицательно заряженную частицу – ион.

Разноименно заряженные ионы по закону притяжения противоположных зарядов соединяются, между ними возникает химическая связь.
Химическая связь, образующаяся между ионами, называют ионной.

Образование ионной связи на примере хлорида натрия (поваренной соли):

Образование ионной связи при взаимодействии атомов кальция и кислорода:

Алгоритм рассуждений при записи схемы образования ионной связи на примере атомов кальция и хлора:
Кальций – элемент главной подгруппы II группы, металл, ему легче отдать электроны чем принять:
𝐶𝑎 0 атом −2 ē → 𝐶𝑎 2+ ион .
Хлор – элемент главной подгруппы VII группы, неметалл, ему легче принять электрон чем отдать:
𝐶𝑙 0 атом +1ē → 𝐶𝑙 − ион .

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2 (2*1). Затем определим, сколько атомов кальция нужно взять, чтобы они отдали 2 электрона ( один атом Са), и сколько атомов хлора надо взять, чтобы они могли принять 2 электрона ( два атома Cl).
Образование ионной связи между атомами кальция и хлора можно записать так:

Алгоритм рассуждений при записи схемы образования ионной связи на примере атомов кальция и хлора:

Для формирования состава ионных соединений пользуются формульными единицами – аналогами молекулярных формул.
Цифры, показывающие число атомов, молекул или формульных единиц, называют коэффициентами, а цифры, показывающие число атомов в молекуле или ионов в формульной единице, называют индексами.

Домашнее задание
Изучить §10. Изменение числа электронов на внешнем энергетическом уровне атомов химических элементов стр. 61-66, вопросы 1-3.
Доклад «Почему инертные газы стали называться благородными?»
Прочитать § 11. Взаимодействие атомов элементов-неметаллов между собой

Рабочие листы и материалы для учителей и воспитателей

Более 3 000 дидактических материалов для школьного и домашнего обучения

Изменение числа электронов на внешнем энергетическом уровне атомов химических элементов

Любой период Периодической системы Д. И. Менделеева заканчивается инертным (благородным) газом. Самым часто встречающимся из инертных (благородных) газов в земной атмосфере является аргон, который получилось выделить в чистом виде раньше других аналогов. Почему же гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон инертны? Потому, что у инертных газов на внешнем уровне, самом отдаленном от ядра, располагается восемь электронов (у гелия – два).

Восемь электронов на внешнем уровне – предельное количество для любого элемента Периодической системы Д. И. Менделеева, за исключением водорода и гелия. Это своего рода идеал прочности энергетического уровня. К нему пытаются приблизиться атомы всех остальных элементов Периодической системы Д. И. Менделеева.

Есть два пути, с помощью которых можно добиться такого положения: либо отдавать электроны с внешнего уровня (тогда внешний незавершенный уровень пропадает, а уровень перед ним, завершенный в прошлом периоде, становится на место внешнего), либо принимать недостающие электроны, и таким образом иметь те самые восемь электронов.

Атомы, у которых на внешнем уровне меньшее количество электронов, передают их атомам с большим количеством электронов. Очень просто отдать один электрон, который единственен на внешнем уровне, атомам элементов главной подгруппы I группы (IA группы). Сложнее отдавать два электрона, к примеру, атомам элементов главной подгруппы II группы (IIA группы). Еще более сложно отдавать три электрона на внешнем уровне атомам элементов III группы (IIIA группы).

Стремление к отдаче электронов с внешнего уровня есть у атомов элементов-металлов. А также, чем проще атомам элементов-металлов отдавать свои внешние электроны, тем значительнее проявляются у него металлические свойства. Следовательно, наиболее типичными металлами являются элементы главной подгруппы I группы (IA группы). И напротив, стремление принимать электроны, чтобы завершить внешний энергетический уровень, есть у атомов элементов-неметаллов. Вывод: металлические свойства химических элементов угасают в рамках периода с увеличением заряда атомного ядра, а, следовательно, и с увеличением количества внешних электронов.

Максимально типичные неметаллы – элементы главной подгруппы VII группы (VIIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева. На их внешнем уровне располагаются семь электронов, то есть до устойчивого состояния атомов им недостает лишь одного электрона. Они очень просто их добавляют, проявляя при этом свойства неметаллов.

