Malyugin 14. Níveis de energia externa e interna. Conclusão do nível de energia.

Vamos relembrar brevemente o que já sabemos sobre a estrutura da camada eletrônica dos átomos:

ü o número de níveis de energia do átomo = o número do período em que o elemento está localizado;

ü a capacidade máxima de cada nível de energia é calculada pela fórmula 2n2

ü a camada de energia externa não pode conter mais de 2 elétrons para elementos do período 1, mais de 8 elétrons para elementos de outros períodos

Mais uma vez, voltemos à análise do esquema de preenchimento de níveis de energia em elementos de pequenos períodos:

Tabela 1. Preenchimento dos níveis de energia

para elementos de pequenos períodos

Número do período	Número de níveis de energia = número do período	Símbolo do elemento, seu número ordinal	Total elétrons	Distribuição de elétrons por níveis de energia	Número do grupo
				H+1 )1	+1 H, 1e-
		He + 2 ) 2	+2 Não, 2º
				Li + 3 ) 2 ) 1	+ 3 Li, 2e-, 1e-
		Seja +4 ) 2 )2	+ 4 Ser, 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-
		Não + 10 ) 2 ) 8	+ 10 Não, 2e-,8 e-
				N / D + 11 ) 2 ) 8 )1	+1 1 N / D, 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-
		Cl + 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-

Analise a tabela 1. Compare o número de elétrons no último nível de energia e o número do grupo no qual o elemento químico está localizado.

Você notou que o número de elétrons no nível de energia externo dos átomos é o mesmo que o número do grupo, em que o elemento está localizado (a exceção é o hélio)?

!!! Esta regra é verdadeira só para elementos formar-se subgrupos.

Cada período do sistema termina com um elemento inerte(hélio He, néon Ne, argônio Ar). O nível de energia externa desses elementos contém o número máximo possível de elétrons: hélio -2, os elementos restantes - 8. Estes são elementos do grupo VIII do subgrupo principal. O nível de energia semelhante à estrutura do nível de energia de um gás inerte é chamado concluído. Este é um tipo de limite de força do nível de energia para cada elemento do sistema Periódico. Moléculas de substâncias simples - gases inertes, consistem em um átomo e se distinguem pela inércia química, ou seja, praticamente não entram em reações químicas.

Para os demais elementos do PSCE, o nível de energia difere do nível de energia do elemento inerte, tais níveis são chamados inacabado. Os átomos desses elementos tendem a completar seu nível de energia externa doando ou aceitando elétrons.

Perguntas para autocontrole

1. Que nível de energia é chamado de externo?

2. Que nível de energia é chamado de interno?

3. Que nível de energia é chamado de completo?

4. Elementos de qual grupo e subgrupo possuem um nível de energia completo?

5. Qual é o número de elétrons no nível de energia externo dos elementos dos subgrupos principais?

6. Como os elementos de um subgrupo principal são semelhantes na estrutura do nível eletrônico

7. Quantos elétrons no nível externo contêm os elementos de a) grupo IIA;

b) grupo IVA; c) Grupo VII A

Ver resposta

1. Último

2. Qualquer um, exceto o último

3. Aquele que contém o número máximo de elétrons. Assim como o nível externo, se contém 8 elétrons para o período I - 2 elétrons.

4. Elementos do grupo VIIIA (elementos inertes)

5. O número do grupo no qual o elemento está localizado

6. Todos os elementos dos principais subgrupos no nível de energia externa contêm tantos elétrons quanto o número do grupo

7. a) os elementos do grupo IIA possuem 2 elétrons no nível externo; b) os elementos do grupo IVA possuem 4 elétrons; c) os elementos do grupo VII A possuem 7 elétrons.

Tarefas para solução independente

1. Determinar o elemento de acordo com os seguintes critérios: a) possui 2 níveis eletrônicos, no externo - 3 elétrons; b) tem 3 níveis eletrônicos, no exterior - 5 elétrons. Escreva a distribuição dos elétrons sobre os níveis de energia desses átomos.

2. Quais são os dois átomos com o mesmo número de níveis de energia preenchidos?

Ver resposta:

1. a) Vamos estabelecer as "coordenadas" do elemento químico: 2 níveis eletrônicos - período II; 3 elétrons no nível externo - III Grupo A. Esta é uma broca 5B. Esquema de distribuição de elétrons por níveis de energia: 2e-, 3e-

b) III período, grupo VA, elemento fósforo 15Р. Esquema de distribuição de elétrons por níveis de energia: 2e-, 8e-, 5e-

2. d) sódio e cloro.

Explicação: a) sódio: +11 )2)8 )1 (preenchido 2) ←→ hidrogênio: +1)1

b) hélio: +2 )2 (preenchido 1) ←→ hidrogênio: hidrogênio: +1)1

c) hélio: +2 )2 (preenchido 1) ←→ neon: +10 )2)8 (preenchido 2)

*G) sódio: +11 )2)8 )1 (preenchido 2) ←→ cloro: +17 )2)8 )7 (preenchido 2)

4. Dez. Número de elétrons = número de série

5 c) arsênico e fósforo. Átomos localizados no mesmo subgrupo têm o mesmo número de elétrons.

Explicações:

a) sódio e magnésio (em diferentes grupos); b) cálcio e zinco (no mesmo grupo, mas em subgrupos diferentes); * c) arsênio e fósforo (em um, principal, subgrupo) d) oxigênio e flúor (em diferentes grupos).

7. d) o número de elétrons no nível externo

8. b) o número de níveis de energia

9. a) lítio (localizado no grupo IA do período II)

10. c) silício (grupo IVA, período III)

11. b) boro (2 níveis - IIperíodo, 3 elétrons no nível externo - IIIAGrupo)

E.N.FRENKEL

Tutorial de química

Um guia para quem não sabe, mas quer aprender e entender química

Parte I. Elementos de Química Geral
(primeiro nível de dificuldade)

Continuação. Veja o início no nº 13, 18, 23/2007

Capítulo 3. Informações elementares sobre a estrutura do átomo.
Lei periódica de D.I. Mendeleev

Lembre-se do que é um átomo, em que consiste um átomo, se um átomo muda em reações químicas.

