Количество электронов на внешнем энергетическом уровне металлов

Обновлено: 07.01.2025

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.

Общая характеристика металлов IА–IIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Атомы элементов IА–IIIА групп имеют сходство в строении электронных оболочек и закономерностях изменения свойств, что приводит к некоторому сходству их химических свойств и свойств их соединений.

Металлы IA (первой группы главной подгруппы) также называются «щелочные металлы«. К ним относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий. Франций – радиоактивный элемент, в природе практически не встречается. У всех металлов IA группы на внешнем энергетическом уровне, на s-подуровне в основном состоянии есть один неспаренный электрон:

… ns 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня щелочных металлов

Металлы IA группы — s-элементы. В химических реакциях они отдают один валентный электрон, поэтому для них характерна постоянная степень окисления +1.

Рассмотрим характеристики элементов IA группы:

Все щелочные металлы — сильные восстановители. Это самые активные металлы, которые могут непосредственно взаимодействовать с неметаллами. С ростом порядкового номера и уменьшением энергии ионизации металлические свойства элементов усиливаются. Щелочные металлы образуют с кислородом оксиды Э₂О. Оксиды щелочных металлов реагируют с водой с образованием основания (щелочи):

Водородные соединения щелочных металлов — это гидриды с общей формулой ЭН. Степень окисления водорода в гидридах равна -1.

Металлы IIA (второй группы главной подгруппы) — щелочноземельные. Раньше к щелочноземельным металлам относили только кальций, стронций, барий и радий, но по решению ИЮПАК бериллий и магний также называются щелочноземельными.

У щелочноземельных металлов на внешнем энергетическом уровне расположены два электрона. В основном состоянии это два спаренных электрона на s-подуровне:

… ns 2 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIA группы

Щелочноземельные металлы — s-элементы. Отдавая два валентных электрона, они проявляют постоянную степень окисления +2. Все элементы подгруппы бериллия — сильные восстановители, но восстановительные свойства выражены слабее, чем у щелочных металлов.

Характеристики элементов IIA группы:

Металлы подгруппы бериллия довольно активны. На воздухе они легко окисляются, образуя основные оксиды с общей формулой ЭО. Этим оксидам соответствуют гидроксиды Э(ОН)₂.

Первый элемент IIA группы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию (диагональное сходство). Это проявляется в свойствах бериллия. Например, он не взаимодействует с водой. Магний взаимодействует с водой только при нагревании. Кальций, стронций и барий — это типичные металлы. Они реагируют с водой при обычных условиях.

Элементам IIA группы соответствуют гидриды с общей формулой ЭН₂.

Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) — это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:

… ns 2 nр 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы

Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.

Металлические свойства у элементов подгруппы бора выражены слабее, чем у элементов IIA подгруппы. Элмент бор относится к неметаллам. Энергия ионизации атома у бора наибольшая среди элментов IIIA подгруппы. Алюминий относится к типичным металлам, но оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства. У таллия более сильно выражены металлические свойства, в степени окисления +1 он близок по свойствам к щелочным металлам. Наибольшее практическое значение среди элементов IIIA подгруппы имеет алюминий.

Периодический закон

Периодический закон — это фундаментальный закон, который был сформулирован Д.И. Менделеевым в 1869 году.

В формулировке Дмитрия Ивановича Менделеева периодическ ий закон звучал так: « Свойства элементов, формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины их атомной массы .» Периодическое изменение свойств элементов Менделеев связывал с атомной массой. Понимание периодичности изменения многих свойств позволило Дмитрию Ивановичу определить и описать свойства веществ, образованных еще не открытыми химическими элементами, предсказать природные рудные источники и даже места их залегания.

Более поздние исследования показали, что свойства атомов и их соединений зависят в первую очередь от электронного строения атома. А электронное строение определяется свойствами атомного ядра. В частности, зарядом ядра атома .

Поэтому современная формулировка периодического закона звучит так:

« Свойства элементов, форма и свойства образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов «.

Следствие периодического закона – изменение свойств элементов в определенных совокупностях, а также повторение свойств по периодам, т.е. через определенное число элементов. Такие совокупности Менделеев назвал периодами.

Периоды – это горизонтальные ряды элементов с одинаковым количеством заполняемых электронных уровней. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом ( s -элементом), а заканчиваются благородным газом.

Группы – вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns— и np— подуровнях.

1. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева состоит из семи периодов, которые представляют собой горизонтальные последовательности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра.

Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородными газами (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которым предшествуют типичные неметаллы.

В периодах слева направо возрастает число электронов на внешнем уровне.

В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства.

1) Li 2) Ca 3) Cs 4) N 5) S

Ответ: 154

1) Be 2) Ba 3) Mg 4) N 5) F

Ответ: 541

В первом периоде имеются два элемента – водород и гелий. При этом водород условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Как и щелочные металлы, водород является восстановителем. Отдавая один электрон, водород образует однозарядный катион H + . Как и галогены, водород – неметалл, образует двухатомную молекулу H₂ и может проявлять окислительные свойства при взаимодействии с активными металлами:

2Na + H₂ → 2NaH

В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (от скандия Sc до цинка Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода ( от галлия Ga до криптона Кr). Аналогично построен пятый период. Переходными элементами обычно называют любые элементы с валентными d– или f–электронами.

Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположены десять d–элементов (от лантана La — до ртути Hg), а после первого переходного элемента лантана La следуют 14 f–элементов — лантаноидов (Се — Lu). После ртути Hg располагаются остальные 6 основных р-элементов шестого периода (Тl — Rn).

В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов- актиноидов (Th — Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды помещены отдельно внизу таблицы.

В Периодической системе каждый элемент расположен в строго определенном месте, которое соответствует его порядковому номеру .

Элементы в Периодической системе разделены на восемь групп (I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы — главные , или подгруппы А и побочные , или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Внутри каждой подгруппы элементы проявляют похожие свойства и схожи по химическому строению. А именно:

В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

В зависимости от того, какая энергетическая орбиталь заполняется в атоме последней, химические элементы можно разделить на s-элементы, р-элементы, d- и f-элементы.

У атомов s-элементов заполняются s-орбитали на внешних энергетических уровнях. К s-элементам относятся водород и гелий, а также все элементы I и II групп главных подгрупп (литий, бериллий, натрий и др.). У p-элементов электронами заполняются p-орбитали. К ним относятся элементы III-VIII групп, главных подгрупп. У d-элементов заполняются, соответственно, d-орбитали. К ним относятся элементы побочных подгрупп.

Номер периода соответствует числу заполняемых энергетических уровней.

Номер группы, как правило, соответствует числу валентных электронов в атоме (т.е. электроном, способных к образованию химической связи).

Номер группы, как правило, соответствует высшей положительной степени окисления атома. Но есть исключения!

О каких же еще свойствах говорится в Периодическом законе?

Периодически зависят от заряда ядра такие характеристики атомов, как орбитальный радиус, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, энергия ионизации, степень окисления и др.

2. Радиус атома

Рассмотрим, как меняется атомный радиус . Вообще, атомный радиус – понятие довольно сложное и неоднозначное. Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы неметаллов.

Радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в металлической кристаллической решетке. Атомный радиус зависит от типа кристаллической решетки вещества, фазового состояния и многих других свойств.

Мы говорим про орбитальный радиус изолированного атома .

Орбитальный радиус – это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимального скопления наружных электронов.

Орбитальный радиус завит в первую очередь от числа энергетических уровней, заполненных электронами.

Чем больше число энергетических уровней, заполненных электронами, тем больше радиус частицы.

Например , в ряду атомов: F – Cl – Br – I количество заполненных энергетических уровней увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также увеличивается.

Если количество заполняемых энергетических уровней одинаковое, то радиус определяется зарядом ядра частицы.

Чем больше заряд ядра, тем сильнее притяжение валентных электронов к ядру.

Чем больше притяжение валентных электронов к ядру, тем меньше радиус частицы. Следовательно:

Чем больше заряд ядра атома (при одинаковом количестве заполняемых энергетических уровней), тем меньше атомный радиус.

Например , в ряду Li – Be – B – C количество заполненных энергетических уровней, заряд ядра увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также уменьшается.

В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней у атомов. Чем больше количество энергетических уровней у атома, тем дальше расположены электроны внешнего энергетического уровня от ядра и тем больше орбитальный радиус атома.

В главных подгруппах сверху вниз увеличивается орбитальный радиус.

В периодах же число энергетических уровней не изменяется. Зато в периодах слева направо увеличивается заряд ядра атомов. Следовательно, в периодах слева направо уменьшается орбитальный радиус атомов.

В периодах слева направо орбитальный радиус атомов уменьшается.

1) O 2) Se 3) F 4) S 5) Na

Решение:

В одной группе Периодической системы находятся элементы кислород O, селен Se и сера S.

В группе снизу вверх атомный радиус уменьшается, а сверху вниз – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: O, S, Se или 142.

Ответ: 142

1) K 2) Li 3) F 4) B 5) Na

Решение:

В одном периоде Периодической системы находятся элементы литий Li, фтор F и натрий Na.

В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: Li, B, F или 243.

Ответ: 243

1) Ca 2) P 3) N 4) О 5) Ti

p-элементы это фосфор Р, азот N, кислород О.

В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. В группе — сверху вниз увеличивается. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 234.

Ответ: 234

Рассмотрим закономерности изменения радиусов ионов : катионов и анионов.

Катионы – это положительно заряженные ионы. Катионы образуются, если атом отдает электроны.

Радиус катиона меньше радиуса соответствующего атома. С увеличением положительного заряда иона радиус уменьшается.

Например , радиус иона Na + меньше радиуса атома натрия Na:

Анионы – это отрицательно заряженные ионы. Анионы образуются, если атом принимает электроны.

Радиус аниона больше радиуса соответствующего атома.

Радиусы ионов также зависят от числа заполненных энергетических уровней в ионе и от заряда ядра.

Например , радиус иона Cl – больше радиуса атома хлора Cl.

Изоэлектронные ионы – это ионы с одинаковым числом электронов. Для изоэлектронных частиц радиус также определяется зарядом ядра: чем больше заряд ядра иона, тем меньше радиус.

Например : частицы Na + и F ‒ содержат по 10 электронов. Но заряд ядра натрия +11, а у фтора только +9. Следовательно, радиус иона Na + меньше радиуса иона F ‒ .

3. Электроотрицательность

Еще одно очень важное свойство атомов – электроотрицательность (ЭО).

Электроотрицательность – это способность атома смещать к себе электроны других атомов при образовании связи. Оценить электроотрицательность можно только примерно. В настоящее время существует несколько систем оценки относительной электроотрицательности атомов. Одна из наиболее распространенных – шкала Полинга.

По Полингу наиболее электроотрицательный атом – фтор (значение ЭО≈4). Наименее элекроотрицательный атом –франций (ЭО = 0,7).

В главных подгруппах сверху вниз уменьшается электроотрицательность.

В периодах слева направо электроотрицательность увеличивается.

1) Mg 2) P 3) O 4) N 5) Ti

Элементы-неметаллы – это фосфор Р, кислород О и азот N.

Электроотрицательность увеличивается в группах снизу вверх и слева направо в периодах. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 243.

Построение структурно-электронной формулы элементов B-подгрупп

Элементы побочной подгруппы еще называют d-элементами или переходными металлами. Они отличаются тем, что их валентные электроны расположены не только на s-подуровне внешнего энергетического слоя, но и на d-подуровне предвнешнего слоя. Валентными электронами называют те, что способны участвовать в образовании химической связи.

Что бы построить модель атома такого элемента, нам необходимо знать одно важное отличие этих элементов от элементов А-подгрупп: если у элементов главных (А) подгрупп количество электронов на внешнем уровне определяется по номеру группы (например, у лития один электрон на внешнем слое, у бериллия – два, у бора – три и так далее), то у элементов побочных подгрупп это количество не зависит от номера группы.

Для определения количества электронов на внешнем уровне, легче всего просто запомнить несколько распространённых примеров (они выделены красным):

Количество электронов на внешнем уровне

Cu, Ag, Au, Nb, Cr, Mo, Ru, Rh, Pt, Ds

Все остальные элементы B-подгрупп, кроме палладия.

Остальные правила работают как с элементами А-подгрупп, так и с элементами Б-подгрупп. Например, заряд ядра определяется по порядковому номеру элемента, количество энергетических уровней по расположению в определенном периоде.

Рассмотрим конфигурацию нескольких элементов побочных подгрупп:

На рисунке показано, что несмотря на положение элементов в определенных подгруппах, количество электронов у них не равно этой группе.

Для сравнения изучим еще один рисунок, на котором мы можем сравнить элементы А- и Б-подгрупп одной и той же группы:

На этом рисунке мы снова можем убедиться, что элементы, находящиеся в одной и той же группе. В одном и том же периоде, но в разных подгруппах имеют разное строение.

Что бы разобраться, почему эти элементы называются d-элементами, разберем структурно-электронные формулы некоторых из них, например, хрома, железа и марганца, строение которых описывалось выше. Как уже было сказано, у этих элементов валентными являются не только внешний. Но и предвнешний уровень.

3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

3s 2 3p 6 3d 5 4s 2

d-орбиталь содержит неспаренные электроны, которые могут вступать в химическую связь. Поэтому высшая валентность хрома равна не двум (по количеству электронов на внешнем уровне), а шести – по общему количеству электронов внешнего энергетического уровня и d-электронов предвнешнего уровня.

Вы можете встретить немного измененный порядок заполнения орбиталей, например, у марганца: 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 . s- и d-подуровень поменялись местами, в таких формулах учтен уровень энергии орбиталей: чем меньшей энергией обладает орбиталь, тем быстрее она будет заполняться электронами.

Правильнее будет заполнять электроны в следующем порядке:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p…

Тренировочные задания ЕГЭ

Задание 1.

Для выполнения заданий 1 – 3 используйте следующий ряд химических элементов:

Ответом в заданиях 1 – 3 является последовательность цифр, под которыми указаны химические элементы в данном ряду.

Определите, атомы каких из указанных элементов имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns 2 (n-1) d 10

Решение задания:

Для начала разберемся со страшной формулой ns 2 (n-1) d 10 . Попробуем заменить переменную n на любое число, например, на 4, тогда мы получим 4s 2 (4-1)d 10 или 4s 2 3d 10 . Эта формула отображает порядок распределения электронов согласно их энергии. Если для нас такой порядок непривычен, то мы можем поменять его местами, тогда получим 3d 10 4s 2 . Получившаяся формула приблизительна, вместо нее может быть 4d 10 5s 2 или 5d 10 6s 2 , но по этой формуле мы понимаем, что должны искать элемент с двумя электронами на внешнем энергетическом уровне (это приводит к тому, что медь выбывает из списка претендентов на правильный ответ), и элемент должен иметь d-орбиталь на внешнем уровне (кальций и стронций выпадают)

Верный ответ: 23

Задание 2.

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов не имеют на внешнем энергетическом уровне неспаренных электронов.

Решение: построим электронные конфигурации данных атомов.

Сурьма – Sb, элемент главной подгруппы пятой группы (А), у таких элементов валентные электроны находятся только на внешнем слое: 5s 2 5p 3 , что соответствует структурно-электронной формуле:

Элемент имеет три неспаренных p-электрона.

Последовательность расположения электронов на энергетических уровнях выражается следующим рядом чисел:

Конфигурация благородного газа. Образование ионной связи.

Есть в таблице Д. И. Менделеева группа элементов, именуемая благородным или инертными газами. Названы они так не спроста, хоть они и проявляют окислительно-восстановительные свойства и вступают в химическую связь, их соединений мы знаем не так много, как соединений многих других элементов. Их низкую химическую активность объясняет то, что у этих элементов «идеальное» количество электронов – восемь (исключение – гелий, однако у него внешний энергетический уровень так же является завершенным, так как на первом уровне может разместиться только два электрона, а не восемь). Атомы с таким количеством электронов на внешнем энергетическом уровне устойчивы и не стремятся к химическому взаимодействию. Максимальное количество электронов на внешнем уровне равно восьми, легко запомнить, так как групп в классической периодической системе восемь, а именно группа определяет количество электронов на внешнем энергетическом уровне.

Остальные элементы стремятся принять конфигурацию благородного газа, превращаясь при этом в ионы.

Рассмотрим данный процесс на примере некоторых элементов.

Атому натрия, для завершения внешнего энергетического уровня не хватает семь электронов, притянуть такое количество, имея большой радиус и небольшое количество протонов оказывается невозможным. Поэтому натрию легче отдать электрон внешнего уровня, тогда второй уровень станет внешним, на нём как раз расположено восемь электронов.

Однако, при этом количество протонов в ядре остаётся равным одиннадцати, а электронов теперь всего десять. Элементарные вычисления (+11-10 = +1) дают нам понять, что теперь это не атом, а положительно заряженная частица – ион:

Ионы, несущие положительный заряд, называются катионами.

Если же мы рассмотрим строение внешнего энергетического уровня фтора, то обнаружим, что этому элементу до завершенного внешнего уровня не хватает всего одного электрона:

Этот электрон фтор может получить от натрия, превратившись при этом в отрицательно заряженную частицу – анион:

Оба атома при таком взаимодействии приняли конфигурацию благородного газа (8 электронов на внешнем уровне), превратились в ионы, после чего притянулись друг к другу из-за противоположных знаков и образовали фторид натрия NaF. Так образуется ионная связь.

Элементы, которые с наибольшей вероятностью отдают электроны, называют металлами, у них хорошо выражены восстановительные свойства (способность отдавать свои электроны, восстанавливая электронную оболочку другого атома до восьмиэлектронной).

Элементы, с наибольшей вероятностью «отнимающие» чужие электроны, называют неметаллами, они проявляют окислительные свойства.

Элементы, отдающие электроны (восстановители) повышают свою степень окисления, тогда как элементы, принимающие электроны (окислители) – понижают степень окисления за счет того, что принятые электроны несут отрицательный заряд.

Читайте также: