Quel est le niveau externe en chimie. Chimie
Chaque période Tableau périodique DI Mendeleev se termine par un gaz inerte ou noble.
Le plus commun des gaz inertes (nobles) dans l'atmosphère terrestre est l'argon, qui a été isolé dans forme pure plus tôt que les autres analogues. Quelle est la raison de l'inertie de l'hélium, du néon, de l'argon, du krypton, du xénon et du radon ?
Le fait que les atomes de gaz inertes ont huit électrons aux niveaux les plus externes les plus éloignés du noyau (l'hélium en a deux). Huit électrons au niveau externe est le nombre limite pour chaque élément du tableau périodique de DI Mendeleev, à l'exception de l'hydrogène et de l'hélium. C'est une sorte d'idéal de la force du niveau d'énergie, auquel s'efforcent les atomes de tous les autres éléments du tableau périodique de D.I.Mendeleev.
Les atomes peuvent atteindre une telle position d'électrons de deux manières: en donnant des électrons du niveau externe (dans ce cas, le niveau incomplet externe disparaît et l'avant-dernier niveau, qui a été complété dans la période précédente, devient externe) ou en acceptant des électrons , qui ne suffisent pas jusqu'au huit convoité. Les atomes qui ont un plus petit nombre d'électrons au niveau externe les donnent aux atomes qui ont plus d'électrons au niveau externe. Il est facile de faire don d'un électron, lorsqu'il est le seul au niveau externe, aux atomes des éléments du sous-groupe principal du groupe I (groupe IA). Il est plus difficile de donner deux électrons, par exemple, aux atomes des éléments du sous-groupe principal du groupe II (groupe IIA). Il est encore plus difficile de donner vos trois électrons externes aux atomes des éléments du groupe III (groupe IIIA).
Les atomes d'éléments métalliques ont tendance à céder des électrons du niveau extérieur.... Et plus les atomes d'un élément métallique abandonnent facilement leurs électrons externes, plus ses propriétés métalliques sont prononcées. Il est donc clair que les métaux les plus typiques du tableau périodique de D.I.Mendeleev sont les éléments du sous-groupe principal du groupe I (groupe IA). Et vice versa, les atomes d'éléments non métalliques ont tendance à accepter le manque avant l'achèvement du niveau d'énergie externe. De ce qui vient d'être dit, on peut tirer la conclusion suivante. Au cours de la période, avec une augmentation de la charge du noyau atomique et, par conséquent, avec une augmentation du nombre d'électrons externes, les propriétés métalliques des éléments chimiques s'affaiblissent. Les propriétés non métalliques des éléments, caractérisées par la facilité d'acceptation des électrons au niveau externe, sont améliorées en même temps.
Les non-métaux les plus typiques sont des éléments du sous-groupe principal du groupe VII (groupe VIIA) du tableau périodique de D.I.Mendeleev. Au niveau externe des atomes de ces éléments, il y a sept électrons. Jusqu'à huit électrons au niveau externe, c'est-à-dire à un état d'atomes stable, il leur manque un électron chacun. Ils les attachent facilement, montrant des propriétés non métalliques.
Et comment se comportent les atomes des éléments du sous-groupe principal du groupe IV (groupe IVA) du tableau périodique de D.I.Mendeleev? Après tout, ils ont quatre électrons au niveau externe, et il semblerait qu'ils ne se soucient pas de donner ou de recevoir quatre électrons. Il s'est avéré que la capacité des atomes à donner ou à recevoir des électrons est influencée non seulement par le nombre d'électrons au niveau externe, mais aussi par le rayon de l'atome. Au cours de la période, le nombre de niveaux d'énergie des atomes d'éléments ne change pas, c'est le même, mais le rayon diminue à mesure que la charge positive du noyau (le nombre de protons qu'il contient) augmente. En conséquence, l'attraction des électrons vers le noyau augmente et le rayon de l'atome diminue, l'atome semble être comprimé. Par conséquent, il devient de plus en plus difficile de donner des électrons externes et, à l'inverse, il devient plus facile d'accepter les électrons manquants jusqu'à huit.
Au sein d'un même sous-groupe, le rayon de l'atome augmente avec une augmentation de la charge du noyau atomique, car avec un nombre constant d'électrons au niveau externe (il est égal au nombre du groupe), le nombre de niveaux d'énergie augmente (il est égal au numéro de la période). Par conséquent, il devient de plus en plus facile pour l'atome de donner des électrons externes.