Um átomo é uma partícula eletricamente neutra que consiste em um núcleo carregado positivamente e elétrons carregados negativamente.

O número de elétrons durante os processos químicos pode mudar, mas carga nuclear sempre permanece a mesma. Conhecendo a distribuição de elétrons em um átomo (a estrutura de um átomo), é possível prever muitas propriedades de um determinado átomo, bem como as propriedades de substâncias simples e complexas das quais ele faz parte.

A estrutura do átomo, ou seja, a composição do núcleo e a distribuição dos elétrons ao redor do núcleo podem ser facilmente determinadas pela posição do elemento no sistema periódico.

No sistema periódico de D.I. Mendeleev, os elementos químicos são organizados em uma determinada sequência. Essa sequência está intimamente relacionada à estrutura dos átomos desses elementos. Cada elemento químico no sistema é atribuído número de série, além disso, você pode especificar o número do período, número do grupo, tipo de subgrupo.

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Conhecendo o "endereço" exato de um elemento químico - um grupo, subgrupo e número de período, pode-se determinar inequivocamente a estrutura de seu átomo.

Períodoé uma linha horizontal de elementos químicos. Existem sete períodos no sistema periódico moderno. Os três primeiros períodos pequeno, Porque eles contêm 2 ou 8 elementos:

1º período - H, He - 2 elementos;

2º período - Li ... Ne - 8 elementos;

3º período - Na ... Ar - 8 elementos.

Outros períodos - ampla. Cada um deles contém 2-3 linhas de elementos:

4º período (2 linhas) - K ... Kr - 18 elementos;

6º período (3 linhas) - Cs ... Rn - 32 elementos. Este período inclui uma série de lantanídeos.

Grupoé uma linha vertical de elementos químicos. São oito grupos no total. Cada grupo é composto por dois subgrupos: subgrupo principal e subgrupo secundário. Por exemplo:

O subgrupo principal é formado por elementos químicos de pequenos períodos (por exemplo, N, P) e grandes períodos (por exemplo, As, Sb, Bi).

Um subgrupo lateral é formado por elementos químicos de apenas grandes períodos (por exemplo, V, Nb,
Ta).

Visualmente, esses subgrupos são fáceis de distinguir. O subgrupo principal é “alto”, inicia-se no 1º ou 2º período. O subgrupo secundário é “baixo”, a partir do 4º período.

Assim, cada elemento químico do sistema periódico tem seu próprio endereço: período, grupo, subgrupo, número ordinal.

Por exemplo, o vanádio V é um elemento químico do 4º período, grupo V, subgrupo secundário, número de série 23.

Tarefa 3.1. Especifique o período, grupo e subgrupo para elementos químicos com números de série 8, 26, 31, 35, 54.

Tarefa 3.2. Especifique o número de série e o nome do elemento químico, se souber que está localizado:

a) no 4º período, grupo VI, subgrupo secundário;

b) no 5º período, grupo IV, subgrupo principal.

Como a informação sobre a posição de um elemento no sistema periódico pode ser relacionada à estrutura de seu átomo?

Um átomo é formado por um núcleo (com carga positiva) e elétrons (com carga negativa). Em geral, o átomo é eletricamente neutro.

Positivo carga do núcleo de um átomo igual ao número atômico do elemento químico.

O núcleo de um átomo é uma partícula complexa. Quase toda a massa de um átomo está concentrada no núcleo. Como um elemento químico é um conjunto de átomos com a mesma carga nuclear, as seguintes coordenadas são indicadas perto do símbolo do elemento:

Com base nesses dados, a composição do núcleo pode ser determinada. O núcleo é formado por prótons e nêutrons.

próton p tem uma massa de 1 (1,0073 amu) e uma carga de +1. Nêutron n não tem carga (neutra) e sua massa é aproximadamente igual à massa de um próton (1,0087 amu).

A carga nuclear é determinada pelos prótons. E o número de prótons é(por tamanho) carga do núcleo de um átomo, ou seja número de série.

Número de nêutrons N determinado pela diferença entre as quantidades: "massa do núcleo" MAS e "número de série" Z. Então, para um átomo de alumínio:

N = MAS – Z = 27 –13 = 14n,

Tarefa 3.3. Determine a composição dos núcleos dos átomos se o elemento químico estiver em:

a) 3º período, grupo VII, subgrupo principal;

b) 4º período, grupo IV, subgrupo secundário;

c) 5º período, grupo I, subgrupo principal.

Atenção! Ao determinar o número de massa do núcleo de um átomo, é necessário arredondar a massa atômica indicada no sistema periódico. Isso é feito porque as massas do próton e do nêutron são praticamente inteiras, e a massa dos elétrons pode ser desprezada.

Vamos determinar quais dos núcleos abaixo pertencem ao mesmo elemento químico:

A (20 R + 20n),

B (19 R + 20n),

EM 20 R + 19n).

Átomos de um mesmo elemento químico possuem núcleos A e B, pois contêm o mesmo número de prótons, ou seja, as cargas desses núcleos são as mesmas. Estudos mostram que a massa de um átomo não afeta significativamente suas propriedades químicas.

Os isótopos são chamados de átomos do mesmo elemento químico (o mesmo número de prótons), que diferem em massa (um número diferente de nêutrons).

Os isótopos e seus compostos químicos diferem uns dos outros nas propriedades físicas, mas as propriedades químicas dos isótopos do mesmo elemento químico são as mesmas. Assim, os isótopos do carbono-14 (14 C) têm as mesmas propriedades químicas do carbono-12 (12 C), que entram nos tecidos de qualquer organismo vivo. A diferença se manifesta apenas na radioatividade (isótopo 14 C). Portanto, os isótopos são usados ​​para o diagnóstico e tratamento de várias doenças, para pesquisas científicas.

Voltemos à descrição da estrutura do átomo. Como você sabe, o núcleo de um átomo não muda em processos químicos. O que está mudando? A variável é o número total de elétrons no átomo e a distribuição de elétrons. Em geral número de elétrons em um átomo neutroé fácil de determinar - é igual ao número de série, ou seja, carga do núcleo de um átomo:

Os elétrons têm uma carga negativa de -1, e sua massa é desprezível: 1/1840 da massa de um próton.

Elétrons carregados negativamente se repelem e estão a distâncias diferentes do núcleo. Em que elétrons com uma quantidade aproximadamente igual de energia estão localizados a uma distância aproximadamente igual do núcleo e formam um nível de energia.

O número de níveis de energia em um átomo é igual ao número do período em que o elemento químico está localizado. Os níveis de energia são convencionalmente designados da seguinte forma (por exemplo, para Al):

Tarefa 3.4. Determine o número de níveis de energia nos átomos de oxigênio, magnésio, cálcio, chumbo.

Cada nível de energia pode conter um número limitado de elétrons:

No primeiro - não mais que dois elétrons;

No segundo - não mais que oito elétrons;

No terceiro - não mais que dezoito elétrons.

Esses números mostram que, por exemplo, o segundo nível de energia pode ter 2, 5 ou 7 elétrons, mas não 9 ou 12 elétrons.

É importante saber que, independentemente do número do nível de energia nível externo(último) não pode ter mais de oito elétrons. O nível de energia externo de oito elétrons é o mais estável e é chamado de completo. Tais níveis de energia são encontrados nos elementos mais inativos - os gases nobres.

Como determinar o número de elétrons no nível externo dos átomos restantes? Existe uma regra simples para isso: número de elétrons externosé igual a:

Para elementos dos subgrupos principais - o número do grupo;

Para elementos de subgrupos secundários, não pode ser mais de dois.

Por exemplo (Fig. 5):

Tarefa 3.5. Especifique o número de elétrons externos para elementos químicos com números de série 15, 25, 30, 53.

Tarefa 3.6. Encontre elementos químicos na tabela periódica, nos átomos dos quais existe um nível externo completo.

É muito importante determinar corretamente o número de elétrons externos, porque É a eles que se associam as propriedades mais importantes do átomo. Assim, nas reações químicas, os átomos tendem a adquirir um nível externo estável e completo (8 e). Portanto, os átomos, no nível externo do qual existem poucos elétrons, preferem entregá-los.

Os elementos químicos cujos átomos podem apenas doar elétrons são chamados metais. Obviamente, deve haver poucos elétrons no nível externo do átomo de metal: 1, 2, 3.

Se houver muitos elétrons no nível de energia externa de um átomo, esses átomos tendem a aceitar elétrons antes da conclusão do nível de energia externa, ou seja, até oito elétrons. Tais elementos são chamados não metais.

Pergunta. Os elementos químicos dos subgrupos secundários pertencem a metais ou não metais? Por quê?

Resposta Os metais e não metais dos principais subgrupos da tabela periódica são separados por uma linha que pode ser traçada do boro ao astato. Acima desta linha (e na linha) estão os não-metais, abaixo - os metais. Todos os elementos dos subgrupos secundários estão abaixo desta linha.

Tarefa 3.7. Determine se metais ou não metais incluem: fósforo, vanádio, cobalto, selênio, bismuto. Use a posição do elemento na tabela periódica de elementos químicos e o número de elétrons no nível externo.

Para compor a distribuição de elétrons nos níveis e subníveis restantes, o seguinte algoritmo deve ser usado.

1. Determine o número total de elétrons no átomo (por número de série).

2. Determine o número de níveis de energia (por número de período).

3. Determinar o número de elétrons externos (de acordo com o tipo de subgrupo e número do grupo).

4. Indique o número de elétrons em todos os níveis, exceto o penúltimo.

Por exemplo, de acordo com os pontos 1-4 para o átomo de manganês, é determinado:

Total 25 e; distribuído (2 + 8 + 2) = 12 e; então, no terceiro nível é: 25 - 12 = 13 e.

A distribuição de elétrons no átomo de manganês foi obtida:

Tarefa 3.8. Elabore o algoritmo elaborando diagramas de estrutura atômica para os elementos nº 16, 26, 33, 37. Indique se são metais ou não metais. Explique a resposta.

Ao compilar os diagramas acima da estrutura do átomo, não levamos em conta que os elétrons no átomo ocupam não apenas níveis, mas também certos subníveis cada nível. Os tipos de subníveis são indicados por letras latinas: s, p, d.

O número de subníveis possíveis é igual ao número do nível. O primeiro nível consiste em um
s-subnível. O segundo nível consiste em dois subníveis - s e R. O terceiro nível - de três subníveis - s, p e d.

Cada subnível pode conter um número estritamente limitado de elétrons:

no subnível s - não mais que 2e;

no subnível p - não mais que 6e;

no subnível d - não mais que 10e.

Os subníveis de um nível são preenchidos em uma ordem estritamente definida: spd.

Por isso, R- o subnível não pode começar a ser preenchido se não estiver cheio s-subnível de um determinado nível de energia, etc. Com base nessa regra, é fácil compor a configuração eletrônica do átomo de manganês:

Geralmente configuração eletrônica de um átomo manganês é escrito assim:

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

Tarefa 3.9. Faça configurações eletrônicas de átomos para elementos químicos nº 16, 26, 33, 37.

Por que é necessário fazer configurações eletrônicas de átomos? Para determinar as propriedades desses elementos químicos. Deve-se lembrar que apenas elétrons de valência.

Os elétrons de valência estão no nível de energia mais externo e incompletos
d-subnível do nível pré-externo.

Vamos determinar o número de elétrons de valência para o manganês:

ou abreviado: Mn ... 3 d 5 4s 2 .

O que pode ser determinado pela fórmula para a configuração eletrônica de um átomo?

1. Qual é o elemento - metal ou não metal?

O manganês é um metal, porque o nível externo (quarto) contém dois elétrons.

2. Qual processo é típico para metal?

Os átomos de manganês sempre doam elétrons nas reações.

3. Quais elétrons e quantos darão um átomo de manganês?

Nas reações, o átomo de manganês cede dois elétrons externos (eles estão mais distantes do núcleo e são mais fracos atraídos por ele), bem como cinco elétrons pré-externos. d-elétrons. O número total de elétrons de valência é sete (2 + 5). Nesse caso, oito elétrons permanecerão no terceiro nível do átomo, ou seja, nível externo completo é formado.

Todos esses raciocínios e conclusões podem ser refletidos usando o esquema (Fig. 6):

As cargas condicionais resultantes de um átomo são chamadas estados de oxidação.

Considerando a estrutura do átomo, de maneira semelhante, pode-se mostrar que os estados de oxidação típicos para o oxigênio são -2 e para o hidrogênio +1.

Pergunta. Com qual dos elementos químicos o manganês pode formar compostos, se levarmos em conta os graus de oxidação obtidos acima?

Resposta: Somente com oxigênio, tk. seu átomo tem a carga oposta em seu estado de oxidação. As fórmulas dos óxidos de manganês correspondentes (aqui os estados de oxidação correspondem às valências desses elementos químicos):

A estrutura do átomo de manganês sugere que o manganês não pode ter um maior grau de oxidação, porque neste caso, seria preciso tocar no nível pré-externo estável, agora concluído. Portanto, o estado de oxidação +7 é o mais alto, e o óxido de Mn 2 O 7 correspondente é o óxido de manganês mais alto.

Para consolidar todos esses conceitos, considere a estrutura do átomo de telúrio e algumas de suas propriedades:

Como um não-metal, o átomo de Te pode aceitar 2 elétrons antes da conclusão do nível externo e doar 6 elétrons "extras":

Tarefa 3.10. Desenhe as configurações eletrônicas dos átomos de Na, Rb, Cl, I, Si, Sn. Determine as propriedades desses elementos químicos, as fórmulas de seus compostos mais simples (com oxigênio e hidrogênio).

Conclusões Práticas

1. Apenas os elétrons de valência participam das reações químicas, que só podem ocorrer nos dois últimos níveis.

2. Átomos metálicos só podem doar elétrons de valência (todos ou alguns), assumindo estados de oxidação positivos.

3. Átomos não metálicos podem aceitar elétrons (ausentes - até oito), enquanto adquirem estados de oxidação negativos, e doam elétrons de valência (todos ou alguns), enquanto adquirem estados de oxidação positivos.

Vamos agora comparar as propriedades dos elementos químicos de um subgrupo, por exemplo, sódio e rubídio:
Na...3 s 1 e Rb...5 s 1 .

O que há de comum na estrutura dos átomos desses elementos? No nível externo de cada átomo, um elétron é um metal ativo. atividade metalúrgica associado à capacidade de doar elétrons: quanto mais fácil um átomo emite elétrons, mais pronunciadas suas propriedades metálicas.

O que mantém os elétrons em um átomo? atração pelo núcleo. Quanto mais próximos os elétrons estão do núcleo, mais fortes eles são atraídos pelo núcleo do átomo, mais difícil é “arrancá-los”.

Com base nisso, responderemos à pergunta: qual elemento - Na ou Rb - doa mais facilmente um elétron externo? Qual elemento é o metal mais ativo? Obviamente, rubídio, porque seus elétrons de valência estão mais distantes do núcleo (e são menos fortemente retidos pelo núcleo).

Conclusão. Nos principais subgrupos, de cima para baixo, as propriedades metálicas são aprimoradas, Porque o raio do átomo aumenta, e os elétrons de valência são mais fracos atraídos para o núcleo.

Vamos comparar as propriedades dos elementos químicos do grupo VIIa: Cl …3 s 2 3p 5 e eu... 5 s 2 5p 5 .

Ambos os elementos químicos são não-metais, porque. um elétron está faltando antes da conclusão do nível externo. Esses átomos atrairão ativamente o elétron ausente. Além disso, quanto mais forte o elétron ausente atrai um átomo não metálico, mais fortes suas propriedades não metálicas (a capacidade de aceitar elétrons) são manifestadas.

O que causa a atração de um elétron? Devido à carga positiva do núcleo do átomo. Além disso, quanto mais próximo o elétron do núcleo, mais forte sua atração mútua, mais ativo o não-metal.

Pergunta. Qual elemento tem propriedades não metálicas mais pronunciadas: cloro ou iodo?

Resposta: Obviamente, cloro, porque. seus elétrons de valência estão mais próximos do núcleo.

Conclusão. A atividade de não-metais em subgrupos diminui de cima para baixo, Porque o raio do átomo aumenta e é cada vez mais difícil para o núcleo atrair os elétrons que faltam.

Vamos comparar as propriedades do silício e do estanho: Si …3 s 2 3p 2 e Sn…5 s 2 5p 2 .

Ambos os átomos têm quatro elétrons no nível externo. No entanto, esses elementos na tabela periódica estão em lados opostos da linha que conecta boro e astato. Portanto, para o silício, cujo símbolo está acima da linha B-At, as propriedades não metálicas são mais pronunciadas. Pelo contrário, o estanho, cujo símbolo está abaixo da linha B-At, tem propriedades metálicas mais fortes. Isso se deve ao fato de que no átomo de estanho, quatro elétrons de valência são removidos do núcleo. Portanto, a ligação dos quatro elétrons ausentes é difícil. Ao mesmo tempo, o retorno de elétrons do quinto nível de energia ocorre com bastante facilidade. Para o silício, ambos os processos são possíveis, predominando o primeiro (aceitação de elétrons).

Conclusões no capítulo 3. Quanto menos elétrons externos em um átomo e quanto mais distantes estiverem do núcleo, mais fortes serão as propriedades metálicas.

Quanto mais elétrons externos em um átomo e quanto mais próximos eles estão do núcleo, mais propriedades não metálicas são manifestadas.