Как же поступают атомы элементов главной подгруппы IV группы (IVA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева? У них на внешнем уровне четыре электрона, и им, вроде как, нет разницы, отдать или добавить четыре электрона. Оказалось, что на возможность атомов отдавать или принимать электроны влияет не только количество внешних электронов, но и радиус атома. В рамках периода у атомов элементов количество энергетических уровней одинаково и оно не меняется, а вот как раз радиус уменьшается, потому что растет положительный заряд ядра (количество протонов в ядре). Таким образом, притяжение электронов к ядру становится сильнее, и радиус атома уменьшается, атом своего рода сжимается. Из-за этого становится сложнее отдавать электроны внешнего энергетического уровня и, наоборот, становится проще присоединить недостающие до заветной восьмерки электроны.

В рамках одной подгруппы радиус атома растет с увеличением заряда атомного ядра, потому что при постоянном количестве электронов на внешнем уровне (он совпадает с номером группы) растет количество энергетических уровней (оно совпадает с номером периода). По этой причине все проще отдавать внешние электроны.

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

В рамках одной подгруппы (в главной подгруппе) металлические свойства повышаются, а неметаллические – понижаются в связи со следующими обстоятельствами:

растут заряды атомных ядер;
количество внешних электронов не меняется;
растет количество заполняемых уровней;
увеличивается радиус атома.

В рамках одного периода металлические свойства понижаются, а неметаллические – повышаются в связи со следующими причинами:

растут заряды атомных ядер;
растет количество внешних электронов;
количество заполняемых уровней не меняется;
уменьшается радиус атома.

Что же происходит после принятия или отдачи электронов атомами химических элементов? Вообразим, что «встретились» два атома: атом металла IA группы и атом неметалла VIIA группы. Атом металла имеет на своем внешнем энергетическом уровне один электрон, а атому неметалла, по счастливому стечению обстоятельств, как раз не хватает одного электрона до завершения внешнего уровня. Атом металла просто отдаст свой самый удаленный от ядра и почти не связанный с ним электрон атому неметалла, у которого есть место на его энергетическом уровне.

В таком случае атом металла, потерявший один отрицательный заряд, приобретет положительный заряд, а атом неметалла станет отрицательно заряженной частицей – ионом. Они вместе получат то, что хотели – заветную восьмерку на внешнем энергетическом уровне. Но что же будет после этого? Разноименно заряженные ионы, следуя закону притяжения противоположных зарядов, в этот же момент соединятся, то есть между ними появится химическая связь.

Химическую связь, которая образуется между ионами, называют ионной. Разберем образование этой химической связи на хорошо известном всем соединении поваренной соли (хлорида натрия):

Процесс преобразования атомов в ионы показан на схеме и рисунке:

К примеру, ионная связь появляется и при взаимодействии атомов кальция и кислорода:

Подобное преобразование атомов в ионы возникает в каждом случае взаимодействия атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

В завершение разберем алгоритм (последовательность) мыслительного процесса при изображении схемы образования ионной связи, к примеру, между атомами кальция и хлора:

Хлор – представитель элементов главной подгруппы VII группы (VIIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева, неметалл. Атому хлора проще добавить один недостающий до восьмерки электрон, чем отдать свои семь электронов с внешнего уровня:

Для обозначения состава ионных соединений используют формульные единицы. Аналогичны для них молекулярные формулы. Цифры, которые показывают число атомов, молекул или формульных единиц, принято называть коэффициентами, в то время как цифры, обозначающие число атомов в молекуле или ионов в формульной единице, называют индексами.

Атомы и электроны

Мы приступаем к изучению химии - мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными формулами элементов.

Атом (греч. а - отриц. частица + tomos - отдел, греч. atomos - неделимый) - электронейтральная частица вещества микроскопических размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется "планетарной" и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos - первый) - положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов элементов. Нейтрон (лат. neuter - ни тот, ни другой) - нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron - янтарь) - стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома - порядковый номер в таблице Менделеева - равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Состоит из s-подуровня: одной "1s" ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами - 1s 2 )

Состоит из s-подуровня: одной "s" ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех "p" ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов

Состоит из s-подуровня: одной "s" ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех "p" ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти "d" ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов

Состоит из s-подуровня: одной "s" ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех "p" ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти "d" ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи "f" ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: "s", "p" и "d", которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный "рисунок".

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь - клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
На орбитали (в одной "ячейке") не может располагаться более двух электронов
Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются еще одним электроном с противоположным направлением
Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода - 6, у серы - 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Углерод - 1s 2 2s 2 2p 2
Серы - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

Внешний уровень и валентные электроны

Углерод - 2s 2 2p 2 (4 валентных электрона)
Сера -3s 2 3p 4 (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью - способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

Углерод - 2s 2 2p 2 (2 неспаренных валентных электрона)
Сера -3s 2 3p 4 (2 неспаренных валентных электрона)

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Магний - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
Скандий - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1

Лекция по Химии на тему "Металлы"

1. Где расположены металлы в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева?

2. Каковы особенности строения атомов металлов?
3. В чём различие в строении внешнего энергетического уровня у металлов и неметаллов?
4. Сколько наружных электронов имеют атомы металлов главных и побочных подгрупп?
5. В каких формах могут находиться металлы в природе?
6. Как устроена кристаллическая решетка металлов?
7. Каковы физические свойства металлов?

8. Как можно получить металлы из их соединений?
9. Как ведут себя атомы металлов в химических реакциях и почему?
10. Какие свойства – окислителей или восстановителей – проявляют металлы в химических реакциях?
11. Расскажите об электрохимическом ряде напряжений металлов.
12. Перечислите реакции, в которые могут вступать металлы.
13. Каково значение металлов в жизни человека?

1. Особенности электронного строения металлов.

Металлы - это химические элементы, атомы которых отдают электроны внешнего (а иногда предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Металлы – восстановители Ме 0 – nе = Ме n+ . Это обусловлено небольшим числом электронов внешнего слоя (в основном 1 - 3), большим радиусом атомов, вследствие чего эти электроны слабо удерживаются с ядром.

2. Положение металлов в ПСХЭ.

Легко увидеть, что большинство элементов ПСХЭ – металлы (92 из 114).

Металлы размещены в левом нижнем углу ПСХЭ. Это все элементы, расположенные ниже диагонали В – А t , даже те у которых на внешнем слое 4 электрона ( Je , Sn , Pb ), 5 электронов ( Sb , Di ), 6 электронов ( Po ), так как они отличаются большим радиусом. Среди них есть s и p -элементы – металлы главных подгрупп, а также d и f металлы, образующие побочные подгруппы.

В соответствии с местом, занимаемым в периодической системе, различают переходные (элементы побочных подгрупп) и непереходные металлы (элементы главных подгрупп). Металлы главных подгрупп характеризуются тем, что в их атомах происходит последовательное заполнение электронных s- и р-подуровней. В атомах металлов побочных подгрупп происходит достраивание d- и f-подуровней.

Закономерности в изменении свойств элементов – металлов.

Признаки сравнения

В главной подгруппе

Число электронов на внешнем слое

У элементов – металлов побочных подгрупп свойства чуть-чуть другие.

В побочных подгруппах ( Cu , Ag , Au ) – активност ь элементов – металлов падает. Эта закономерность наблюдается и у элементов второй побочной подгруппы Zn , Cd , Hg . У элементов побочных подгрупп – это элементы 4-7 периодов – с увеличением порядкового элемента радиус атомов изменятся мало, а величина заряда ядра увеличивается значительно, поэтому прочность связи валентных электронов с ядром усиливается, восстановительные свойства ослабевают.

3. Металлическая химическая связь. Кристаллические решетки.

Связь в металлах между («атом-ионами» ) посредством (большого количества не связанных с ядрами подвижных электронов) называется (металлической связью) .

Все металлы являются кристаллическими телами, имеющими определенный тип кристаллической решетки, состоящей из малоподвижных положительно заряженных ионов, между которыми движутся свободные электроны (так называемый электронный газ). Такой тип структуры называется металлической связью.

Тип решетки определяется формой элементарного геометрического тела, многократное повторение которого по трем пространственным осям образует решетку данного кристаллического тела.

Обобщим сведения о типе химической связи, образуемой атомами металлов и строение кристаллической решетки:

- сравнительно небольшое количество электронов одновременно связывают множество ядер, связь делаколизована;

- валентные электроны свободно перемещаются по всему куску металла, который в целом электронейтрален;

- металлическая связь не обладает направляемостью и насыщенностью.

4. Физические свойства металлов

В соответствие именно с таким строением металлы характеризуются общими физическими свойствами.

а) твердость – все металлы кроме ртути, при обычных условиях твердые вещества. Самые мягкие – натрий, калий. Их можно резать ножом; самый твердый хром – царапает стекло.

б) плотность. Металлы делятся на мягкие (5г/см³) и тяжелые (меньше 5г/см³).

