Изменение числа электронов на внешнем энергетическом уровне атомов химических элементов — Гипермаркет знаний. Внешние энергетические уровни: особенности строения и их роль во взаимодействиях между атомами Как определить атомы на внешнем уровне

>> Химия: Изменение числа электронов на внешнем энергетическом уровне атомов химических элементов Каждый период системы элементов Д. И. Менделеева заканчивается инертным газом.

Самым распространенным из инертных (благородных) газов в атмосфере Земли является аргон, который удалось выделить в чистом виде раньше других аналогов. В чем причина инертности гелия, неона, аргона, криптона, ксенона и радона? В том, что у атомов инертных газов на внешних, самых удаленных от ядра уровнях находится восемь электронов (у гелия - два). Восемь электронов иа инешнем уровне - предельное число для каждого элемента Периодической системы, кроме водорода и гелия. Это своеобразный идеал прочности энергетического уровня, к которому стремятся атомы всех остальных элементов Периодической системы.

Добиваться такого положения электронов атомы могут двумя нутями: отдавая электроны с внешнего уровня (в этом случае внешний незавершенный уровень исчезает, а предпоследний, который был завершен в предыдущем периоде, становится внешним) или принимая электроны, которых не хватает до заветной восьмерки. Атомы, имеющие ни внешнем уровне меньшее число электронов, отдают их атомам, у которых на внешнем уровне больше электронов. Легко отдать один электрон, когда он единственный на внешнем уровне, атомам элементов главной подгруппы I группы. Труднее отдавать два электрона, например, атомям элементов главной подгруппы II группы. Еще труднее отдавать свои три внешних электрона атомам элементов III группы. Тенденцию к отдаче электронов с внешнего уровня имеют атомы металлов. И чем легче атомы элемента-металла отдают свои внешние электроны, тем в большей степени выражены у него металлические свойства. Понятно поэтому, что наиболее типичными металлами в Периодической системе являются элементы главной подгруппы I группы. Из сказанного можно сделать следующий вывод.

В пределах периода с ростом заряда атомного ядра, а соответственно, и с ростом числа внешних злектронов металлические свойства химических элементов уменьшаются. Неметаллические свойства, характеризующиеся легкостью принятия электронов на внешний уровень, при этом усиливаются.

Наиболее типичными неметаллами являются элементы главной подгруппы VII группы. На внешнем уровне атомов этих элементов находятся семь электронов. До восьми электронов на внешнем уровне, то есть до устойчивого состояния атомов им нс хватает по одному электрону. Они легко их присоединяют, проявляя неметаллические свойства.

А как ведут себя атомы элементов главной подгруппы IV группы? Ведь у них на внешнем уровне четыре электрона и им. казалось бы. все равно, отдать или принять четыре электрона . Выяснилось, что на способность атомов отдавать или принимать электроны оказывает влияние не только число электронов на внешнем уровне, но и такал важная характеристика атома, как его радиус. В пределах периода число энергетических уровней у атомов химических элементов не меняется, оно одинаково, а вот радиус уменьшается, так как растет положительный заряд ядра (число протонов в нем). Вследствие этого притяжение электронов к ядру усиливается, и радиус атома уменьшается, атом как бы сжимается. Поэтому становится все труднее отдать внешние электроны и, наоборот, все легче принять недостающие до восьми электроны.

В пределах одной и той же подгруппы радиус атома растет с увеличением заряда атомного ядра, так как при постоянном числе электронов на внешнем уровне (он равен номеру группы) растет число энергетических уровней (оно равно номеру периода). Поэтому атому становится все легче отдать внешние электроны.

В пределах одного и того же периода металлические свойства уменьшаются, а номстлл лические -увеличиваются, так как:
а) увеличиваются заряды атомных ядер;
б) растет число электронов на внешнем уровне

Содержание урока конспект урока опорный каркас презентация урока акселеративные методы интерактивные технологии Практика задачи и упражнения самопроверка практикумы, тренинги, кейсы, квесты домашние задания дискуссионные вопросы риторические вопросы от учеников Иллюстрации аудио-, видеоклипы и мультимедиа фотографии, картинки графики, таблицы, схемы юмор, анекдоты, приколы, комиксы притчи, поговорки, кроссворды, цитаты Дополнения рефераты статьи фишки для любознательных шпаргалки учебники основные и дополнительные словарь терминов прочие Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике обновление фрагмента в учебнике элементы новаторства на уроке замена устаревших знаний новыми Только для учителей идеальные уроки календарный план на год методические рекомендации программы обсуждения Интегрированные уроки

МБОУ «Гимназия №1 города Новопавловска»

Химия 8 класс

Тема:

«Изменение числа электронов

на внешнем энергетическом уровне

атомов химических элементов»

Учитель: Татьяна Алексеевна Комарова

г. Новопавловск

Дата: ___________

Урок – 9

Тема урока: Изменение числа электронов на внешнем энергетическом

уровне атомов химических элементов.