Com base nas conclusões formuladas neste capítulo, uma "característica" pode ser compilada para qualquer elemento químico do sistema periódico.

Algoritmo de Descrição da Propriedade
elemento químico por sua posição
no sistema periódico

1. Faça um diagrama da estrutura do átomo, ou seja, determinar a composição do núcleo e a distribuição de elétrons por níveis e subníveis de energia:

Determinar o número total de prótons, elétrons e nêutrons em um átomo (por número de série e massa atômica relativa);

Determinar o número de níveis de energia (por número de período);

Determinar o número de elétrons externos (por tipo de subgrupo e número de grupo);

Indique o número de elétrons em todos os níveis de energia, exceto o penúltimo;

2. Determine o número de elétrons de valência.

3. Determine quais propriedades - metálicas ou não metálicas - são mais pronunciadas para um determinado elemento químico.

4. Determine o número de elétrons dados (recebidos).

5. Determine os estados de oxidação mais altos e mais baixos de um elemento químico.

6. Componha para esses estados de oxidação as fórmulas químicas dos compostos mais simples com oxigênio e hidrogênio.

7. Determine a natureza do óxido e escreva uma equação para sua reação com a água.

8. Para as substâncias indicadas no parágrafo 6, elaborar equações de reações características (ver Capítulo 2).

Tarefa 3.11. De acordo com o esquema acima, faça descrições dos átomos de enxofre, selênio, cálcio e estrôncio e as propriedades desses elementos químicos. Quais são as propriedades gerais de seus óxidos e hidróxidos?

Se você completou os exercícios 3.10 e 3.11, é fácil ver que não apenas os átomos dos elementos de um subgrupo, mas também seus compostos têm propriedades comuns e uma composição semelhante.

Lei periódica de D.I. Mendeleev:as propriedades dos elementos químicos, bem como as propriedades das substâncias simples e complexas formadas por eles, estão em uma dependência periódica da carga dos núcleos de seus átomos.

O significado físico da lei periódica: as propriedades dos elementos químicos são repetidas periodicamente porque as configurações dos elétrons de valência (a distribuição dos elétrons dos níveis externo e penúltimo) são repetidas periodicamente.

Assim, os elementos químicos do mesmo subgrupo têm a mesma distribuição de elétrons de valência e, portanto, propriedades semelhantes.

Por exemplo, os elementos químicos do quinto grupo têm cinco elétrons de valência. Ao mesmo tempo, nos átomos de substâncias químicas elementos dos principais subgrupos- todos os elétrons de valência estão no nível externo: ... ns 2 np 3, onde n– número do período.

Nos átomos elementos de subgrupos secundários apenas 1 ou 2 elétrons estão no nível externo, o resto está no d- subnível do nível pré-externo: ... ( n – 1)d 3 ns 2, onde n– número do período.

Tarefa 3.12. Faça fórmulas eletrônicas curtas para os átomos dos elementos químicos nº 35 e 42, e então faça a distribuição dos elétrons nesses átomos de acordo com o algoritmo. Certifique-se de que sua previsão se concretize.

Exercícios para o capítulo 3

1. Formular as definições dos conceitos "período", "grupo", "subgrupo". O que fazem os elementos químicos que compõem: a) período; b) um grupo; c) subgrupo?

2. O que são isótopos? Que propriedades - físicas ou químicas - os isótopos têm em comum? Por quê?

3. Formule a lei periódica de DIMendeleev. Explique seu significado físico e ilustre com exemplos.

4. Quais são as propriedades metálicas dos elementos químicos? Como eles mudam em um grupo e em um período? Por quê?

5. Quais são as propriedades não metálicas dos elementos químicos? Como eles mudam em um grupo e em um período? Por quê?

6. Faça breves fórmulas eletrônicas dos elementos químicos nº 43, 51, 38. Confirme suas suposições descrevendo a estrutura dos átomos desses elementos de acordo com o algoritmo acima. Especifique as propriedades desses elementos.

7. Por fórmulas eletrônicas curtas

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

b) …4 d 1 5s 2 ;

em 3 d 5 4s 1

determine a posição dos elementos químicos correspondentes no sistema periódico de D.I. Mendeleev. Nomeie esses elementos químicos. Confirme suas suposições com uma descrição da estrutura dos átomos desses elementos químicos de acordo com o algoritmo. Especifique as propriedades desses elementos químicos.

Continua

Cada período do sistema periódico de D. I. Mendeleev termina com um gás inerte ou nobre.

O mais comum dos gases inertes (nobres) na atmosfera da Terra é o argônio, que foi isolado em sua forma pura antes de outros análogos. Qual é a razão para a inércia do hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio?

O fato de os átomos de gases inertes terem oito elétrons nos níveis mais externos e mais distantes do núcleo (o hélio tem dois). Oito elétrons no nível externo é o número limite para cada elemento da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, exceto hidrogênio e hélio. Este é um tipo de ideal de força do nível de energia, para o qual os átomos de todos os outros elementos da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev se esforçam.

Os átomos podem alcançar tal posição de elétrons de duas maneiras: dando elétrons do nível externo (neste caso, o nível externo incompleto desaparece e o penúltimo, concluído no período anterior, torna-se externo) ou aceitando elétrons que não são suficientes para os oito estimados. Átomos que têm menos elétrons no nível externo os doam para átomos que têm mais elétrons no nível externo. É fácil doar um elétron, quando é o único no nível externo, para os átomos dos elementos do subgrupo principal do grupo I (grupo IA). É mais difícil doar dois elétrons, por exemplo, para átomos de elementos do subgrupo principal do grupo II (grupo IIA). É ainda mais difícil doar seus três elétrons externos para átomos de elementos do grupo III (grupo IIIA).

Átomos de elementos-metais tendem a devolver elétrons do nível externo. E quanto mais facilmente os átomos de um elemento metálico abandonam seus elétrons externos, mais pronunciadas são suas propriedades metálicas. É claro, portanto, que os metais mais típicos do sistema periódico de D. I. Mendeleev são os elementos do subgrupo principal do grupo I (grupo IA). E vice-versa, átomos de elementos não metálicos tendem a aceitar a falta para completar o nível de energia externa. Do que foi dito, pode-se tirar a seguinte conclusão. Dentro de um período, com o aumento da carga do núcleo atômico e, consequentemente, com o aumento do número de elétrons externos, as propriedades metálicas dos elementos químicos enfraquecem. As propriedades não metálicas dos elementos, caracterizadas pela facilidade de aceitação de elétrons ao nível externo, são potencializadas neste caso.

Os não-metais mais típicos são os elementos do subgrupo principal do grupo VII (grupo VIIA) da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev. Existem sete elétrons no nível externo dos átomos desses elementos. Até oito elétrons no nível externo, ou seja, até o estado estável dos átomos, falta um elétron cada. Eles os anexam facilmente, mostrando propriedades não metálicas.

E como se comportam os átomos dos elementos do subgrupo principal do grupo IV (grupo IVA) da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev? Afinal, eles têm quatro elétrons no nível externo, e parece que eles não se importam se devem dar ou receber quatro elétrons. Descobriu-se que a capacidade dos átomos de dar ou receber elétrons é influenciada não apenas pelo número de elétrons no nível externo, mas também pelo raio do átomo. Dentro do período, o número de níveis de energia nos átomos dos elementos não muda, é o mesmo, mas o raio diminui à medida que a carga positiva do núcleo (o número de prótons nele) aumenta. Como resultado, a atração de elétrons para o núcleo aumenta e o raio do átomo diminui, como se o átomo fosse comprimido. Portanto, torna-se cada vez mais difícil doar elétrons externos e, inversamente, fica mais fácil aceitar os até oito elétrons ausentes.

Dentro do mesmo subgrupo, o raio de um átomo aumenta com o aumento da carga do núcleo atômico, pois com um número constante de elétrons no nível externo (é igual ao número do grupo), o número de níveis de energia aumenta ( é igual ao número do período). Portanto, torna-se mais fácil para o átomo ceder elétrons externos.

No sistema periódico de D. I. Mendeleev, com um aumento no número de série, as propriedades dos átomos dos elementos químicos mudam da seguinte forma.

Qual é o resultado da aceitação ou liberação de elétrons por átomos de elementos químicos?

Imagine que dois átomos “se encontram”: um átomo de metal do grupo IA e um átomo de um não-metal do grupo VIIA. Um átomo metálico tem um único elétron em seu nível de energia externo, enquanto um átomo não metálico carece de apenas um elétron para completar seu nível externo.

Um átomo de metal cederá facilmente seu elétron, que é o mais distante do núcleo e fracamente ligado a ele, para um átomo não metálico, que lhe fornecerá um lugar livre em seu nível de energia externo.

Então o átomo metálico, desprovido de uma carga negativa, adquirirá uma carga positiva, e o átomo não metálico, graças ao elétron recebido, se transformará em uma partícula carregada negativamente - um íon.

Ambos os átomos realizarão seu "sonho acalentado" - eles receberão os tão desejados oito elétrons no nível de energia externa. Mas o que acontece a seguir? Íons de cargas opostas, em total conformidade com a lei de atração de cargas opostas, se unirão imediatamente, ou seja, uma ligação química surgirá entre eles.

Uma ligação química formada entre íons é chamada de ligação iônica.

Considere a formação dessa ligação química usando o conhecido composto de cloreto de sódio (sal de mesa) como exemplo:

O processo de transformação de átomos em íons é mostrado no diagrama e na figura:

Por exemplo, uma ligação iônica também é formada durante a interação de átomos de cálcio e oxigênio:

Tal transformação de átomos em íons sempre ocorre durante a interação de átomos de metais típicos e não-metais típicos.

Em conclusão, vamos considerar o algoritmo (sequência) de raciocínio ao escrever o esquema para a formação de uma ligação iônica, por exemplo, entre átomos de cálcio e cloro.

1. O cálcio é um elemento do subgrupo principal do grupo II (grupo HA) da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, metal. É mais fácil para o seu átomo doar dois elétrons externos do que aceitar os seis que faltam:

2. O cloro é um elemento do subgrupo principal do grupo VII (grupo VIIA) da tabela Mendeleev, não-metal. É mais fácil para o seu átomo aceitar um elétron, que lhe falta antes da conclusão do nível de energia externo, do que desistir de sete elétrons do nível externo:

3. Primeiro, encontramos o mínimo múltiplo comum entre as cargas dos íons formados, que é igual a 2 (2 × 1). Então determinamos quantos átomos de cálcio precisam ser tomados para que eles doem dois elétrons (ou seja, você precisa pegar 1 átomo de Ca), e quantos átomos de cloro você precisa tomar para que eles possam aceitar dois elétrons (ou seja, você precisa para tomar 2 átomos de Cl).

4. Esquematicamente, a formação de uma ligação iônica entre átomos de cálcio e cloro pode ser escrita como segue:

Para expressar a composição de compostos iônicos, são usadas unidades de fórmula - análogos de fórmulas moleculares.

Os números que mostram o número de átomos, moléculas ou unidades de fórmula são chamados de coeficientes, e os números que mostram o número de átomos em uma molécula ou íons em uma unidade de fórmula são chamados de índices.

Na primeira parte do parágrafo, fizemos uma conclusão sobre a natureza e as causas das mudanças nas propriedades dos elementos. Na segunda parte do parágrafo, apresentamos as palavras-chave.

Palavras-chave e frases

1. Átomos de metais e não metais.
2. Íons positivos e negativos.
3. ligação química iônica.
4. Coeficientes e índices.

Trabalhar com computador

1. Consulte o requerimento eletrônico. Estude o material da lição e complete as tarefas sugeridas.
2. Pesquise na Internet endereços de e-mail que possam servir como fontes adicionais que revelem o conteúdo das palavras-chave e frases do parágrafo. Ofereça ao professor sua ajuda na preparação de uma nova lição - faça um relatório sobre as palavras-chave e frases do próximo parágrafo.