в) плавкость. Металлы делятся на легкоплавкие и тугоплавкие.

г) электропроводность, теплопроводность металлов обусловлена их строением. Хаотически движущиеся электроны под действием электрического напряжения приобретают направленное движение, в результате чего возникает электрический ток.

При повышении температуры амплитуда движения атомов и ионов, находящихся в узлах кристаллической решетки резко возрастает, и это мешает движению электронов, и электропроводность металлов падает.

д) металлический блеск – электроны, заполняющие межатомное пространство отражают световые лучи, а не пропускают как стекло. Поэтому все металлы в кристаллическом состоянии имеют металлический блеск. Для большинства металлов в ровной степени рассеиваются все лучи видимой части спектра, поэтому они имеют серебристо-белый цвет. Только золото и медь в большой степени поглощают короткие волны и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют желтый цвет. Самые блестящие металлы – ртуть, серебро, палладий. В порошке все металлы, кроме Al и Mg , теряют блеск и имеют черный или темно-серый цвет.

е) пластичность. Механическое воздействие на кристалл с металлической решеткой вызывает только смещение слоев атомов и не сопровождается разрывом связи, и поэтому металл характеризуется высокой пластичностью.

Некоторые металлы, например, железо, титан, олово и др. способны по достижении определенных температур изменять кристаллическое строение. Это явление получило название аллотропии или полиморфизма, а сами переходы от одного кристаллического строения к другому называются аллотропическими или полиморфными.

5. Химические свойства металлов

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов: чем меньше электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

А) Взаимодействие с неметаллами ( в названиях полученных веществ окончание

2Mg 0 +O₂ 0 —>2Mg 2+ O 2- (оксид магния)

Fe 0 +S 0 —>Fe 2+ S 2- ( сульфид железа II)

Б) Взаимодействие с водой. Самые активные металлы реагируют с водой при обычных условиях, и в результате этих реакций образуются растворимые в воде основания и выделяется водород

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2

2Li 0 +2H₂ + O 2– —> 2Li + O 2- H + + H₂ 0

Менее активные металлы реагируют с водой при повышенной температуре с выделением водорода и образованием оксида соответствующего металла Zn + H₂O = ZnO +H₂

В) Взаимодействие с растворами кислот. Происходит при соблюдении ряда условий

· Металл должен находиться левее в ряду напряжений металлов;

· В результате реакции должна образовываться растворимая соль, иначе металл покроется осадком и доступ кислоты к металлу прекратиться;

· Для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой в растворе кислоты;

· По особому взаимодействуют с металлами концентрированные азотная и серная кислоты;

2H + Cl – +Zn0 → Zn 2+ Cl₂ - +H₂0

Г) Взаимодействие с растворами солей. При этом соблюдаются следующие условия

· Металл должен находиться в ряду напряжений левее металла, образующего соль;

· Для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой в растворе соли;

Fe 0 +Cu 2+ Cl₂ – →Fe 2+ Cl₂ – +Cu 0

Д) Взаимодействие со щелочами (только амфотерные)

Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

Е) Взаимодействие с оксидами металлов (металлотермия).

Некоторые активные металлы способны вытеснять другие металлы из их оксидов при поджигании смеси.

2Al 0 + Fe ₂ O ₃ = Al ₂ O ₃ +2 Fe 0

Ж) Коррозия (будет рассмотрена на другом занятии).

6. Способы получения металлов

Существуют несколько основных способов получения — металлов.
а) Пирометаллургия – это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей (C, CO, H₂, Al, Mg и др.).

— из их оксидов углем или оксидом углерода (II)
ZnО + С = Zn + СО
Fе₂О₃ + ЗСО = 2Fе + ЗСО₂
— водородом
WO₃ + 3H₂ =W + 3H₂O
СоО + Н₂ = Со + Н₂О
— алюминотермия
4Аl + ЗМnО₂ = 2А1₂О₃ + ЗМn

б) Гидрометаллургия – это получение металлов, которое состоит из двух процессов: сначала природное соединение металла (оксид) растворяют в кислоте, в результате чего получают соль металла. Затем из полученного раствора необходимый металл вытесняют более активным металлом. Например:

Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем):
2ZnS + ЗО₂ = 2ZnО + 2SО₂
ZnО + С = СО + Zn

в) Электрометаллургия – это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя при этом играет электрический ток.

СuСl₂ → Сu 2 + 2Сl -
Катод (восстановление): Сu 2+ - 2е - = Сu 0

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: