Malyugin 14. Äußere und innere Energieniveaus. Abschluss der Energieebene.

Erinnern wir uns kurz an das, was wir bereits über den Aufbau der Elektronenhülle von Atomen wissen:

ü die Anzahl der Energieniveaus des Atoms = die Nummer der Periode, in der sich das Element befindet;

ü Die maximale Kapazität jedes Energieniveaus wird mit der Formel 2n2 berechnet

ü die äußere Energiehülle kann nicht mehr als 2 Elektronen für Elemente der 1. Periode, mehr als 8 Elektronen für Elemente anderer Perioden enthalten

Kehren wir noch einmal zur Analyse des Schemas zum Füllen von Energieniveaus in Elementen kleiner Perioden zurück:

Tabelle 1. Füllen von Energieniveaus

für Elemente kleiner Perioden

Periodennummer	Anzahl der Energieniveaus = Periodennummer	Elementsymbol, seine Ordnungszahl	Gesamt Elektronen	Verteilung von Elektronen nach Energieniveaus	Gruppennummer
				H+1 )1	+1 H, 1e-
		He + 2 ) 2	+2 Nein, 2
				Li + 3 ) 2 ) 1	+ 3 Li, 2e-, 1e-
		+4 sein ) 2 )2	+ 4 Sei, 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-
		Ö + 8 ) 2 ) 6	+ 8 Ö, 2e-,6 e-
		F + 9 ) 2 ) 7	+ 9 F, 2e-,7 e-
		Nein + 10 ) 2 ) 8	+ 10 Nein, 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-
		Kl + 17 ) 2 ) 8 )7	+1 7 Kl, 2e-, 8e-, 7 e-
18 Ar		Ar+ 18 ) 2 ) 8 )8	+1 8 Ar, 2e-, 8e-, 8 e-

Analysieren Sie Tabelle 1. Vergleichen Sie die Anzahl der Elektronen im letzten Energieniveau und die Nummer der Gruppe, in der sich das chemische Element befindet.

Ist Ihnen das aufgefallen die Zahl der Elektronen im äußeren Energieniveau der Atome ist gleich der Gruppenzahl, in dem sich das Element befindet (Ausnahme Helium)?

!!! Diese Regel ist wahr nur für Elemente Haupt Untergruppen.

Jede Periode des Systems endet mit einem inerten Element(Helium He, Neon Ne, Argon Ar). Das äußere Energieniveau dieser Elemente enthält die maximal mögliche Anzahl von Elektronen: Helium -2, die restlichen Elemente - 8. Dies sind Elemente der Gruppe VIII der Hauptuntergruppe. Das Energieniveau ähnlich dem Aufbau des Energieniveaus eines Inertgases wird genannt abgeschlossen. Dies ist eine Art Stärkegrenze des Energieniveaus für jedes Element des Periodensystems. Moleküle einfacher Substanzen - Edelgase, bestehen aus einem Atom und zeichnen sich durch chemische Trägheit aus, d. H. Sie gehen praktisch keine chemischen Reaktionen ein.

Für die übrigen Elemente des PSCE unterscheidet sich das Energieniveau vom Energieniveau des inerten Elements, solche Niveaus werden genannt unvollendet. Die Atome dieser Elemente streben danach, die äußere Energieebene zu vervollständigen, indem sie Elektronen abgeben oder aufnehmen.

Fragen zur Selbstkontrolle

1. Welches Energieniveau wird als extern bezeichnet?

2. Welches Energieniveau wird als intern bezeichnet?

3. Welches Energieniveau wird als vollständig bezeichnet?

4. Elemente welcher Gruppe und Untergruppe haben ein abgeschlossenes Energieniveau?

5. Wie viele Elektronen befinden sich im äußeren Energieniveau der Elemente der Hauptuntergruppen?

6. Wie ähneln sich die Elemente einer Hauptuntergruppe in der Struktur der elektronischen Ebene?

7. Wie viele Elektronen auf der äußeren Ebene enthalten die Elemente der a) Gruppe IIA;

b) IVA-Gruppe; c) Gruppe VIIA

Antwort anzeigen

1. Zuletzt

2. Alle außer dem letzten

3. Derjenige, der die maximale Anzahl an Elektronen enthält. Sowie die äußere Ebene, wenn sie 8 Elektronen für Periode I enthält - 2 Elektronen.

4. Elemente der Gruppe VIIIA (inerte Elemente)

5. Die Nummer der Gruppe, in der sich das Element befindet

6. Alle Elemente der Hauptuntergruppen auf der äußeren Energieebene enthalten so viele Elektronen wie die Gruppenzahl

7. a) die Elemente der Gruppe IIA haben 2 Elektronen in der äußeren Ebene; b) Elemente der Gruppe IVA haben 4 Elektronen; c) Elemente der Gruppe VII A haben 7 Elektronen.

Aufgaben zur selbstständigen Lösung

1. Bestimmen Sie das Element nach folgenden Kriterien: a) es hat 2 elektronische Niveaus, auf der Außenseite - 3 Elektronen; b) hat 3 elektronische Niveaus, auf der Außenseite - 5 Elektronen. Schreiben Sie die Verteilung der Elektronen über die Energieniveaus dieser Atome auf.

2. Welche zwei Atome haben die gleiche Anzahl gefüllter Energieniveaus?

Antwort anzeigen:

1. a) Stellen wir die "Koordinaten" des chemischen Elements fest: 2 elektronische Ebenen - II-Periode; 3 Elektronen auf der äußeren Ebene - III A-Gruppe. Dies ist ein 5B Bohrer. Schema der Verteilung von Elektronen nach Energieniveaus: 2e-, 3e-

b) III. Periode, VA-Gruppe, Element Phosphor 15Р. Schema der Verteilung von Elektronen nach Energieniveaus: 2e-, 8e-, 5e-

2. d) Natrium und Chlor.

Erläuterung: a) Natrium: +11 )2)8 )1 (gefüllt 2) ←→ Wasserstoff: +1)1

b) Helium: +2 )2 (gefüllt 1) ←→ Wasserstoff: Wasserstoff: +1)1

c) Helium: +2 )2 (gefüllt 1) ←→ Neon: +10 )2)8 (gefüllt 2)

*G) Natrium: +11 )2)8 )1 (gefüllt 2) ←→ Chlor: +17 )2)8 )7 (gefüllt 2)

4. Zehn. Anzahl der Elektronen = Seriennummer

5 c) Arsen und Phosphor. Atome, die sich in der gleichen Untergruppe befinden, haben die gleiche Anzahl von Elektronen.

Erläuterungen:

a) Natrium und Magnesium (in verschiedenen Gruppen); b) Calcium und Zink (in derselben Gruppe, aber verschiedenen Untergruppen); * c) Arsen und Phosphor (in einer Haupt-, Nebengruppe) d) Sauerstoff und Fluor (in verschiedenen Gruppen).

7. d) die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene

8. b) die Anzahl der Energieniveaus

9. a) Lithium (befindet sich in Gruppe IA der Periode II)

10. c) Silizium (IVA-Gruppe, III. Periode)

11. b) Bor (2 Stufen - IIZeitraum, 3 Elektronen in der äußeren Ebene - IIIAGruppe)

E.N.FRENKEL

Chemie-Tutorial

Ein Leitfaden für diejenigen, die es nicht wissen, aber Chemie lernen und verstehen wollen

Teil I. Elemente der allgemeinen Chemie
(erster Schwierigkeitsgrad)

Fortsetzung. Siehe den Anfang in Nr. 13, 18, 23/2007

Kapitel 3. Elementare Informationen über die Struktur des Atoms.
Periodisches Gesetz von D. I. Mendeleev

Denken Sie daran, was ein Atom ist, woraus ein Atom besteht, ob sich ein Atom bei chemischen Reaktionen verändert.

Ein Atom ist ein elektrisch neutrales Teilchen, das aus einem positiv geladenen Kern und negativ geladenen Elektronen besteht.

Die Zahl der Elektronen bei chemischen Prozessen kann sich aber ändern Kernladung bleibt immer gleich. Wenn man die Verteilung von Elektronen in einem Atom (die Struktur eines Atoms) kennt, ist es möglich, viele Eigenschaften eines bestimmten Atoms sowie die Eigenschaften einfacher und komplexer Substanzen, von denen es ein Teil ist, vorherzusagen.

Die Struktur des Atoms, d.h. die zusammensetzung des kerns und die verteilung der elektronen um den kern lassen sich leicht durch die position des elementes im periodensystem bestimmen.

Im Periodensystem von D. I. Mendeleev sind chemische Elemente in einer bestimmten Reihenfolge angeordnet. Diese Sequenz ist eng mit der Struktur der Atome dieser Elemente verbunden. Jedes chemische Element im System ist zugeordnet Ordnungsnummer, zusätzlich können Sie dafür die Periodennummer, Gruppennummer, Teilgruppenart angeben.

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Kennt man die genaue "Adresse" eines chemischen Elements - eine Gruppe, Untergruppe und Periodennummer - kann man die Struktur seines Atoms eindeutig bestimmen.

Zeitraum ist eine horizontale Reihe chemischer Elemente. Es gibt sieben Perioden im modernen Periodensystem. Die ersten drei Perioden klein, Weil sie enthalten 2 oder 8 Elemente:

1. Periode - H, He - 2 Elemente;

2. Periode - Li ... Ne - 8 Elemente;

3. Periode - Na ... Ar - 8 Elemente.

Andere Perioden - groß. Jeder von ihnen enthält 2-3 Reihen von Elementen:

4. Periode (2 Reihen) - K ... Kr - 18 Elemente;

6. Periode (3 Zeilen) - Cs ... Rn - 32 Elemente. Dieser Zeitraum umfasst eine Reihe von Lanthanoiden.

Gruppe ist eine vertikale Reihe chemischer Elemente. Insgesamt gibt es acht Gruppen. Jede Gruppe besteht aus zwei Untergruppen: wichtigste Untergruppe und sekundäre Untergruppe. Zum Beispiel:

Die Hauptuntergruppe bilden chemische Elemente mit kleinen Perioden (z. B. N, P) und großen Perioden (z. B. As, Sb, Bi).

Eine Nebenuntergruppe bilden chemische Elemente mit nur großen Perioden (z. B. V, Nb,
Ta).

Optisch sind diese Untergruppen leicht zu unterscheiden. Die Hauptuntergruppe ist „hoch“, sie beginnt ab der 1. oder 2. Periode. Die sekundäre Untergruppe ist ab der 4. Stunde „gering“.

Jedes chemische Element des Periodensystems hat also seine eigene Adresse: Periode, Gruppe, Untergruppe, Ordnungszahl.

Beispielsweise ist Vanadium V ein chemisches Element der 4. Periode, Gruppe V, sekundäre Untergruppe, Seriennummer 23.

Aufgabe 3.1. Geben Sie Periode, Gruppe und Untergruppe für chemische Elemente mit den laufenden Nummern 8, 26, 31, 35, 54 an.

Aufgabe 3.2. Geben Sie die Seriennummer und den Namen des chemischen Elements an, wenn bekannt ist, dass es sich befindet:

a) in der 4. Stunde, Gruppe VI, sekundäre Untergruppe;

b) in der 5. Stunde, Gruppe IV, Hauptuntergruppe.

Wie können Informationen über die Position eines Elements im Periodensystem mit der Struktur seines Atoms in Beziehung gesetzt werden?

Ein Atom besteht aus einem Kern (positiv geladen) und Elektronen (negativ geladen). Im Allgemeinen ist das Atom elektrisch neutral.

Positiv Ladung des Atomkerns gleich der Ordnungszahl des chemischen Elements.

Der Kern eines Atoms ist ein komplexes Teilchen. Fast die gesamte Masse eines Atoms ist im Kern konzentriert. Da ein chemisches Element eine Ansammlung von Atomen mit gleicher Kernladung ist, werden neben dem Symbol des Elements die folgenden Koordinaten angegeben:

Anhand dieser Daten kann die Zusammensetzung des Zellkerns bestimmt werden. Der Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen.

Proton p hat eine Masse von 1 (1,0073 amu) und eine Ladung von +1. Neutron n es hat keine Ladung (neutral) und seine Masse entspricht ungefähr der Masse eines Protons (1,0087 amu).

Die Kernladung wird durch die Protonen bestimmt. Und die Zahl der Protonen ist(nach Größe) Ladung des Atomkerns, d.h. Seriennummer.

Anzahl der Neutronen N bestimmt durch die Differenz der Größen: "Masse des Kerns" ABER und "Seriennummer" Z. Also für ein Aluminiumatom:

N = ABER – Z = 27 –13 = 14n,

Aufgabe 3.3. Bestimmen Sie die Zusammensetzung der Atomkerne, wenn das chemische Element in:

a) 3. Periode, Gruppe VII, Hauptuntergruppe;

b) 4. Stunde, Gruppe IV, sekundäre Untergruppe;

c) 5. Stunde, Gruppe I, Hauptuntergruppe.

Aufmerksamkeit! Bei der Bestimmung der Massenzahl eines Atomkerns muss die im Periodensystem angegebene Atommasse gerundet werden. Dies geschieht, weil die Massen von Proton und Neutron praktisch ganzzahlig sind und die Masse von Elektronen vernachlässigt werden kann.

Lassen Sie uns bestimmen, welche der folgenden Kerne zu demselben chemischen Element gehören:

A (20 R + 20n),

B (19 R + 20n),

IM 20 R + 19n).

Atome des gleichen chemischen Elements haben die Kerne A und B, da sie die gleiche Anzahl an Protonen enthalten, d.h. die Ladungen dieser Kerne sind gleich. Studien zeigen, dass die Masse eines Atoms seine chemischen Eigenschaften nicht wesentlich beeinflusst.

Isotope nennt man Atome des gleichen chemischen Elements (gleiche Anzahl von Protonen), die sich in der Masse unterscheiden (unterschiedliche Anzahl von Neutronen).

Isotope und ihre chemischen Verbindungen unterscheiden sich in ihren physikalischen Eigenschaften, aber die chemischen Eigenschaften von Isotopen desselben chemischen Elements sind gleich. Daher haben Isotope von Kohlenstoff-14 (14 C) die gleichen chemischen Eigenschaften wie Kohlenstoff-12 (12 C), die in das Gewebe jedes lebenden Organismus gelangen. Der Unterschied zeigt sich nur in der Radioaktivität (Isotop 14 C). Daher werden Isotope zur Diagnose und Behandlung verschiedener Krankheiten für die wissenschaftliche Forschung verwendet.

Kehren wir zur Beschreibung der Struktur des Atoms zurück. Wie Sie wissen, verändert sich der Kern eines Atoms bei chemischen Prozessen nicht. Was ändert sich? Die Variable ist die Gesamtzahl der Elektronen im Atom und die Verteilung der Elektronen. Allgemein Anzahl der Elektronen in einem neutralen Atom es ist leicht zu bestimmen - es ist gleich der Seriennummer, d.h. Ladung des Atomkerns:

Elektronen haben eine negative Ladung von -1 und ihre Masse ist vernachlässigbar: 1/1840 der Masse eines Protons.

Negativ geladene Elektronen stoßen sich ab und sind unterschiedlich weit vom Atomkern entfernt. Dabei Elektronen mit ungefähr gleicher Energie befinden sich in ungefähr gleichem Abstand vom Kern und bilden ein Energieniveau.

Die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom ist gleich der Nummer der Periode, in der sich das chemische Element befindet. Energieniveaus werden herkömmlicherweise wie folgt bezeichnet (z. B. für Al):

Aufgabe 3.4. Bestimmen Sie die Anzahl der Energieniveaus in den Sauerstoff-, Magnesium-, Calcium- und Bleiatomen.

Jedes Energieniveau kann eine begrenzte Anzahl von Elektronen enthalten:

Auf der ersten - nicht mehr als zwei Elektronen;

Auf der zweiten - nicht mehr als acht Elektronen;

Am dritten - nicht mehr als achtzehn Elektronen.

Diese Zahlen zeigen, dass zum Beispiel das zweite Energieniveau 2, 5 oder 7 Elektronen haben kann, aber nicht 9 oder 12 Elektronen.

Es ist wichtig zu wissen, dass die Nummer des Energieniveaus unabhängig davon ist externe Ebene(zuletzt) ​​darf nicht mehr als acht Elektronen sein. Das äußere Acht-Elektronen-Energieniveau ist das stabilste und wird vollständig genannt. Solche Energieniveaus finden sich in den inaktivsten Elementen - den Edelgasen.

Wie bestimmt man die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene der verbleibenden Atome? Dafür gibt es eine einfache Regel: Zahl der Außenelektronen gleich:

Für Elemente der Hauptuntergruppen - die Nummer der Gruppe;

Für Elemente sekundärer Untergruppen dürfen es nicht mehr als zwei sein.

Zum Beispiel (Abb. 5):

Aufgabe 3.5. Geben Sie die Anzahl der externen Elektronen für chemische Elemente mit den Seriennummern 15, 25, 30, 53 an.

Aufgabe 3.6. Finden Sie chemische Elemente im Periodensystem, in deren Atomen sich eine abgeschlossene äußere Ebene befindet.

Es ist sehr wichtig, die Anzahl der externen Elektronen richtig zu bestimmen, weil Mit ihnen sind die wichtigsten Eigenschaften des Atoms verbunden. Bei chemischen Reaktionen neigen Atome also dazu, eine stabile, abgeschlossene äußere Ebene anzunehmen (8 e). Daher geben Atome, auf deren äußerer Ebene sich wenige Elektronen befinden, diese lieber ab.

Chemische Elemente, deren Atome nur Elektronen abgeben können, werden genannt Metalle. Offensichtlich sollten auf der äußeren Ebene des Metallatoms nur wenige Elektronen vorhanden sein: 1, 2, 3.

Wenn sich auf dem äußeren Energieniveau eines Atoms viele Elektronen befinden, dann neigen solche Atome dazu, Elektronen aufzunehmen, bevor das äußere Energieniveau vollständig ist, d. h. bis zu acht Elektronen. Solche Elemente werden aufgerufen Nichtmetalle.

Frage. Gehören die chemischen Elemente der sekundären Nebengruppen zu Metallen oder Nichtmetallen? Wieso den?

Antwort: Metalle und Nichtmetalle der Hauptuntergruppen im Periodensystem sind durch eine Linie getrennt, die von Bor bis Astat gezogen werden kann. Oberhalb dieser Linie (und auf der Linie) befinden sich Nichtmetalle, darunter Metalle. Alle Elemente sekundärer Untergruppen befinden sich unterhalb dieser Linie.

Aufgabe 3.7. Bestimmen Sie, ob Metalle oder Nichtmetalle umfassen: Phosphor, Vanadium, Kobalt, Selen, Wismut. Verwenden Sie die Position des Elements im Periodensystem der chemischen Elemente und die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene.

Um die Verteilung der Elektronen über die verbleibenden Ebenen und Unterebenen zusammenzusetzen, sollte der folgende Algorithmus verwendet werden.

1. Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Elektronen im Atom (durch Seriennummer).

2. Bestimmen Sie die Anzahl der Energieniveaus (nach Periodennummer).

3. Bestimmen Sie die Anzahl der externen Elektronen (nach Art der Untergruppe und Gruppennummer).

4. Geben Sie die Anzahl der Elektronen auf allen Ebenen außer der vorletzten an.

Zum Beispiel wird nach den Punkten 1–4 für das Manganatom bestimmt:

Insgesamt 25 e; verteilt (2 + 8 + 2) = 12 e; also auf der dritten Ebene: 25 - 12 = 13 e.

Die Verteilung der Elektronen im Manganatom wurde erhalten:

Aufgabe 3.8. Erarbeiten Sie den Algorithmus, indem Sie Atomstrukturdiagramme für die Elemente Nr. 16, 26, 33, 37 erstellen. Geben Sie an, ob es sich um Metalle oder Nichtmetalle handelt. Erklären Sie die Antwort.

Bei der Zusammenstellung der obigen Diagramme der Struktur des Atoms haben wir nicht berücksichtigt, dass die Elektronen im Atom nicht nur Ebenen einnehmen, sondern auch bestimmte Unterebenen jede Ebene. Arten von Unterebenen werden durch lateinische Buchstaben gekennzeichnet: s, p, d.

Die Anzahl der möglichen Unterebenen ist gleich der Ebenennummer. Die erste Ebene besteht aus einem
s-Unterebene. Die zweite Ebene besteht aus zwei Unterebenen - s und R. Die dritte Ebene - von drei Unterebenen - s, p und d.

Jede Unterebene kann eine streng begrenzte Anzahl von Elektronen enthalten:

auf der s-Unterebene - nicht mehr als 2e;

auf der p-Unterebene - nicht mehr als 6e;

auf der d-Unterstufe - nicht mehr als 10e.

Unterebenen einer Ebene werden in einer fest definierten Reihenfolge gefüllt: spd.

Auf diese Weise, R- Unterebene kann nicht beginnen sich zu füllen, wenn sie nicht voll ist s-Unterebene eines bestimmten Energieniveaus usw. Basierend auf dieser Regel ist es einfach, die elektronische Konfiguration des Manganatoms zusammenzusetzen:

Im Allgemeinen elektronische Konfiguration eines Atoms Mangan schreibt man so:

25 Mio. 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 .

Aufgabe 3.9. Erstellen Sie elektronische Atomkonfigurationen für die chemischen Elemente Nr. 16, 26, 33, 37.

Warum ist es notwendig, Atome elektronisch zu konfigurieren? Bestimmung der Eigenschaften dieser chemischen Elemente. Es sollte nur daran erinnert werden Valenzelektronen.

Valenzelektronen befinden sich auf der äußeren Energieebene und sind unvollständig
d-Unterebene der voräußeren Ebene.

Lassen Sie uns die Anzahl der Valenzelektronen für Mangan bestimmen:

oder abgekürzt: Mn ... 3 d 5 4s 2 .

Was lässt sich mit der Formel für die elektronische Konfiguration eines Atoms bestimmen?

1. Welches Element ist es - Metall oder Nichtmetall?

Mangan ist ein Metall, weil die äußere (vierte) Ebene enthält zwei Elektronen.

2. Welcher Prozess ist typisch für Metall?

Manganatome geben bei Reaktionen immer Elektronen ab.

3. Welche Elektronen und wie viele ergeben ein Manganatom?

Bei Reaktionen gibt das Manganatom zwei Außenelektronen (sie sind am weitesten vom Kern entfernt und werden von ihm schwächer angezogen) sowie fünf Voraußenelektronen ab d-Elektronen. Die Gesamtzahl der Valenzelektronen beträgt sieben (2 + 5). In diesem Fall verbleiben acht Elektronen auf der dritten Ebene des Atoms, d.h. komplette Außenebene entsteht.

Alle diese Überlegungen und Schlussfolgerungen können anhand des Schemas (Abb. 6) wiedergegeben werden:

Die resultierenden bedingten Ladungen eines Atoms werden genannt Oxidationsstufen.

Betrachtet man die Struktur des Atoms, so kann man auf ähnliche Weise zeigen, dass die typischen Oxidationsstufen für Sauerstoff -2 und für Wasserstoff +1 sind.

Frage. Mit welchen der chemischen Elemente kann Mangan Verbindungen eingehen, wenn wir die oben erhaltenen Oxidationsgrade berücksichtigen?

Antwort: Nur mit Sauerstoff, tk. sein Atom hat in seinem Oxidationszustand die entgegengesetzte Ladung. Die Formeln der entsprechenden Manganoxide (hier entsprechen die Oxidationsstufen den Wertigkeiten dieser chemischen Elemente):

Die Struktur des Manganatoms legt nahe, dass Mangan keinen höheren Oxidationsgrad haben kann, weil in diesem Fall müsste man die stabile, jetzt abgeschlossene, voräußere Ebene berühren. Daher ist der Oxidationszustand +7 der höchste und das entsprechende Mn 2 O 7 -Oxid ist das Manganoxid mit dem höchsten Wert.

Um all diese Konzepte zu konsolidieren, betrachten Sie die Struktur des Telluratoms und einige seiner Eigenschaften:

Als Nichtmetall kann das Te-Atom vor Abschluss der äußeren Ebene 2 Elektronen aufnehmen und „extra“ 6 Elektronen abgeben:

Aufgabe 3.10. Zeichnen Sie die elektronischen Konfigurationen von Na-, Rb-, Cl-, I-, Si-, Sn-Atomen. Bestimmen Sie die Eigenschaften dieser chemischen Elemente, die Formeln ihrer einfachsten Verbindungen (mit Sauerstoff und Wasserstoff).

Praktische Schlussfolgerungen

1. Nur Valenzelektronen nehmen an chemischen Reaktionen teil, die nur auf den letzten beiden Ebenen stattfinden können.

2. Metallatome können nur Valenzelektronen (alle oder einige wenige) abgeben und positive Oxidationszustände annehmen.

3. Nichtmetallatome können Elektronen aufnehmen (fehlen – bis zu acht), während sie negative Oxidationsstufen annehmen, und Valenzelektronen abgeben (alle oder einige), während sie positive Oxidationsstufen annehmen.

Vergleichen wir nun die Eigenschaften der chemischen Elemente einer Untergruppe, beispielsweise Natrium und Rubidium:
Na...3 s 1 und Rb...5 s 1 .

Was ist in der Struktur der Atome dieser Elemente gemeinsam? Auf der äußeren Ebene jedes Atoms ist ein Elektron aktive Metalle. Metallische Aktivität verbunden mit der Fähigkeit, Elektronen abzugeben: Je leichter ein Atom Elektronen abgibt, desto ausgeprägter sind seine metallischen Eigenschaften.

Was hält Elektronen in einem Atom? Anziehung zum Kern. Je näher die Elektronen am Kern sind, je stärker sie vom Atomkern angezogen werden, desto schwieriger ist es, sie „abzureißen“.

Darauf aufbauend beantworten wir die Frage: Welches Element – ​​Na oder Rb – gibt leichter ein externes Elektron ab? Welches Element ist das aktivere Metall? Offensichtlich Rubidium, weil seine Valenzelektronen sind weiter vom Kern entfernt (und werden weniger stark vom Kern gehalten).

Fazit. In den Hauptuntergruppen werden von oben nach unten die metallischen Eigenschaften verstärkt, Weil Der Radius des Atoms nimmt zu und Valenzelektronen werden schwächer vom Kern angezogen.

Vergleichen wir die Eigenschaften der chemischen Elemente der Gruppe VIIa: Cl …3 s 2 3p 5 und ich ... 5 s 2 5p 5 .

Beide chemischen Elemente sind Nichtmetalle, weil. ein Elektron fehlt vor der Vollendung der äußeren Ebene. Diese Atome werden das fehlende Elektron aktiv anziehen. Je stärker das fehlende Elektron ein Nichtmetallatom anzieht, desto stärker manifestieren sich außerdem seine nichtmetallischen Eigenschaften (die Fähigkeit, Elektronen aufzunehmen).

Was bewirkt die Anziehung eines Elektrons? Aufgrund der positiven Ladung des Atomkerns. Je näher das Elektron am Kern ist, desto stärker ist ihre gegenseitige Anziehung, desto aktiver ist das Nichtmetall.

Frage. Welches Element hat ausgeprägtere nichtmetallische Eigenschaften: Chlor oder Jod?

Antwort: Offensichtlich Chlor, weil. seine Valenzelektronen sind näher am Kern.

Fazit. Die Aktivität der Nichtmetalle in den Untergruppen nimmt von oben nach unten ab, Weil der Radius des Atoms nimmt zu und es wird für den Atomkern immer schwieriger, die fehlenden Elektronen anzuziehen.

Vergleichen wir die Eigenschaften von Silizium und Zinn: Si …3 s 2 3p 2 und Sn…5 s 2 5p 2 .

Beide Atome haben auf der äußeren Ebene vier Elektronen. Dennoch befinden sich diese Elemente im Periodensystem auf gegenüberliegenden Seiten der Linie, die Bor und Astat verbindet. Daher sind bei Silizium, dessen Symbol über der B-At-Linie liegt, die nichtmetallischen Eigenschaften ausgeprägter. Im Gegensatz dazu hat Zinn, dessen Symbol unterhalb der B-At-Linie liegt, stärkere metallische Eigenschaften. Dies liegt daran, dass im Zinnatom vier Valenzelektronen aus dem Kern entfernt werden. Daher ist die Anlagerung der fehlenden vier Elektronen schwierig. Gleichzeitig erfolgt die Rückkehr von Elektronen aus dem fünften Energieniveau ganz einfach. Für Silizium sind beide Prozesse möglich, wobei der erste (Aufnahme von Elektronen) überwiegt.

Schlussfolgerungen zu Kapitel 3. Je weniger externe Elektronen in einem Atom vorhanden sind und je weiter sie vom Atomkern entfernt sind, desto stärker kommen die metallischen Eigenschaften zum Ausdruck.

Je mehr externe Elektronen in einem Atom vorhanden sind und je näher sie am Kern sind, desto mehr nichtmetallische Eigenschaften werden manifestiert.

Basierend auf den in diesem Kapitel formulierten Schlussfolgerungen können Sie für jedes chemische Element des Periodensystems eine "Charakteristik" erstellen.

Eigenschaft Beschreibung Algorithmus
chemisches Element durch seine Position
im Periodensystem

1. Erstellen Sie ein Diagramm der Struktur des Atoms, d.h. Bestimmen Sie die Zusammensetzung des Kerns und die Verteilung der Elektronen nach Energieniveaus und Unterniveaus:

Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Protonen, Elektronen und Neutronen in einem Atom (durch Seriennummer und relative Atommasse);

Bestimmen Sie die Anzahl der Energieniveaus (nach Periodennummer);

Bestimmen Sie die Anzahl der externen Elektronen (nach Art der Untergruppe und Gruppennummer);

Geben Sie die Anzahl der Elektronen auf allen Energieniveaus außer dem vorletzten an;

2. Bestimmen Sie die Anzahl der Valenzelektronen.

3. Bestimmen Sie, welche Eigenschaften – Metall oder Nichtmetall – für ein bestimmtes chemisches Element ausgeprägter sind.

4. Bestimmen Sie die Anzahl der abgegebenen (empfangenen) Elektronen.

5. Bestimmen Sie die höchsten und niedrigsten Oxidationsstufen eines chemischen Elements.

6. Stellen Sie für diese Oxidationsstufen die chemischen Formeln der einfachsten Verbindungen mit Sauerstoff und Wasserstoff auf.

7. Bestimmen Sie die Natur des Oxids und schreiben Sie eine Gleichung für seine Reaktion mit Wasser auf.

8. Stellen Sie für die in Absatz 6 genannten Stoffe Gleichungen charakteristischer Reaktionen auf (siehe Kapitel 2).

Aufgabe 3.11. Beschreiben Sie nach obigem Schema die Atome von Schwefel, Selen, Calcium und Strontium und die Eigenschaften dieser chemischen Elemente. Was sind die allgemeinen Eigenschaften ihrer Oxide und Hydroxide?

Wenn Sie die Aufgaben 3.10 und 3.11 bearbeitet haben, dann ist leicht zu erkennen, dass nicht nur die Atome der Elemente einer Untergruppe, sondern auch deren Verbindungen gemeinsame Eigenschaften und eine ähnliche Zusammensetzung haben.

Periodisches Gesetz von D. I. Mendelejew:Die Eigenschaften chemischer Elemente sowie die Eigenschaften der von ihnen gebildeten einfachen und komplexen Substanzen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Ladung der Kerne ihrer Atome.

Die physikalische Bedeutung des periodischen Gesetzes: Die Eigenschaften chemischer Elemente wiederholen sich periodisch, da sich die Konfigurationen der Valenzelektronen (die Verteilung der Elektronen der äußeren und vorletzten Ebene) periodisch wiederholen.

Die chemischen Elemente derselben Untergruppe haben also dieselbe Verteilung von Valenzelektronen und daher ähnliche Eigenschaften.

Beispielsweise haben die chemischen Elemente der fünften Gruppe fünf Valenzelektronen. Gleichzeitig in den Atomen der Chemikalie Elemente der Hauptuntergruppen- alle Valenzelektronen befinden sich in der äußeren Ebene: ... ns 2 np 3, wo n– Periodennummer.

Bei Atomen Elemente sekundärer Untergruppen nur 1 oder 2 Elektronen sind in der äußeren Ebene, der Rest ist drin d- Unterebene der vorexternen Ebene: ... ( n – 1)d 3 ns 2, wo n– Periodennummer.

Aufgabe 3.12. Erstellen Sie kurze elektronische Formeln für Atome der chemischen Elemente Nr. 35 und 42 und stellen Sie dann die Verteilung der Elektronen in diesen Atomen gemäß dem Algorithmus her. Stellen Sie sicher, dass Ihre Vorhersage wahr wird.

Übungen zu Kapitel 3

1. Formulieren Sie die Definitionen der Begriffe „Zeitraum“, „Gruppe“, „Untergruppe“. Was bedeuten die chemischen Elemente, aus denen sich Folgendes zusammensetzt: a) Periode; b) eine Gruppe; c) Untergruppe?

2. Was sind Isotope? Welche physikalischen oder chemischen Eigenschaften haben Isotope gemeinsam? Wieso den?

3. Formulieren Sie das periodische Gesetz von DIMendeleev. Erklären Sie die physikalische Bedeutung und veranschaulichen Sie mit Beispielen.

4. Welche metallischen Eigenschaften haben chemische Elemente? Wie verändern sie sich in einer Gruppe und in einer Periode? Wieso den?

5. Was sind die nichtmetallischen Eigenschaften chemischer Elemente? Wie verändern sie sich in einer Gruppe und in einer Periode? Wieso den?

6. Erstellen Sie kurze elektronische Formeln der chemischen Elemente Nr. 43, 51, 38. Bestätigen Sie Ihre Annahmen, indem Sie die Struktur der Atome dieser Elemente gemäß dem obigen Algorithmus beschreiben. Geben Sie die Eigenschaften dieser Elemente an.

7. Durch kurze elektronische Formeln

a) ...4 s 2 4p 1 ;

b) …4 d 1 5s 2 ;

um 3 d 5 4s 1

Bestimmen Sie die Position der entsprechenden chemischen Elemente im Periodensystem von D. I. Mendeleev. Nennen Sie diese chemischen Elemente. Bestätigen Sie Ihre Annahmen mit einer Beschreibung der Struktur der Atome dieser chemischen Elemente gemäß dem Algorithmus. Geben Sie die Eigenschaften dieser chemischen Elemente an.

Fortsetzung folgt

Jede Periode des Periodensystems von D. I. Mendeleev endet mit einem inerten oder edlen Gas.

Das häufigste der inerten (Edel-) Gase in der Erdatmosphäre ist Argon, das vor anderen Analoga in seiner reinen Form isoliert wurde. Was ist der Grund für die Trägheit von Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon?

Die Tatsache, dass Atome von Inertgasen acht Elektronen auf den äußeren, am weitesten entfernten Ebenen vom Kern haben (Helium hat zwei). Acht Elektronen auf der äußeren Ebene sind die Grenzzahl für jedes Element des Periodensystems von D. I. Mendeleev, mit Ausnahme von Wasserstoff und Helium. Dies ist eine Art Ideal der Stärke des Energieniveaus, nach dem die Atome aller anderen Elemente des Periodensystems von D. I. Mendeleev streben.

Atome können eine solche Position von Elektronen auf zwei Arten erreichen: durch Abgabe von Elektronen von der externen Ebene (in diesem Fall verschwindet die externe unvollständige Ebene und die vorletzte, die in der vorherigen Periode abgeschlossen wurde, wird extern) oder durch Aufnahme von Elektronen das reicht den geschätzten Acht nicht. Atome, die weniger Elektronen auf der äußeren Ebene haben, spenden sie an Atome, die mehr Elektronen auf der äußeren Ebene haben. Es ist leicht, ein Elektron, wenn es das einzige auf der äußeren Ebene ist, an die Atome der Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe I (Gruppe IA) abzugeben. Schwieriger ist es beispielsweise, zwei Elektronen an Atome von Elementen der Hauptuntergruppe der Gruppe II (Gruppe IIA) abzugeben. Noch schwieriger ist es, Ihre drei äußeren Elektronen an Atome der Elemente der Gruppe III (Gruppe IIIA) abzugeben.

Atome von Elementmetallen haben die Tendenz, Elektronen von der äußeren Ebene zurückzugeben. Und je leichter die Atome eines Metallelements ihre Außenelektronen abgeben, desto ausgeprägter sind seine metallischen Eigenschaften. Es ist daher klar, dass die typischsten Metalle im Periodensystem von D. I. Mendeleev die Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe I (Gruppe IA) sind. Und umgekehrt neigen Atome nichtmetallischer Elemente dazu, das Fehlende zu akzeptieren, um das externe Energieniveau zu vervollständigen. Aus dem Gesagten lässt sich folgendes Fazit ziehen. Innerhalb eines Zeitraums schwächen sich mit zunehmender Ladung des Atomkerns und dementsprechend mit zunehmender Anzahl externer Elektronen die metallischen Eigenschaften chemischer Elemente ab. Die nichtmetallischen Eigenschaften der Elemente, die durch die Leichtigkeit der Aufnahme von Elektronen nach außen gekennzeichnet sind, werden in diesem Fall verstärkt.