Dúvidas e tarefas

1. Compare a estrutura e as propriedades dos átomos: a) carbono e silício; b) silício e fósforo.
2. Considere os esquemas para a formação de uma ligação iônica entre os átomos dos elementos químicos: a) potássio e oxigênio; b) lítio e cloro; c) magnésio e flúor.
3. Nomeie o metal mais típico e o não-metal mais típico da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev.
4. Usando fontes adicionais de informação, explique por que os gases inertes começaram a ser chamados de gases nobres.

MBOU "Ginásio nº 1 da cidade de Novopavlovsk"

Química 8ª série

Sujeito:

"Mudança no número de elétrons

no nível de energia externa

átomos de elementos químicos"

Professora: Tatyana Alekseevna Komarova

Novopavlovsk

A data: ___________

Lição– 9

Tópico da lição: Mudança no número de elétrons na energia externa

o nível de átomos de elementos químicos.

Lições objetivas:

- formar o conceito de propriedades metálicas e não metálicas dos elementos no nível atômico;

- mostrar as razões para alterar as propriedades dos elementos em períodos e grupos com base na estrutura de seus átomos;

- dar idéias iniciais sobre a ligação iônica.

Equipamento: PSCE, tabela "ligação iônica".

Durante as aulas

Organizando o tempo.

Verificação de conhecimento

Características dos elementos químicos de acordo com a tabela (3 pessoas)

A estrutura dos átomos (2 pessoas)

Aprendendo novos materiais

Considere as seguintes perguntas:

1 . Átomos de quais elementos químicos completaram os níveis de energia?

- são átomos de gases inertes, localizados no subgrupo principal do 8º grupo.

As camadas eletrônicas concluídas aumentaram a resistência e a estabilidade.

átomos Grupo VIII (He Ne Ar Kr Xe Rn) contém 8e - no nível externo, e é por isso que eles são inertes, ou seja, . quimicamente inativo, não interagem com outras substâncias, ou seja, seus átomos têm maior resistência e estabilidade. Ou seja, todos os elementos químicos (com uma estrutura eletrônica diferente) tendem a obter nível de energia externa concluído ,8e - .

Exemplo:

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

Como você acha que os átomos desses elementos podem atingir oito elétrons no nível externo?

Se (suponha) fechar o último nível de Na e Mg manualmente, então os níveis completos são obtidos. Portanto, esses elétrons devem ser doados do nível eletrônico externo! Então, quando os elétrons são doados, a camada pré-externa de 8e - , torna-se externa.

E para os elementos F e Cl, você deve levar 1 elétron faltante para o seu nível de energia do que dar 7e -. E assim, existem 2 maneiras de atingir o nível de energia completo:

A) Recuo ("extra") elétrons da camada externa.

B) Admissão aos elétrons de nível externo ("ausentes").

2. O conceito de metalicidade e não metalicidade no nível atômico:

Metais são elementos cujos átomos doam seus elétrons externos.

Não-metais - Estes são elementos cujos átomos aceitam elétrons para o nível de energia externa.

Quanto mais fácil o átomo de Me cede seus elétrons, mais pronunciadas são suas propriedades metálicas.

Quanto mais fácil o átomo de HeMe aceitar os elétrons ausentes para a camada externa, mais pronunciada será sua propriedades não metálicas.

3. Mudanças nas propriedades Me e NeMe dos átomos ch.e. em períodos e grupos no PSCE.

Em períodos:

Exemplo: Na (1e -) Mg (2e -) - escreva a estrutura do átomo.

- O que você acha, qual elemento tem propriedades metálicas mais pronunciadas, Na ou Mg? O que é mais fácil de dar 1º - ou 2º -? (Claro, 1e -, portanto, Na tem propriedades metálicas mais pronunciadas).

Exemplo: Al (3e -) Si (4e -), etc.

Ao longo do período, o número de elétrons no nível externo aumenta da esquerda para a direita.

(propriedades metálicas mais brilhantes são expressas em Al).

Obviamente, a capacidade de doar elétrons ao longo do período diminuirá, ou seja, propriedades metálicas serão enfraquecidas.

Assim, os Eu mais fortes estão localizados no início dos períodos.

- E como a capacidade de anexar elétrons mudará? (vai aumentar)

Exemplo:

SiCl

14 r +17 r

2 8 4 2 8 7

É mais fácil aceitar 1 elétron ausente (do Cl) do que 4e do Si.

Conclusão:

As propriedades não metálicas ao longo do período aumentarão da esquerda para a direita e as propriedades metálicas enfraquecerão.

Outra razão para o aumento das propriedades não-Me é a diminuição do raio do átomo com o mesmo número de níveis.

Porque dentro do 1º período, o número de níveis de energia para os átomos não muda, mas o número de elétrons externos e - e o número de prótons p - no núcleo aumentam. Como resultado disso, a atração de elétrons para o núcleo aumenta (lei de Coulomb) e o raio (r) do átomo diminui, o átomo, por assim dizer, se contrai.

Conclusão geral:

Dentro de um período, com um aumento no número atômico (N) do elemento, as propriedades metálicas dos elementos enfraquecem e as propriedades não metálicas aumentam, porque:

- O número e está crescendo - no nível externo é igual ao número do grupo e ao número de prótons no núcleo.

- O raio do átomo diminui

— O número de níveis de energia é constante.

4. Considere a dependência vertical da mudança nas propriedades dos elementos (dentro dos subgrupos principais) em grupos.

Exemplo: VII grupo principal subgrupo (halogênios)

FCl

9 +17

2 7 2 8 7

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

O número e é o mesmo nos níveis externos desses elementos, mas o número de níveis de energia é diferente,

no F-2e-, e Cl-3e-/

Qual átomo tem o maior raio? (- cloro, porque 3 níveis de energia).

Quanto mais próximos os e estão localizados do núcleo, mais forte eles são atraídos por ele.