Dans le tableau périodique de DI Mendeleev, avec une augmentation du numéro de série, les propriétés des atomes d'éléments chimiques changent comme suit.
Quel est le résultat de l'acceptation ou de la libération d'électrons par les atomes d'éléments chimiques ?
Imaginons que deux atomes « se rencontrent » : un atome métallique du groupe IA et un atome non métallique du groupe VIIA. L'atome métallique a un seul électron au niveau d'énergie externe, et l'atome non métallique ne manque qu'un seul électron pour que son niveau externe soit complet.
L'atome métallique abandonnera facilement son électron le plus éloigné du noyau et lui liera faiblement l'électron à l'atome non métallique, ce qui lui donnera un espace libre sur son niveau d'énergie externe.
Ensuite, l'atome métallique, dépourvu d'une charge négative, acquerra une charge positive et l'atome non métallique, grâce à l'électron résultant, se transformera en une particule chargée négativement - un ion.
Les deux atomes réaliseront leur "rêve chéri" - ils recevront les huit électrons tant désirés au niveau de l'énergie externe. Mais que se passe-t-il ensuite ? Les ions chargés de manière opposée en pleine conformité avec la loi d'attraction des charges opposées se combineront immédiatement, c'est-à-dire qu'une liaison chimique se formera entre eux.
| La liaison chimique formée entre les ions est appelée ionique. |
Considérons la formation de cette liaison chimique en utilisant l'exemple du composé bien connu du chlorure de sodium (sel de table) :
Le processus de transformation des atomes en ions est illustré dans le diagramme et la figure :
Par exemple, une liaison ionique se forme également lorsque des atomes de calcium et d'oxygène interagissent :
Cette transformation des atomes en ions se produit toujours lorsque les atomes de métaux typiques et de non-métaux typiques interagissent.
En conclusion, considérons un algorithme (séquence) de raisonnement lors de l'écriture d'un schéma pour la formation d'une liaison ionique, par exemple, entre des atomes de calcium et de chlore.
1. Le calcium est un élément du sous-groupe principal du groupe II (groupe HA) du tableau périodique de DI Mendeleev, le métal. Il est plus facile pour son atome de donner deux électrons externes que d'accepter les six manquants :
2. Le chlore est un élément du sous-groupe principal du groupe VII (groupe VIIA) de la table de DI Mendeleev, non métallique. Il est plus facile pour son atome d'accepter un électron, qui lui manque jusqu'à l'achèvement du niveau d'énergie externe, que de donner sept électrons du niveau externe :
3. Premièrement, on trouve le plus petit multiple commun entre les charges des ions formés, il est égal à 2 (2 × 1). Ensuite, nous déterminons combien d'atomes de calcium doivent être pris pour qu'ils donnent deux électrons (c'est-à-dire que nous devons prendre 1 atome de Ca), et combien d'atomes de chlore doivent être pris pour qu'ils puissent prendre deux électrons ( c'est-à-dire que nous devons prendre 2 atomes de Cl) ...
4. Schématiquement, la formation d'une liaison ionique entre les atomes de calcium et de chlore peut s'écrire comme suit :
Pour exprimer la composition des composés ioniques, des unités de formule sont utilisées - des analogues de formules moléculaires.
Les nombres indiquant le nombre d'atomes, de molécules ou d'unités de formule sont appelés coefficients, et les nombres indiquant le nombre d'atomes dans une molécule ou d'ions dans une unité de formule sont appelés indices.
Dans la première partie du paragraphe, nous avons conclu sur la nature et les raisons de la modification des propriétés des éléments. Dans la deuxième partie du paragraphe, nous allons lister les mots-clés.
Mots et expressions clés
- Atomes de métaux et de non-métaux.
- Les ions sont positifs et négatifs.
- Liaison chimique ionique.
- Coefficients et indices.
Travailler avec l'ordinateur
- Se référer à la pièce jointe électronique. Étudiez le matériel de la leçon et effectuez les tâches proposées.
- Recherchez sur Internet des adresses e-mail pouvant servir de sources supplémentaires pour révéler le contenu des mots-clés et des phrases du paragraphe. Proposez d'aider l'enseignant à préparer une nouvelle leçon - publier sur mots clés et les phrases du paragraphe suivant.
Questions et tâches
- Comparez la structure et les propriétés des atomes : a) carbone et silicium ; b) silicium et phosphore.
- Considérez les schémas de formation d'une liaison ionique entre les atomes d'éléments chimiques: a) potassium et oxygène; b) le lithium et le chlore ; c) magnésium et fluor.
- Nommez le métal le plus typique et le non-métal le plus typique du tableau périodique de DI Mendeleev.
- À l'aide de sources d'information supplémentaires, expliquez pourquoi les gaz inertes sont désormais qualifiés de nobles.
Un atome est une particule électriquement neutre constituée d'un noyau chargé positivement et d'une couche électronique chargée négativement. Le noyau est situé au centre de l'atome et se compose de protons chargés positivement et de neutrons non chargés, maintenus ensemble par des forces nucléaires. La structure nucléaire de l'atome a été prouvée expérimentalement en 1911 par le physicien anglais E. Rutherford.
Le nombre de protons détermine la charge positive du noyau et est égal au nombre ordinal de l'élément. Le nombre de neutrons est calculé comme la différence entre la masse atomique et le nombre ordinal de l'élément. Les éléments qui ont la même charge nucléaire (le même nombre de protons), mais des masses atomiques différentes (des nombres différents de neutrons) sont appelés isotopes. La masse d'un atome est principalement concentrée dans le noyau, car la masse négligeable des électrons peut être négligée. La masse atomique est égale à la somme des masses de tous les protons et de tous les neutrons du noyau.
Un élément chimique est une sorte d'atomes ayant la même charge nucléaire. Actuellement, 118 éléments chimiques différents sont connus.
Tous les électrons d'un atome le forment coque électronique... La couche électronique a une charge négative égale au nombre total d'électrons. Le nombre d'électrons dans la couche d'un atome coïncide avec le nombre de protons dans le noyau et est égal au nombre ordinal de l'élément. Les électrons de la couche sont répartis sur les couches électroniques en fonction de leurs réserves d'énergie (les électrons d'énergie proche forment une couche électronique) : les électrons de moindre énergie sont plus proches du noyau, les électrons de plus haute énergie sont plus éloignés du noyau. Le nombre de couches d'électrons (niveaux d'énergie) coïncide avec le numéro de la période dans laquelle se trouve l'élément chimique.
Distinguer les niveaux d'énergie complétés et incomplets. Un niveau est considéré comme complet s'il contient le nombre maximum d'électrons possible (le premier niveau - 2 électrons, le deuxième niveau - 8 électrons, le troisième niveau - 18 électrons, le quatrième niveau - 32 électrons, etc.). Le niveau incomplet contient moins d'électrons.
Le niveau le plus éloigné du noyau d'un atome est appelé externe. Les électrons situés sur le niveau d'énergie externe sont appelés électrons externes (valence). Le nombre d'électrons au niveau d'énergie externe coïncide avec le nombre du groupe dans lequel se trouve l'élément chimique. Le niveau extérieur est considéré comme complet s'il contient 8 électrons. Les atomes des éléments du groupe 8A (gaz inertes hélium, néon, krypton, xénon, radon) ont un niveau d'énergie externe complet.
La région de l'espace autour du noyau d'un atome dans laquelle l'électron est le plus susceptible de se trouver s'appelle l'orbitale électronique. Les orbitales diffèrent par leur niveau d'énergie et leur forme. Par forme, on distingue les orbitales s (sphère), les orbitales p (volume huit), les orbitales d et les orbitales f. Chaque niveau d'énergie a son propre ensemble d'orbitales : au premier niveau d'énergie - une orbitale s, au deuxième niveau d'énergie - une s- et trois orbitales p, au troisième niveau d'énergie - un s-, trois p-, cinq orbitales d, au quatrième niveau d'énergie une s-, trois p-, cinq orbitales d et sept orbitales f. Chaque orbitale peut contenir un maximum de deux électrons.
La distribution orbitale des électrons est reflétée à l'aide de formules électroniques. Par exemple, pour un atome de magnésium, la répartition des électrons par niveaux d'énergie sera la suivante : 2e, 8e, 2e. Cette formule montre que 12 électrons de l'atome de magnésium sont répartis sur trois niveaux d'énergie : le premier niveau est complet et contient 2 électrons, le deuxième niveau est complet et contient 8 électrons, le troisième niveau n'est pas complet, car contient 2 électrons. Pour un atome de calcium, la répartition des électrons sur les niveaux d'énergie sera la suivante : 2e, 8e, 8e, 2e. Cette formule montre que 20 électrons de calcium sont répartis sur quatre niveaux d'énergie : le premier niveau est complet et contient 2 électrons, le deuxième niveau est complet et contient 8 électrons, le troisième niveau n'est pas complet, car contient 8 électrons, le quatrième niveau n'est pas terminé, car contient 2 électrons.
Rappelons brièvement ce que nous savons déjà sur la structure de la couche électronique des atomes :
le nombre de niveaux d'énergie de l'atome = le nombre de période dans laquelle se trouve l'élément ;
la capacité maximale de chaque niveau d'énergie est calculée par la formule 2n 2
externe coquille d'énergie ne peut pas contenir pour les éléments de 1 période plus de 2 électrons, pour les éléments d'autres périodes plus de 8 électrons
Revenons encore une fois à l'analyse du schéma de remplissage des niveaux d'énergie pour des éléments de petites périodes :
Tableau 1 : Niveaux d'énergie de remplissage
Éléments de petites périodes
| Numéro de période | Nombre de niveaux d'énergie = numéro de période | Symbole de l'élément, son numéro ordinal | Montant total électrons | Répartition des électrons par niveaux d'énergie | Numéro de groupe |
|
| Schéma 1 | Schéma 2 |
|||||
| 1 | 1 | 1 N | 1 | H+1) 1 | +1 H, 1e - | je (VII) |
| 2 Non | 2 | He + 2 ) 2 | +2 Non, 2e - | VIII |
||
| 2 | 2 | 3 Li | 3 | Li + 3 ) 2 ) 1 | + 3 Li, 2e - , 1e - | je |
| 4 être | 4 | Être +4) 2 ) 2 | + 4 Être, 2e - , 2 e - | II |
||
| 5 B | 5 | B +5) 2 ) 3 | +5 B, 2e - , 3e - | III |
||
| 6 C | 6 | C +6) 2 ) 4 | +6 C, 2e - , 4e - | IV |
||
| 7 N | 7 | N + 7 ) 2 ) 5 | + 7 N, 2e - , 5 e - | V |
||
| 8 heures | 8 | O + 8 ) 2 ) 6 | + 8 O, 2e - , 6 e - | VI |
||
| 9 F | 9 | F + 9 ) 2 ) 7 | + 9 F, 2e - , 7 e - | VI |
||
| 10 Né | 10 | Ne+ 10 ) 2 ) 8 | + 10 Ne, 2e - , 8 e - | VIII |
||
| 3 | 3 | 11 Non | 11 | N / A+ 11 ) 2 ) 8 ) 1 | +1 1 N / A, 2e - , 8e - , 1e - | je |
| 12 mg | 12 | mg+ 12 ) 2 ) 8 ) 2 | +1 2 mg, 2e - , 8e - , 2 e - | II |
||
| 13 Al | 13 | Al+ 13 ) 2 ) 8 ) 3 | +1 3 Al, 2e - , 8e - , 3 e - | III |
||
| 14 Si | 14 | Si+ 14 ) 2 ) 8 ) 4 | +1 4 Si, 2e - , 8e - , 4 e - | IV |
||
| 15 P | 15 | P+ 15 ) 2 ) 8 ) 5 | +1 5 P, 2e - , 8e - , 5 e - | V |
||
| 16 S | 16 | S+ 16 ) 2 ) 8 ) 6 | +1 5 P, 2e - , 8e - , 6 e - | VI |
||
| 17cl | 17 | Cl+ 17 ) 2 ) 8 ) 7 | +1 7 Cl, 2e - , 8e - , 7 e - | VI |
||
| 18 Ar | 18 | Ar+ 18 ) 2 ) 8 ) 8 | +1 8 Ar, 2e - , 8e - , 8 e - | VIII |
||
Analyser le tableau 1. Comparez le nombre d'électrons au dernier niveau d'énergie et le nombre du groupe dans lequel se trouve l'élément chimique.
Avez-vous remarqué que le nombre d'électrons au niveau d'énergie externe des atomes coïncide avec le nombre de groupe, dans lequel se trouve l'élément (à l'exception de l'hélium) ?
!!! Cette règle est vraieseul pour les élémentsle principal sous-groupes.
Chaque période du D.I. Mendeleïev se termine par un élément inerte(hélium He, néon Ne, argon Ar). Le niveau d'énergie externe de ces éléments contient le nombre maximum d'électrons possible : hélium -2, autres éléments - 8. Ce sont des éléments du groupe VIII du sous-groupe principal. Un niveau d'énergie similaire à la structure du niveau d'énergie d'un gaz inerte est appelé complété... C'est une sorte de force ultime du niveau d'énergie pour chaque élément du tableau périodique. Les molécules de substances simples - les gaz inertes - se composent d'un atome et sont chimiquement inertes, c'est-à-dire n'entrent pratiquement pas dans des réactions chimiques.