Цели урока:

— сформировать понятие о металлических и неметаллических свойствах элементов на атомном уровне;

— показать причины изменения свойств элементов в периодах и группах на основе строения их атомов;

— дать первоначальные представления об ионной связи.

Оборудование : ПСХЭ, таблица «Ионная связь».

Ход урока

Организационный момент.

Проверка знаний

Характеристика химических элементов по таблице (3 чел.)

Строение атомов (2 чел.)

Изучение нового материала

Рассмотрим следующие вопросы:

1 . Атомы, каких химических элементов, имеют завершенные энергетические уровни?

— это атомы инертных газов, которые расположены в главной подгруппе 8-й группы.

Завершенные электронные слои обладают повышенной устойчивостью и стабильностью.

Атомы VIII группы (He Ne Ar Kr Xe Rn ) содержат на внешнем уровне 8е — , именно поэтому они инертны, т.е. химически не активны , не вступают во взаимодействие с другими веществами, т.е. их атомы обладают повышенной устойчивостью и стабильностью. То есть, все химические элементы(обладающие различным электронным строением) стремятся при химическом взаимодействии получить завершенный внешний энергетический уровень ,8е — .

Пример:

N a Mg F Cl

11 +12 +9 +17

2 8 1 2 8 2 2 7 2 8 7

1s 2 2s 2 p 6 3 s 1 1s 2 2s 2 p 6 3 s 2 1s 2 2s 2 p 5 1s 2 2s 2 p 6 3 s 2 p 5

Как вы считаете, каким образом атомы этих элементов могут достичь восемь электронов на внешнем уровне?

Если (предположим) закрыть рукой последний уровень у Na и Mg , то получаются завершенные уровни. Следовательно, надо отдать с внешнего электронного уровня эти электроны! Тогда при отдаче электронов пред-внешний слой из 8е — , становится внешним.

А у элементов F и Cl , следует принять 1 недостающий электрон на свой энергетический уровень, чем отдать 7е — . И так, существует 2 пути достижения завершенного энергетического уровня:

А) Отдача («лишних») электронов с внешнего слоя.

Б) Принятие на внешний уровень («недостающих») электронов.

2. Понятие о металличности и неметалличности на атомном уровне:

Металлы – это элементы, атомы которых отдают свои внешние электроны.

Неметаллы – это элементы, атомы которых принимают на внешний энергетический уровень электроны.

Чем легче атом Ме отдает свои электроны, тем сильнее выражены его металлические свойства.

Чем легче атом неМе принимает недостающие электроны на внешний слой, тем более сильно выражены его неметаллические свойства.

3. Изменение Ме и неМе свойств атомов х.э. в периодах и группах в ПСХЭ.

В периодах:

Пример: Na (1e —) Mg (2е —) – записать строение атома.

— Как вы считаете, у какого элемента сильнее выражены металлические свойства, у Na или Mg ? Что легче отдать 1е — или 2е — ? (Конечно 1е — , следовательно у Na металлические свойства выражены сильнее).

Пример: Al (3e —) Si (4e —) и т.д.

По периоду количество электронов на внешнем уровне растет слева направо.

(ярче металлические свойства выражены у Al ).

Конечно, способность к отдаче электронов по периоду будет уменьшаться, т.е. металлические свойства будут ослабевать.

Таким образом, самые сильные Ме расположены в начале периодов.

— А как будет меняться способность к присоединению электронов? (будет увеличиваться)

Пример:

Si Cl

14 r +17 r

2 8 4 2 8 7

Легче принять 1 недостающий электрон (у Cl ), чем 4е — у Si .

Вывод:

Неметаллические свойства по периоду слева направо будут усиливаться, а металлические свойства ослабевать.

Еще 1 причина усиления неМе свойств – это уменьшение радиуса атома при неизменном числе уровней.

Т.к. в пределах 1-го периода число энергетических уровней для атомов не меняется, но растет число внешних электронов е — и число протонов р — в ядре. Вследствие этого притяжения электронов к ядру усиливается (закон Кулона), и радиус (r ) атома уменьшается, атом как бы сжимается.

Вывод общий:

В пределах одного периода с ростом порядкого номера (N ) элемента, металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические – усиливаются, потому что:

— Растет число е — на внешнем уровне оно равно № группы и число протонов в ядре.

— Радиус атома уменьшается

— Число энергетических уровней постоянно.

4. Рассмотрим вертикальную зависимость изменения свойств элементов (в пределах главных подгрупп) в группах.

Пример: VII группа главная подгруппа (галогены)

F Cl

9 +17

2 7 2 8 7

1s 2 2s 2 p 5 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5

Число е — на внешнем уровнях этих элементов одинаковое, а число энергетических уровней разное,

у F -2e — , а Cl – 3e — /

— У какого атома радиус больше? (— у хлора, т.к. 3 энергетических уровней).

Чем ближе к ядру расположены е — тем они сильнее притягиваются к нему.

— Атом какого элемента будет легче присоединять е — у F или Сl ?

(F – легче присоединить 1 недостающий электрон), т.к. у него меньше радиус, а значит сила притяжения электрона к ядру больше, чем у Cl .

З акон Кулона

Сила взаимодействия двух электрических зарядов обратно-пропорциональна квадрату

расстояния между ними, т.е. чем больше расстояние между атомами, тем меньше сила

притяжения двух разноименных зарядов (в данном случае, электронов и протонов).

F сильнее Cl ˃Br ˃J и т.д.

Вывод:

В группах (главных подгруппах) неметаллические свойства – уменьшаются, а металлические усиливаются, потому что:

1). Число электронов на внешнем уровне атомов одинаковое (и равно № группы).

2). Число энергетических уровней в атомах растёт.

3). Радиус атома увеличивается.

Устно по таблице ПСХЭ рассмотреть I — группу главную подгруппу. Сделать вывод, что самый сильный металл- это Fr франций, а самый сильный неметалл – это F фтор.

Ионная связь.

Рассмотрим, что произойдет с атомами элементов, если они достигнут октета (т.е. 8е —) на внешнем уровне:

Выпишем формулы элементов:

Na 0 +11 2е — 8е — 1е — Mg 0 +12 2е — 8е — 2е — F 0 +9 2е — 7e — Cl 0 +17 2е — 8е — 7е —

Na х +11 2е — 8е — 0е — Mg х +12 2е — 8е — 0е — F х +9 2е — 8e — Cl х +17 2е — 8е — 8е —

Верхний ряд формул содержит одинаковое число протонов и электронов, т.к. это формулы нейтральных атомов(стоит нулевой заряд «0»- это степень окисления).

Нижний ряд – разное число p + и e — , т.е. это формулы заряженных частиц.

Вычислим заряд данных частиц.

Na +1 +11 2е — 8е — 0е — 2+8=10, 11-10 =1, степень окисления +1

F — +9 2е — 8e — 2+8 =10, 9-10 =-1, степень окисления -1

Mg +2 +12 2е — 8е — 0е — 2+8 =10, 12-10 =-2, степень окисления -2

В результате присоединения – отдачи электронов получаются заряженные частицы, которые называют ионы.

Атомы Ме при отдаче е — приобретает «+» (положительный заряд)

Атомы неМе принимая «чужие» электроны заряжаются «- » (отрицательный заряд)

Химическая связь, образующаяся между ионами, называют ионной.

Ионная связь возникает между сильными Ме и сильными неМе.

Примеры.

а) образование ионной связи. Na + Cl —

N a Cl + —

11 + +17 +11 +17

2 8 1 2 8 7 2 8 2 8 8

1e —

Процесс превращения атомов в ионы:

1 е —

N a 0 + Cl 0 Na + + Cl — Na + Cl —

атом атом ион ион ионное соединение

2е —

б) Са О 2+ 2-

Са 0 + 2 Сl 0 Ca 2+ Cl 2 —

2 е —

Закрепление знаний, умений, навыков.

Атомы Ме и неМе

Ионы «+» и «-»

Ионная химическая связь

Коэффициенты и индексы.