Die typischsten Nichtmetalle sind die Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VII (Gruppe VIIA) des Periodensystems von D. I. Mendeleev. Es gibt sieben Elektronen in der äußeren Ebene der Atome dieser Elemente. Bis zu acht Elektronen auf der äußeren Ebene, also bis zum stabilen Atomzustand, fehlt ihnen jeweils ein Elektron. Sie befestigen sie leicht und zeigen nichtmetallische Eigenschaften.

Und wie verhalten sich die Atome der Elemente der Hauptuntergruppe der IV-Gruppe (IVA-Gruppe) des Periodensystems von D. I. Mendeleev? Schließlich haben sie auf der äußeren Ebene vier Elektronen, und es scheint, dass es ihnen egal ist, ob sie vier Elektronen abgeben oder empfangen. Es stellte sich heraus, dass die Fähigkeit von Atomen, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen, nicht nur von der Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene beeinflusst wird, sondern auch vom Radius des Atoms. Innerhalb der Periode ändert sich die Anzahl der Energieniveaus in den Atomen der Elemente nicht, sie ist gleich, aber der Radius nimmt ab, wenn die positive Ladung des Kerns (die Anzahl der darin enthaltenen Protonen) zunimmt. Infolgedessen nimmt die Anziehungskraft von Elektronen zum Kern zu und der Radius des Atoms nimmt ab, als ob das Atom zusammengedrückt würde. Daher wird es immer schwieriger, Außenelektronen zu spenden und umgekehrt die fehlenden bis zu acht Elektronen aufzunehmen.

Innerhalb der gleichen Untergruppe nimmt der Radius eines Atoms mit zunehmender Ladung des Atomkerns zu, da bei konstanter Elektronenzahl in der äußeren Ebene (sie ist gleich der Gruppenzahl) die Anzahl der Energieniveaus zunimmt ( sie ist gleich der Periodennummer). Daher wird es für das Atom leichter, äußere Elektronen abzugeben.

Im Periodensystem von D. I. Mendeleev ändern sich mit zunehmender Seriennummer die Eigenschaften von Atomen chemischer Elemente wie folgt.

Was ist das Ergebnis der Aufnahme oder Abgabe von Elektronen durch Atome chemischer Elemente?

Stellen Sie sich vor, dass sich zwei Atome „treffen“: ein Metallatom der Gruppe IA und ein Atom eines Nichtmetalls der Gruppe VIIA. Ein Metallatom hat ein einzelnes Elektron in seinem äußeren Energieniveau, während einem Nichtmetallatom nur ein Elektron fehlt, um sein äußeres Niveau zu vervollständigen.

Ein Metallatom wird sein Elektron, das am weitesten vom Kern entfernt und schwach an ihn gebunden ist, leicht an ein Nichtmetallatom abgeben, das ihm einen freien Platz auf seinem äußeren Energieniveau verschafft.

Dann erhält das Metallatom ohne eine negative Ladung eine positive Ladung, und das Nichtmetallatom verwandelt sich dank des empfangenen Elektrons in ein negativ geladenes Teilchen - ein Ion.

Beide Atome werden ihren "geliebten Traum" erfüllen - sie werden die heiß ersehnten acht Elektronen auf der äußeren Energieebene erhalten. Aber was passiert als nächstes? Entgegengesetzt geladene Ionen werden sich in voller Übereinstimmung mit dem Gesetz der Anziehung entgegengesetzter Ladungen sofort vereinigen, d.h. es entsteht eine chemische Bindung zwischen ihnen.

Eine zwischen Ionen gebildete chemische Bindung wird als Ionenbindung bezeichnet.

Betrachten Sie die Bildung dieser chemischen Bindung am Beispiel der bekannten Natriumchloridverbindung (Kochsalz):

Der Prozess der Umwandlung von Atomen in Ionen ist im Diagramm und in der Abbildung dargestellt:

Eine ionische Bindung entsteht beispielsweise auch bei der Wechselwirkung von Calcium- und Sauerstoffatomen:

Eine solche Umwandlung von Atomen in Ionen findet immer während der Wechselwirkung von Atomen typischer Metalle und typischer Nichtmetalle statt.

Betrachten wir abschließend den Algorithmus (Abfolge) der Argumentation beim Schreiben des Schemas für die Bildung einer Ionenbindung, beispielsweise zwischen Calcium- und Chloratomen.

1. Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe II (HA-Gruppe) des Periodensystems von D. I. Mendeleev, Metall. Es ist für sein Atom einfacher, zwei Außenelektronen zu spenden, als die fehlenden sechs aufzunehmen:

2. Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII (Gruppe VIIA) der Mendelejew-Tabelle, Nichtmetall. Es ist für sein Atom einfacher, ein Elektron aufzunehmen, das ihm vor der Vollendung der äußeren Energieebene fehlt, als sieben Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben:

3. Zuerst finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen, es ist gleich 2 (2 × 1). Dann bestimmen wir, wie viele Calciumatome genommen werden müssen, damit sie zwei Elektronen abgeben (d. h. Sie müssen 1 Ca-Atom nehmen), und wie viele Chloratome Sie nehmen müssen, damit sie zwei Elektronen aufnehmen können (d. h. Sie brauchen 2 Cl-Atome aufzunehmen) .

4. Schematisch lässt sich die Bildung einer ionischen Bindung zwischen Calcium- und Chloratomen wie folgt schreiben:

Um die Zusammensetzung ionischer Verbindungen auszudrücken, werden Formeleinheiten verwendet - Analoga von Summenformeln.

Die Zahlen, die die Anzahl der Atome, Moleküle oder Formeleinheiten angeben, werden Koeffizienten genannt, und die Zahlen, die die Anzahl der Atome in einem Molekül oder der Ionen in einer Formeleinheit angeben, werden Indizes genannt.

Im ersten Teil des Absatzes haben wir eine Schlussfolgerung über die Art und die Ursachen von Änderungen der Eigenschaften von Elementen gezogen. Im zweiten Teil des Absatzes stellen wir die Schlüsselwörter vor.

Schlüsselwörter und Phrasen

1. Atome von Metallen und Nichtmetallen.
2. Ionen positiv und negativ.
3. Ionische chemische Bindung.
4. Koeffizienten und Indizes.

Arbeiten Sie mit dem Computer

1. Siehe elektronische Bewerbung. Studieren Sie den Unterrichtsstoff und bearbeiten Sie die vorgeschlagenen Aufgaben.
2. Suchen Sie im Internet nach E-Mail-Adressen, die als zusätzliche Quellen dienen können, die den Inhalt der Schlüsselwörter und Phrasen des Absatzes offenbaren. Bieten Sie dem Lehrer Ihre Hilfe bei der Vorbereitung einer neuen Unterrichtsstunde an - erstellen Sie einen Bericht über die Schlüsselwörter und Sätze des nächsten Absatzes.

Fragen und Aufgaben

1. Vergleichen Sie die Struktur und Eigenschaften von Atomen: a) Kohlenstoff und Silizium; b) Silizium und Phosphor.
2. Betrachten Sie die Schemata für die Bildung einer Ionenbindung zwischen den Atomen chemischer Elemente: a) Kalium und Sauerstoff; b) Lithium und Chlor; c) Magnesium und Fluor.
3. Nennen Sie das typischste Metall und das typischste Nichtmetall des Periodensystems von D. I. Mendeleev.
4. Erklären Sie anhand zusätzlicher Informationsquellen, warum Inertgase Edelgase genannt wurden.

MBOU "Gymnasium Nr. 1 der Stadt Nowopawlowsk"

Chemie Klasse 8

Thema:

"Änderung der Anzahl der Elektronen

auf der äußeren Energieebene

Atome chemischer Elemente"

Lehrerin: Tatyana Alekseevna Komarova

Nowopawlowsk

Das Datum: ___________

Lektion– 9

Unterrichtsthema: Änderung der Anzahl der Elektronen auf der externen Energie

die Ebene der Atome chemischer Elemente.

Unterrichtsziele:

- das Konzept der metallischen und nichtmetallischen Eigenschaften von Elementen auf atomarer Ebene zu bilden;

- die Gründe für die Änderung der Eigenschaften von Elementen in Perioden und Gruppen anhand der Struktur ihrer Atome aufzeigen;

- erste Vorstellungen über die Ionenbindung zu geben.

Ausrüstung: PSCE, Tabelle "Ionenbindung".

Während des Unterrichts

Zeit organisieren.

Wissensüberprüfung

Eigenschaften chemischer Elemente laut Tabelle (3 Personen)

Die Struktur der Atome (2 Personen)

Neues Material lernen

Betrachten Sie die folgenden Fragen:

1 . Atome welcher chemischen Elemente haben abgeschlossene Energieniveaus?

- Dies sind Atome von Edelgasen, die sich in der Hauptuntergruppe der 8. Gruppe befinden.

Fertige elektronische Schichten haben eine erhöhte Widerstandsfähigkeit und Stabilität.

Atome Gruppe VIII (He Ne Ar Kr Xe Rn) enthält 8e - auf der äußeren Ebene, weshalb sie inert sind, d.h. . chemisch inaktiv, interagieren nicht mit anderen Substanzen, d.h. Ihre Atome haben eine erhöhte Widerstandsfähigkeit und Stabilität. Das heißt, alle chemischen Elemente (mit unterschiedlicher elektronischer Struktur) neigen dazu, zu erhalten abgeschlossene äußere Energieebene ,8e - .

Beispiel:

N ein Mg F Cl

11 +12 +9 +17

2 8 1 2 8 2 2 7 2 8 7

1s 2 2 s 2 p 6 3 s 1 1s 2 2s 2 S. 6 3 s 2 1s 2 2s 2 S. 5 1s 2 2s 2 S. 6 3 s 2 p 5

Wie, glauben Sie, können die Atome dieser Elemente acht Elektronen auf der äußeren Ebene erreichen?

Wenn (angenommen) die letzte Ebene von Na und Mg von Hand geschlossen wird, werden vollständige Ebenen erhalten. Daher müssen diese Elektronen von der externen elektronischen Ebene abgegeben werden! Wenn dann Elektronen abgegeben werden, wird die Vor-Außenschicht von 8e – zur Außenschicht.

Und für die Elemente F und Cl sollten Sie 1 fehlendes Elektron auf Ihr Energieniveau bringen, als 7e - zu geben. Es gibt also 2 Möglichkeiten, um das vollständige Energieniveau zu erreichen:

A) Rückstoß ("zusätzliche") Elektronen von der äußeren Schicht.

B) Eintritt in die externe Ebene ("fehlende") Elektronen.

2. Das Konzept von Metallizität und Nichtmetallizität auf atomarer Ebene:

Metalle sind Elemente, deren Atome ihre äußeren Elektronen abgeben.

Nichtmetalle - Dies sind Elemente, deren Atome Elektronen auf das äußere Energieniveau aufnehmen.

Je leichter das Me-Atom seine Elektronen abgibt, desto ausgeprägter sind seine metallische Eigenschaften.

Je leichter das HeMe-Atom die fehlenden Elektronen an der äußeren Schicht aufnimmt, desto ausgeprägter sind ihre nichtmetallische Eigenschaften.

3. Änderungen der Me- und NeMe-Eigenschaften von Atomen ch.e. in Perioden und Gruppen in der PSCE.

In Perioden:

Beispiel: Na (1e -) Mg (2e -) - notieren Sie die Struktur des Atoms.

- Was denken Sie, welches Element hat ausgeprägtere metallische Eigenschaften, Na oder Mg? Was ist leichter zu geben 1. - oder 2. -? (Natürlich hat 1e - Na daher ausgeprägtere metallische Eigenschaften).

Beispiel: Al(3e-)Si(4e-) usw.

Im Laufe der Zeit nimmt die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene von links nach rechts zu.

(hellere metallische Eigenschaften werden in Al ausgedrückt).

Natürlich wird die Fähigkeit, Elektronen über den Zeitraum abzugeben, abnehmen, d.h. metallische Eigenschaften werden geschwächt.

Somit befinden sich die stärksten Me am Beginn der Perioden.

- Und wie verändert sich die Fähigkeit, Elektronen anzulagern? (wird steigen)

Beispiel:

SiKl

14 r +17 r

2 8 4 2 8 7

Es ist einfacher, 1 fehlendes Elektron (von Cl) zu akzeptieren als 4e von Si.

Fazit:

Die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen im Laufe des Zeitraums von links nach rechts zu und die metallischen Eigenschaften werden schwächer.

Ein weiterer Grund für die Verbesserung der Nicht-Me-Eigenschaften ist eine Verringerung des Atomradius bei gleicher Anzahl von Niveaus.

Da innerhalb der 1. Periode ändert sich die Anzahl der Energieniveaus für Atome nicht, aber die Anzahl der externen Elektronen e - und die Anzahl der Protonen p - im Kern nehmen zu. Dadurch nimmt die Anziehungskraft der Elektronen zum Kern zu (Coulombsches Gesetz) und der Radius (r) des Atoms nimmt ab, das Atom zieht sich sozusagen zusammen.

Allgemeine Schlussfolgerung:

Innerhalb einer Periode werden mit zunehmender Ordnungszahl (N) des Elements die metallischen Eigenschaften der Elemente schwächer und die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen zu, weil:

- Die Zahl e wächst - auf der äußeren Ebene ist sie gleich der Zahl der Gruppe und der Zahl der Protonen im Kern.

- Der Radius des Atoms nimmt ab

— Die Anzahl der Energieniveaus ist konstant.

4. Betrachten Sie die vertikale Abhängigkeit der Änderung der Eigenschaften von Elementen (innerhalb der Hauptuntergruppen) in Gruppen.

Beispiel: VII. Gruppe Hauptuntergruppe (Halogene)

FCl

9 +17

2 7 2 8 7

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

Die Zahl e ist auf den äußeren Ebenen dieser Elemente gleich, aber die Anzahl der Energieniveaus ist unterschiedlich,

bei F –2e – und Cl – 3e – /

Welches Atom hat den größeren Radius? (- Chlor, weil 3 Energiestufen).

Je näher die e am Kern liegen, desto stärker werden sie von ihm angezogen.

- Ein Atom von welchem ​​Element lässt sich leichter e - an F oder Cl anheften?

(F - es ist einfacher, 1 fehlendes Elektron anzuhängen), weil es hat einen kleineren Radius, was bedeutet, dass die Anziehungskraft eines Elektrons zum Kern größer ist als die von Cl.

Coulomb-Gesetz

Die Stärke der Wechselwirkung zweier elektrischer Ladungen ist umgekehrt proportional zum Quadrat

Abstände zwischen ihnen, d.h. Je größer der Abstand zwischen den Atomen, desto kleiner die Kraft

Anziehung zweier entgegengesetzter Ladungen (in diesem Fall Elektronen und Protonen).

F ist stärker als Cl ˃Br ˃J usw.

Fazit:

In Gruppen (Hauptuntergruppen) nehmen die nichtmetallischen Eigenschaften ab und die metallischen Eigenschaften zu, weil:

eines). Die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene der Atome ist gleich (und gleich der Gruppenzahl).

2). Die Zahl der Energieniveaus in Atomen wächst.

3). Der Radius des Atoms nimmt zu.

Betrachten Sie mündlich gemäß der PSCE-Tabelle I - die Gruppe der Hauptuntergruppe. Schließen Sie daraus, dass das stärkste Metall Fr Francium und das stärkste Nichtmetall F Fluor ist.

Ionenverbindung.

Überlegen Sie, was mit den Atomen der Elemente passiert, wenn sie auf der äußeren Ebene ein Oktett (d. h. 8e -) erreichen:

Schreiben wir die Formeln der Elemente auf:

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

Na x +11 2e - 8e - 0e - Mg x +12 2e - 8e - 0e - F x +9 2e - 8e - Cl x +17 2e - 8e - 8e -

Die oberste Formelreihe enthält die gleiche Anzahl von Protonen und Elektronen, weil Dies sind die Formeln neutraler Atome (es gibt eine Nullladung "0" - dies ist der Oxidationsgrad).

Die untere Reihe ist eine andere Anzahl von p + und e -, d.h. Dies sind die Formeln für geladene Teilchen.

Berechnen wir die Ladung dieser Teilchen.

Na +1 +11 2e - 8e - 0e - 2 + 8 \u003d 10, 11-10 \u003d 1, Oxidationsstufe +1

F - +9 2e - 8e - 2 + 8 \u003d 10, 9-10 \u003d -1, Oxidationsstufe -1

mg +2 +12 2e — 8e — 0e — 2+8=10, 12-10=-2, Oxidationsstufe -2

Als Ergebnis des Anhaftens - Rückstoßes von Elektronen werden geladene Teilchen erhalten, die als Ionen bezeichnet werden.

Die Atome von Me erhalten beim Rückstoß e - "+" (positive Ladung)

Hämatome, die "fremde" Elektronen aufnehmen, sind "-" (negative Ladung) geladen.

Eine zwischen Ionen gebildete chemische Bindung wird als Ionenbindung bezeichnet.

Zwischen starkem Me und starkem Nicht-Me tritt eine ionische Bindung auf.

Beispiele.

a) die Bildung einer ionischen Bindung. Na + Cl

N a Cl + —

11 + +17 +11 +17

2 8 1 2 8 7 2 8 2 8 8

1e-

Der Prozess der Umwandlung von Atomen in Ionen:

1 e -

Na 0 + Cl 0 Na + + Cl - Na + Cl -

Atom Atom Ion Ion ionische Verbindung

2e -

b) CaO 2+ 2-

Ca 0 + 2 C l 0 Ca 2+ Cl 2 -

2 e -

Festigung von Wissen, Fertigkeiten, Fähigkeiten.

Atome Ich und NeMe

Ionen "+" und "-"

Ionische chemische Bindung

Koeffizienten und Indizes.

D/Z§ 9, Nr. 1, Nr. 2, S. 58

Zusammenfassung der Lektion

Literatur:

1. Chemie Klasse 8. Lehrbuch für allgemeine Bildung

Institutionen/OS Gabrieljan. Trappe 2009

2. Gabrielyan O.S. Handbuch des Lehrers.

Chemie Klasse 8, Bustard, 2003

Chemieunterricht in der 8. Klasse. "_____" _____ 20_____

Änderung der Anzahl der Elektronen auf dem externen Energieniveau von Atomen chemischer Elemente.

Ziel. Betrachten Sie Änderungen in den Eigenschaften von Atomen chemischer Elemente in PSCE D.I. Mendelejew.

Lehrreich. Erklären Sie die Änderungsmuster der Eigenschaften von Elementen innerhalb kleiner Perioden und Hauptuntergruppen; die Ursachen für Änderungen metallischer und nichtmetallischer Eigenschaften in Perioden und Gruppen ermitteln.

Entwicklung. Um die Fähigkeit zu entwickeln, Muster von Änderungen in Eigenschaften in PSCE D.I. Mendelejew.

Lehrreich. Fördern Sie eine Lernkultur im Unterricht.

Während des Unterrichts.

1. Org. Moment.

2. Wiederholung des gelernten Stoffes.

Selbstständige Arbeit.

1 Möglichkeit.

		Antwortmöglichkeiten
	Aluminium

6-10. Geben Sie die Anzahl der Energieniveaus in den Atomen der folgenden Elemente an.

		Antwortmöglichkeiten

	Elektronische Formel	Antwortmöglichkeiten

Option 2.

1-5. Geben Sie die Anzahl der Neutronen im Kern eines Atoms an.

		Antwortmöglichkeiten

6-10. Geben Sie die Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau an.

		Antwortmöglichkeiten
	Aluminium

11-15. Die angegebene elektronische Formel des Atoms entspricht dem Element.

		Antwortmöglichkeiten
	1s22s22p63s23p6 4s1

3. Ein neues Thema lernen.

Übung. Verteilen Sie die Elektronen nach den Energieniveaus der folgenden Elemente: Mg, S, Ar.

Fertige elektronische Schichten haben eine erhöhte Widerstandsfähigkeit und Stabilität. Atome haben eine Stabilität, bei der sich 8 Elektronen auf der äußeren Energieebene befinden - Inertgase.

Ein Atom ist immer stabil, wenn es auf seinem äußeren Energieniveau 8² hat.

Wie können die Atome dieser Elemente die äußere 8-Elektronen-Ebene erreichen?

2 Möglichkeiten zur Vervollständigung:

Elektronen spenden

Elektronen aufnehmen.

Metalle sind elektronenspendende Elemente, sie haben 1-3 ² auf der äußeren Energieebene.

Nichtmetalle sind elektronenaufnehmende Elemente, sie haben 4-7 ² auf der äußeren Energieebene.

Ändern von Eigenschaften in der PSCE.

Innerhalb einer Periode werden mit zunehmender Ordnungszahl des Elements die metallischen Eigenschaften schwächer und die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen zu.

1. Die Zahl der Elektronen im äußeren Energieniveau wächst.

2. Der Radius des Atoms nimmt ab

3. Die Anzahl der Energieniveaus ist konstant

In den Hauptuntergruppen nehmen die nichtmetallischen Eigenschaften ab und die metallischen Eigenschaften zu.

1. Die Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau ist konstant;

2. Die Anzahl der Energieniveaus nimmt zu;

3. Der Radius des Atoms nimmt zu.

So ist Francium das stärkste Metall, Fluor das stärkste Nichtmetall.

4. Befestigung.

Übungen.

1. Ordnen Sie diese chemischen Elemente in der Reihenfolge zunehmender metallischer Eigenschaften:

A) Al, Na, Cl, Si, P

B) Mg, Ba, Ca, Be

C) N, Sb, Bi, As

D) Cs, Li, K, Na, Rb

2. Ordnen Sie diese chemischen Elemente nach steigenden nichtmetallischen Eigenschaften:

B) C, Sn, Ge, Si

C) Li, O, N, B, C

D) Br, F, I, Cl

3. Unterstreichen Sie die Symbole chemischer Metalle:

A) Cl, Al, S, Na, P, Mg, Ar, Si

B) Sn, Si, Pb, Ge, C

Sortieren Sie nach abnehmenden metallischen Eigenschaften.

4. Unterstreichen Sie die Symbole der chemischen Elemente der Nichtmetalle:

A) Li, F, N, Be, O, B, C

B) Bi, As, N, Sb, P

Sortieren Sie nach abnehmenden nichtmetallischen Eigenschaften.

Hausaufgaben. Buchseite 61-63.Bsp. 4 Seite 66