Pour le reste des éléments PSCE, le niveau d'énergie diffère du niveau d'énergie de l'élément inerte, de tels niveaux sont appelés inachevé... Les atomes de ces éléments ont tendance à compléter le niveau d'énergie externe en donnant ou en acceptant des électrons.
Questions pour la maîtrise de soi
Quel niveau d'énergie est appelé externe ?
Quel niveau d'énergie est appelé interne ?
Quel niveau d'énergie est dit complet ?
Les éléments de quel groupe et sous-groupe ont un niveau d'énergie complet ?
Quel est le nombre d'électrons au niveau d'énergie externe des éléments des sous-groupes principaux ?
En quoi les éléments d'un sous-groupe principal sont-ils de structure similaire au niveau électronique ?
Combien d'électrons au niveau externe contiennent des éléments du a) groupe IIA ;
Voir la réponse
Durer
N'importe qui sauf le dernier
Celui qui contient le maximum d'électrons. Et aussi le niveau extérieur, s'il contient 8 électrons pour la première période - 2 électrons.
Éléments du groupe VIIIA (éléments inertes)
Le numéro du groupe dans lequel se trouve l'élément
Tous les éléments des sous-groupes principaux au niveau d'énergie externe contiennent autant d'électrons que le nombre de groupes
a) les éléments du groupe IIA au niveau externe ont 2 électrons ; b) éléments du groupe IVA - 4 électrons; c) Les éléments du groupe VII A ont 7 électrons.
Missions pour décision indépendante
Déterminez l'élément par les caractéristiques suivantes : a) a 2 niveaux électroniques, à l'extérieur - 3 électrons ; b) a 3 niveaux électroniques, à l'extérieur - 5 électrons. Notez la distribution des électrons sur les niveaux d'énergie de ces atomes.
Quels sont les deux atomes qui ont le même nombre de niveaux d'énergie occupés ?
Combien y a-t-il d'électrons dans le niveau d'énergie externe du magnésium ?
Combien y a-t-il d'électrons dans un atome de néon ?
Quels deux atomes ont le même nombre d'électrons au niveau d'énergie externe : a) sodium et magnésium ; b) le calcium et le zinc ; c) l'arsenic et le phosphore, d) l'oxygène et le fluor.
Au niveau d'énergie externe de l'atome de soufre des électrons : a) 16 ; b) 2 ; c) 6 d) 4
Ce que les atomes de soufre et d'oxygène ont en commun : a) le nombre d'électrons ; b) le nombre de niveaux d'énergie c) le nombre de période d) le nombre d'électrons au niveau externe.
Qu'ont en commun les atomes de magnésium et de phosphore : a) le nombre de protons ; b) le nombre de niveaux d'énergie c) le numéro de groupe d) le nombre d'électrons au niveau externe.
Choisissez un élément de la deuxième période, qui a un électron sur le niveau externe : a) lithium ; b) le béryllium ; c) l'oxygène ; d) sodium
Au niveau externe de l'atome de l'élément de la troisième période, il y a 4 électrons. Indiquer cet élément : a) sodium ; b) carbone c) silicium d) chlore
Un atome a 2 niveaux d'énergie, il y a 3 électrons. Indiquez cet élément : a) aluminium ; b) le bore c) le magnésium d) l'azote
Voir la réponse:
1. a) Définir les "coordonnées" élément chimique: 2 niveaux électroniques - période II ; 3 électrons au niveau externe - Groupe III A. Il s'agit du bore 5 B. Schéma de répartition des électrons par niveaux d'énergie : 2e - , 3e -
B) Période III, groupe VA, élément phosphore 15 R. Schéma de la répartition des électrons par niveaux d'énergie : 2e - , 8e - , 5e -
2.d) sodium et chlore.
Explication: a) sodium : +11 ) 2 ) 8 ) 1 (rempli 2) ← → hydrogène : +1) 1
B) hélium : +2 ) 2 (rempli 1) ← → hydrogène : hydrogène : +1) 1
B) hélium : +2 ) 2 (rempli 1) ← → néon : +10 ) 2 ) 8 (rempli 2)
*G) sodium : +11 ) 2 ) 8 ) 1 (rempli 2) ← → chlore : +17 ) 2 ) 8 ) 7 (rempli 2)
4. Dix. Nombre d'électrons = ordinal
c) l'arsenic et le phosphore. Même nombre les électrons ont des atomes situés dans un sous-groupe.