Д/З § 9, №1,№2, стр.58

Итог урока

Литература:

1. Химия 8 класс. учебник для общеобразовательных

учреждений/О.С. Габриелян. Дрофа 2009 год

2. Габриелян О.С. Настольная книга учителя.

Химия 8 класс, Дрофа, 2003 г

Что происходит с атомами элементов во время химических реакций? От чего зависят свойства элементов? На оба эти вопроса можно дать один ответ: причина лежит в строении внешнего В нашей статье мы рассмотрим электронное металлов и неметаллов и выясним зависимость между структурой внешнего уровня и свойствами элементов.

Особые свойства электронов

При прохождении химической реакции между молекулами двух или более реагентов происходят изменения в строении электронных оболочек атомов, тогда как их ядра остаются неизменными. Сначала ознакомимся с характеристиками электронов, находящихся на наиболее удаленных от ядра уровнях атома. Отрицательно заряженные частицы располагаются слоями на определенном расстоянии от ядра и друг от друга. Пространство вокруг ядра, где нахождение электронов наиболее возможно, называется электронной орбиталью. В ней сконденсировано около 90 % отрицательно заряженного электронного облака. Сам электрон в атоме проявляет свойство дуальности, он одновременно может вести себя и как частица, и как волна.

Правила заполнения электронной оболочки атома

Количество энергетических уровней, на которых находятся частицы, равно номеру периода, где располагается элемент. На что же указывает электронный состав? Оказалось, что на внешнем энергетическом уровне для s- и p-элементов главных подгрупп малых и больших периодов соответствует номеру группы. Например, у атомов лития первой группы, имеющих два слоя, на внешней оболочке находится один электрон. Атомы серы содержат на последнем энергетическом уровне шесть электронов, так как элемент расположен в главной подгруппе шестой группы и т. д. Если же речь идет о d-элементах, то для них существует следующее правило: количество внешних отрицательных частиц равно 1 (у хрома и меди) или 2. Объясняется это тем, что по мере увеличения заряда ядра атомов вначале происходит заполнение внутреннего d- подуровня и внешние энергетические уровни остаются без изменений.

Почему изменяются свойства элементов малых периодов?

В малыми считаются 1, 2, 3 и 7 периоды. Плавное изменение свойств элементов по мере возрастания ядерных зарядов, начиная от активных металлов и заканчивая инертными газами, объясняется постепенным увеличением количества электронов на внешнем уровне. Первыми элементами в таких периодах являются те, чьи атомы имеют всего один или два электрона, способные легко отрываться от ядра. В этом случае образуется положительно заряженный ион металла.

Амфотерные элементы, например, алюминий или цинк, свои внешние энергетические уровни заполняют небольшим количеством электронов (1- у цинка, 3 - у алюминия). В зависимости от условий протекания химической реакции они могут проявлять как свойства металлов, так и неметаллов. Неметаллические элементы малых периодов содержат от 4 до 7 отрицательных частиц на внешних оболочках своих атомов и завершают ее до октета, притягивая электроны других атомов. Например, неметалл с наибольшим показателем электроотрицательности - фтор, имеет на последнем слое 7 электронов и всегда забирает один электрон не только у металлов, но и у активных неметаллических элементов: кислорода, хлора, азота. Заканчиваются малые периоды, как и большие, инертными газами, чьи одноатомные молекулы имеют полностью завершенные до 8 электронов внешние энергетические уровни.

Особенности строения атомов больших периодов

Четные ряды 4, 5, и 6 периодов состоят из элементов, внешние оболочки которых вмещают всего один или два электрона. Как мы говорили ранее, у них происходит заполнение электронами d- или f- подуровней предпоследнего слоя. Обычно это - типичные металлы. Физические и химические свойства у них изменяются очень медленно. Нечетные ряды вмещают такие элементы, у которых заполняются электронами внешние энергетические уровни по следующей схеме: металлы - амфотерный элемент - неметаллы - инертный газ. Мы уже наблюдали ее проявление во всех малых периодах. Например, в нечетном ряду 4 периода медь является металлом, цинк - амфотерен, затем от галлия и до брома происходит усиление неметаллических свойств. Заканчивается период криптоном, атомы которого имеют полностью завершенную электронную оболочку.

Как объяснить деление элементов на группы?

Каждая группа - а их в короткой форме таблицы восемь, делится еще и на подгруппы, называемые главными и побочными. Такая классификация отражает различное положение электронов на внешнем энергетическом уровне атомов элементов. Оказалось, что у элементов главных подгрупп, например, лития, натрия, калия, рубидия и цезия последний электрон расположен на s-подуровне. Элементы 7 группы главной подгруппы (галогены) заполняют отрицательными частицами свой p-подуровень.

Для представителей побочных подгрупп, таких, как хром, типичным будет наполнение электронами d-подуровня. А у элементов, входящих в семейства накопление отрицательных зарядов происходит на f-подуровне предпоследнего энергетического уровня. Более того, номер группы, как правило, совпадает с количеством электронов, способных к образованию химических связей.

В нашей статье мы выяснили, какое строение имеют внешние энергетические уровни атомов химических элементов, и определили их роль в межатомных взаимодействиях.

Атом - электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. Ядро находится в центре атома и состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов, удерживаемых ядерными силами. Ядерное строение атома экспериментально доказал в 1911 г. английский физик Э.Резерфорд.

Число протонов определяет положительный заряд ядра и равно порядковому номеру элемента. Число нейтронов вычисляется как разность атомной массы и порядкового номера элемента. Элементы, имеющие одинаковый заряд ядра (одинаковое число протонов), но разную атомную массу (разное количество нейтронов) называются изотопами. Масса атома в основном сосредоточена в ядре, т.к. ничтожно малой массой электронов можно пренебречь. Атомная масса равна сумме масс всех протонов и всех нейтронов ядра.
Химический элемент - это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. В настоящее время известно 118 различных химических элементов.

Все электроны атома образуют его электронную оболочку. Электронная оболочка имеет отрицательный заряд, равный общему количеству электронов. Число электронов в оболочке атома совпадает с числом протонов в ядре и равно порядковому номеру элемента. Электроны в оболочке распределены по электронным слоям согласно запасам энергии (электроны с близкими значениями энергий образуют один электронный слой): электроны с меньшей энергией находятся ближе к ядру, электроны с большей энергией находятся дальше от ядра. Число электронных слоёв (энергетических уровней) совпадает с номером периода, в котором располагается химический элемент.

Различают завершённые и незавершённые энергетические уровни. Уровень считается завершённым, если содержит максимально возможное количество электронов (первый уровень - 2 электрона, второй уровень - 8 электронов, третий уровень - 18 электронов, четвёртый уровень - 32 электрона и т.д.). Незавершённый уровень содержит меньшее число электронов.
Уровень, максимально удалённый от ядра атома, называется внешним. Электроны, находящиеся на внешнем энергетическом уровне, называются внешними (валентными) электронами. Число электронов на внешнем энергетическом уровне совпадает с номером группы, в которой находится химический элемент. Внешний уровень считается завершённым, если содержит 8 электронов. Завершённым внешним энергетическим уровнем обладают атомы элементов 8А группы (инертные газы гелий, неон, криптон, ксенон, радон).

Область пространства вокруг ядра атома, в которой наиболее вероятно нахождение электрона, называют электронной орбиталью. Орбитали отличаются уровнем энергии и формой. По форме различают s-орбитали (сфера), p-орбитали (объёмная восьмёрка), d-орбитали и f-орбитали. На каждом энергетическом уровне есть свой набор орбиталей: на первом энергетическом уровне - одна s-орбиталь, на втором энергетическом уровне - одна s- и три p-орбитали, на третьем энергетическом уровне - одна s-, три p-, пять d-орбиталей, на четвертом энергетическом уровне одна s-, три p-, пять d-орбиталей и семь f-орбиталей. На каждой орбитале могут располагаться максимально два электрона.
Распределение электронов по орбиталям отражается с помощью электронных формул. Например, для атома магния распределение электронов по энергетическим уровням будет следующим: 2е, 8е, 2е. Данная формула показывает, что 12 электронов атома магния распределены по трём энергетическим уровням: первый уровень завершён и содержит 2 электрона, второй уровень завершён и содержит 8 электронов, третий уровень не завершён, т.к. содержит 2 электрона. Для атома кальция распределение электронов по энергетическим уровням будет следующим: 2е, 8е, 8е, 2е. Данная формула показывает, что 20 электронов кальция распределены по четырём энергетическим уровням: первый уровень завершён и содержит 2 электрона, второй уровень завершён и содержит 8 электронов, третий уровень не завершён, т.к. содержит 8 электронов, четвёртый уровень не завершён, т.к. содержит 2 электрона.