A) sodium et magnésium (dans différents groupes); b) calcium et zinc (dans le même groupe, mais sous-groupes différents) ; * c) arsenic et phosphore (dans un, principal, sous-groupe); d) oxygène et fluor (dans différents groupes).
7.d) le nombre d'électrons au niveau externe
8.b) le nombre de niveaux d'énergie
9.a) lithium (appartient au groupe IA de la période II)
10.c) silicium (groupe IVA, période III)
11.b) bore (2 niveaux - IIpériode, 3 électrons au niveau externe - IIIAgrouper)
Malyugina O.V. Cours 14. Niveaux d'énergie externe et interne. Achèvement du niveau d'énergie.
Rappelons brièvement ce que nous savons déjà sur la structure de la couche électronique des atomes :
le nombre de niveaux d'énergie de l'atome = le nombre de période dans laquelle se trouve l'élément ;
la capacité maximale de chaque niveau d'énergie est calculée par la formule 2n 2
l'enveloppe d'énergie externe ne peut pas contenir pour les éléments de 1 période plus de 2 électrons, pour les éléments d'autres périodes plus de 8 électrons
Revenons encore une fois à l'analyse du schéma de remplissage des niveaux d'énergie pour des éléments de petites périodes :
Tableau 1 : Niveaux d'énergie de remplissage
pour les éléments de petites périodes
|
Numéro de période |
Nombre de niveaux d'énergie = numéro de période |
Symbole de l'élément, son numéro ordinal |
Montant total électrons |
Répartition des électrons par niveaux d'énergie |
Numéro de groupe |
|
|
H+1) 1 |
+1 H, 1e - |
|||||
|
He + 2 ) 2 |
+2 Non, 2e - |
|||||
|
Li + 3 ) 2 ) 1 |
+ 3 Li, 2e - , 1e - |
|||||
|
Être +4) 2 ) 2 |
+ 4 Être, 2e - , 2 e - |
|||||
|
B +5) 2 ) 3 |
+5 B, 2e - , 3e - |
|||||
|
C +6) 2 ) 4 |
+6 C, 2e - , 4e - |
|||||
|
N + 7 ) 2 ) 5 |
+ 7 N, 2e - , 5 e - |
|||||
|
O + 8 ) 2 ) 6 |
+ 8 O, 2e - , 6 e - |
|||||
|
F + 9 ) 2 ) 7 |
+ 9 F, 2e - , 7 e - |
|||||
|
Ne+ 10 ) 2 ) 8 |
+ 10 Ne, 2e - , 8 e - |
|||||
|
N / A+ 11 ) 2 ) 8 ) 1 |
+1 1 N / A, 2e - , 8e - , 1e - |
|||||
|
mg+ 12 ) 2 ) 8 ) 2 |
+1 2 mg, 2e - , 8e - , 2 e - |
|||||
|
Al+ 13 ) 2 ) 8 ) 3 |
+1 3 Al, 2e - , 8e - , 3 e - |
|||||
|
Si+ 14 ) 2 ) 8 ) 4 |
+1 4 Si, 2e - , 8e - , 4 e - |
|||||
|
P+ 15 ) 2 ) 8 ) 5 |
+1 5 P, 2e - , 8e - , 5 e - |
|||||
|
S+ 16 ) 2 ) 8 ) 6 |
+1 5 P, 2e - , 8e - , 6 e - |
|||||
|
Cje+ 17 ) 2 ) 8 ) 7 |
+1 7 Cl, 2e - , 8e - , 7 e - |
|||||
|
18 Ar |
Ar+ 18 ) 2 ) 8 ) 8 |
+1 8 Ar, 2e - , 8e - , 8 e - |
||||
Analyser le tableau 1. Comparez le nombre d'électrons au dernier niveau d'énergie et le nombre du groupe dans lequel se trouve l'élément chimique.
Avez-vous remarqué que le nombre d'électrons au niveau d'énergie externe des atomes coïncide avec le nombre de groupe, dans lequel se trouve l'élément (à l'exception de l'hélium) ?
!!! Cette règle est vraieseul pour les élémentsle principal sous-groupes.
Chaque période du D.I. Mendeleïev se termine par un élément inerte(hélium He, néon Ne, argon Ar). Le niveau d'énergie externe de ces éléments contient le nombre maximum d'électrons possible : hélium -2, autres éléments - 8. Ce sont des éléments du groupe VIII du sous-groupe principal. Un niveau d'énergie similaire à la structure du niveau d'énergie d'un gaz inerte est appelé complété... C'est une sorte de force ultime du niveau d'énergie pour chaque élément du tableau périodique. Les molécules de substances simples - les gaz inertes - se composent d'un atome et sont chimiquement inertes, c'est-à-dire n'entrent pratiquement pas dans des réactions chimiques.
Pour le reste des éléments PSCE, le niveau d'énergie diffère du niveau d'énergie de l'élément inerte, de tels niveaux sont appelés inachevé... Les atomes de ces éléments ont tendance à compléter le niveau d'énergie externe en donnant ou en acceptant des électrons.
Questions pour la maîtrise de soi
Quel niveau d'énergie est appelé externe ?
Quel niveau d'énergie est appelé interne ?
Quel niveau d'énergie est dit complet ?
Les éléments de quel groupe et sous-groupe ont un niveau d'énergie complet ?
Quel est le nombre d'électrons au niveau d'énergie externe des éléments des sous-groupes principaux ?
En quoi les éléments d'un sous-groupe principal sont-ils de structure similaire au niveau électronique ?
Combien d'électrons au niveau externe contiennent des éléments du a) groupe IIA ;
b) groupe IVA ; c) VII Un groupe
Voir la réponse
Durer
N'importe qui sauf le dernier
Celui qui contient le maximum d'électrons. Et aussi le niveau extérieur, s'il contient 8 électrons pour la première période - 2 électrons.
Éléments du groupe VIIIA (éléments inertes)
Le numéro du groupe dans lequel se trouve l'élément
Tous les éléments des sous-groupes principaux au niveau d'énergie externe contiennent autant d'électrons que le nombre de groupes
a) les éléments du groupe IIA au niveau externe ont 2 électrons ; b) éléments du groupe IVA - 4 électrons; c) Les éléments du groupe VII A ont 7 électrons.
Missions d'auto-assistance
Déterminez l'élément par les caractéristiques suivantes : a) a 2 niveaux électroniques, à l'extérieur - 3 électrons ; b) a 3 niveaux électroniques, à l'extérieur - 5 électrons. Notez la distribution des électrons sur les niveaux d'énergie de ces atomes.
Quels sont les deux atomes qui ont le même nombre de niveaux d'énergie occupés ?
a) sodium et hydrogène ; b) l'hélium et l'hydrogène ; c) argon et néon d) sodium et chlore
Combien y a-t-il d'électrons dans le niveau d'énergie externe du magnésium ?
Combien y a-t-il d'électrons dans un atome de néon ?
Quels deux atomes ont le même nombre d'électrons au niveau d'énergie externe : a) sodium et magnésium ; b) le calcium et le zinc ; c) l'arsenic et le phosphore, d) l'oxygène et le fluor.
Au niveau d'énergie externe de l'atome de soufre des électrons : a) 16 ; b) 2 ; c) 6 d) 4
Ce que les atomes de soufre et d'oxygène ont en commun : a) le nombre d'électrons ; b) le nombre de niveaux d'énergie c) le nombre de période d) le nombre d'électrons au niveau externe.
Qu'ont en commun les atomes de magnésium et de phosphore : a) le nombre de protons ; b) le nombre de niveaux d'énergie c) le numéro de groupe d) le nombre d'électrons au niveau externe.
Choisissez un élément de la deuxième période, qui a un électron sur le niveau externe : a) lithium ; b) le béryllium ; c) l'oxygène ; d) sodium
Au niveau externe de l'atome de l'élément de la troisième période, il y a 4 électrons. Indiquer cet élément : a) sodium ; b) carbone c) silicium d) chlore
Un atome a 2 niveaux d'énergie, il y a 3 électrons. Indiquez cet élément : a) aluminium ; b) le bore c) le magnésium d) l'azote
Voir la réponse:
1. a) Etablir les "coordonnées" d'un élément chimique : 2 niveaux électroniques - période II ; 3 électrons au niveau externe - Groupe III A. Il s'agit du bore 5 B. Schéma de répartition des électrons par niveaux d'énergie : 2e - , 3e -
b) Période III, groupe VA, élément phosphore 15 R. Schéma de la répartition des électrons par niveaux d'énergie : 2e - , 8e - , 5e -
2.d) sodium et chlore.
Explication: a) sodium : +11 ) 2 ) 8 ) 1 (rempli 2) ← → hydrogène : +1) 1
b) hélium : +2 ) 2 (rempli 1) ← → hydrogène : hydrogène : +1) 1
c) hélium : +2 ) 2 (rempli 1) ← → néon : +10 ) 2 ) 8 (rempli 2)
*G) sodium : +11 ) 2 ) 8 ) 1 (rempli 2) ← → chlore : +17 ) 2 ) 8 ) 7 (rempli 2)
4. Dix. Nombre d'électrons = ordinal
c) l'arsenic et le phosphore. Les atomes situés dans un sous-groupe ont le même nombre d'électrons.
Explications :
a) sodium et magnésium (dans des groupes différents); b) calcium et zinc (dans le même groupe, mais sous-groupes différents) ; * c) arsenic et phosphore (dans un, principal, sous-groupe); d) oxygène et fluor (dans différents groupes).
7.d) le nombre d'électrons au niveau externe
8.b) le nombre de niveaux d'énergie
9.a) lithium (appartient au groupe IA de la période II)
10.c) silicium (groupe IVA, période III)
11.b) bore (2 niveaux - IIpériode, 3 électrons au niveau externe - IIIAgrouper)
2. La structure des noyaux et des couches électroniques des atomes
2.6. Niveaux d'énergie et sous-niveaux
Plus caractéristique importante l'état d'un électron dans un atome est l'énergie d'un électron, qui, selon les lois de la mécanique quantique, ne change pas de façon continue, mais d'une manière semblable à un saut, c'est-à-dire ne peut prendre que des valeurs bien définies. Ainsi, on peut parler de la présence d'un ensemble de niveaux d'énergie dans un atome.
Niveau d'énergie- un ensemble d'AO à valeurs énergétiques proches.
Les niveaux d'énergie sont numérotés à l'aide nombre quantique principal n qui ne peut accepter que des entiers valeurs positives(n = 1, 2, 3, ...). Plus la valeur de n est grande, plus l'énergie de l'électron et le niveau d'énergie donné sont élevés. Chaque atome contient un nombre infini de niveaux d'énergie, dont certains sont peuplés d'électrons dans l'état fondamental de l'atome, et d'autres non (ces niveaux d'énergie sont peuplés dans l'état excité de l'atome).
Couche électronique- un ensemble d'électrons à un niveau d'énergie donné.
En d'autres termes, une couche d'électrons est un niveau d'énergie qui contient des électrons.
L'ensemble des couches électroniques forme la couche électronique de l'atome.
Au sein d'une même couche électronique, les électrons peuvent différer quelque peu en énergie, à propos de laquelle on dit que les niveaux d'énergie sont divisés en sous-niveaux d'énergie(sous-couches). Le nombre de sous-niveaux dans lesquels un niveau d'énergie donné est divisé est égal au nombre du nombre quantique principal du niveau d'énergie :
N (sup) = n (niveau). (2.4)
Les sous-niveaux sont représentés à l'aide de chiffres et de lettres : le nombre correspond au numéro du niveau d'énergie (couche électronique), la lettre correspond à la nature de l'AO qui forme les sous-niveaux (s -, p -, d -, f -), par exemple : 2p -sous-niveau (2p -AO, 2p -électron).
Ainsi, le premier niveau d'énergie (Fig.2.5) se compose d'un sous-niveau (1s), le deuxième - de deux (2s et 2p), le troisième - de trois (3s, 3p et 3d), le quatrième de quatre (4s, 4p, 4d et 4f), etc. Chaque sous-niveau contient un certain nombre d'AO :
N(AO) = n2. (2.5)
Riz. 2.5. Diagramme des niveaux et sous-niveaux d'énergie pour les trois premières couches électroniques
1. Les AO de type S sont présentes à tous les niveaux d'énergie, les AO de type p apparaissent à partir du deuxième niveau d'énergie, de type d - à partir du troisième, de type f - à partir du quatrième, etc.
2. À un niveau d'énergie donné, il peut y avoir une orbitale s -, trois p -, cinq d -, sept f -.
3. Plus le nombre quantique principal est grand, plus la taille de l'AO est grande.
Puisqu'il ne peut y avoir plus de deux électrons sur un AO, le nombre total (maximum) d'électrons à un niveau d'énergie donné est 2 fois supérieur au nombre d'AO et est égal à :
N(e) = 2n 2. (2.6)
Ainsi, à un niveau d'énergie donné, il peut y avoir au maximum 2 électrons de type s, 6 électrons de type p et 10 électrons de type d. Au total, au premier niveau d'énergie, le nombre maximum d'électrons est de 2, au deuxième - 8 (2 de type s et 6 de type p), au troisième - 18 (2 de type s, 6 de type p et 10 type d). Il convient de résumer ces conclusions dans un tableau. 2.2.
Tableau 2.2
Le lien entre le nombre quantique principal, le nombre e
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