- Um átomo de qual elemento será mais fácil de ligar e - em F ou Cl?

(F - é mais fácil anexar 1 elétron ausente), porque tem um raio menor, o que significa que a força de atração de um elétron para o núcleo é maior que a de Cl.

lei de Coulomb

A força da interação de duas cargas elétricas é inversamente proporcional ao quadrado

distâncias entre eles, ou seja, quanto maior a distância entre os átomos, menor a força

atração de duas cargas opostas (neste caso, elétrons e prótons).

F é mais forte que Cl ˃Br ˃J, etc.

Conclusão:

Nos grupos (subgrupos principais), as propriedades não metálicas diminuem e as propriedades metálicas aumentam, porque:

1). O número de elétrons no nível externo dos átomos é o mesmo (e é igual ao número do grupo).

2). O número de níveis de energia nos átomos está crescendo.

3). O raio do átomo aumenta.

Oralmente, de acordo com a tabela PSCE, considere I - o grupo do subgrupo principal. Conclua que o metal mais forte é o Fr frâncio e o não metal mais forte é o F flúor.

Ligação iônica.

Considere o que acontece com os átomos dos elementos se eles atingirem um octeto (ou seja, 8e -) no nível externo:

Vamos escrever as fórmulas dos elementos:

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 -

A linha superior de fórmulas contém o mesmo número de prótons e elétrons, porque estas são as fórmulas de átomos neutros (há uma carga zero "0" - este é o grau de oxidação).

A linha inferior é um número diferente de p + e e -, ou seja, Estas são as fórmulas para partículas carregadas.

Vamos calcular a carga dessas partículas.

Na +1 +11 2e - 8e - 0e - 2 + 8 \u003d 10, 11-10 \u003d 1, estado de oxidação +1

F - +9 2e - 8e - 2 + 8 \u003d 10, 9-10 \u003d -1, estado de oxidação -1

mg +2 +12 2e — 8e — 0e — 2+8=10, 12-10=-2, estado de oxidação -2

Como resultado da fixação - recuo de elétrons, são obtidas partículas carregadas, chamadas íons.

Os átomos de Me ao recuar e - adquire "+" (carga positiva)

Os átomos de heme que aceitam elétrons "estranhos" são carregados "-" (carga negativa)

Uma ligação química formada entre íons é chamada de ligação iônica.

Uma ligação iônica ocorre entre o Eu forte e o não-Eu forte.

Exemplos.

a) a formação de uma ligação iônica. Na + Cl

N uma Cl + —

11 + +17 +11 +17

2 8 1 2 8 7 2 8 2 8 8

1e-

O processo de conversão de átomos em íons:

1 e-

N a 0 + Cl 0 Na + + Cl - Na + Cl -

átomo átomo íon íon composto iônico

2e -

b) CaO 2+ 2-

Ca 0 + 2 C 10 Ca 2+ Cl 2 -

2 e-

Consolidação de conhecimentos, habilidades, habilidades.

Átomos Eu e NeMe

Íons "+" e "-"

ligação química iônica

Coeficientes e índices.

D/Z§ 9, nº 1, nº 2, p.58

Resumo da lição

Literatura:

1. Química 8ª série. livro para ensino geral

instituições/O.S. Gabrielyan. Abetarda 2009

2. Gabrielyan O.S. Manual do professor.

Química 8ª série, Abetarda, 2003

Aula de química no 8º ano. "_____" ________ 20_____

Mudança no número de elétrons no nível de energia externa dos átomos de elementos químicos.

Alvo. Considere as mudanças nas propriedades dos átomos dos elementos químicos no PSCE D.I. Mendeleiev.

Educacional. Explicar os padrões de mudanças nas propriedades dos elementos em pequenos períodos e subgrupos principais; determinar as causas das mudanças nas propriedades metálicas e não metálicas em períodos e grupos.

Em desenvolvimento. Desenvolver a capacidade de comparar e encontrar padrões de mudanças nas propriedades no PSCE D.I. Mendeleiev.

Educacional. Promova uma cultura de aprendizagem na sala de aula.

Durante as aulas.

1. Org. momento.

2. Repetição do material estudado.

Trabalho independente.

1 opção.

		Opções de resposta
	Alumínio

6-10. Especifique o número de níveis de energia nos átomos dos seguintes elementos.

		Opções de resposta

	Fórmula eletrônica	Opções de resposta

Opção 2.

1-5. Especifique o número de nêutrons no núcleo de um átomo.

		Opções de resposta

6-10. Especifique o número de elétrons no nível de energia externo.

		Opções de resposta
	Alumínio

11-15. A fórmula eletrônica indicada do átomo corresponde ao elemento.

		Opções de resposta
	1s22s22p63s23p6 4s1

3. Aprender um novo tópico.

Exercício. Distribua os elétrons de acordo com os níveis de energia dos seguintes elementos: Mg, S, Ar.

As camadas eletrônicas concluídas aumentaram a resistência e a estabilidade. Os átomos têm estabilidade, em que há 8 elétrons no nível de energia externa - gases inertes.

Um átomo sempre será estável se tiver 8° em seu nível de energia externo.

Como os átomos desses elementos podem atingir o nível externo de 8 elétrons?

2 formas de completar:

doar elétrons

Aceita elétrons.

Os metais são elementos que doam elétrons; eles têm 1-3 ē no nível de energia externa.

Os não metais são elementos que aceitam elétrons; eles têm 4-7 ē no nível de energia externa.

Alterando propriedades no PSCE.

Dentro de um período, com um aumento no número ordinal do elemento, as propriedades metálicas enfraquecem e as propriedades não metálicas aumentam.

1. O número de elétrons no nível de energia externo está crescendo.

2. O raio do átomo diminui

3. O número de níveis de energia é constante

Nos principais subgrupos, as propriedades não metálicas diminuem e as propriedades metálicas aumentam.

1. O número de elétrons no nível de energia externa é constante;

2. O número de níveis de energia aumenta;

3. O raio do átomo aumenta.

Assim, o frâncio é o metal mais forte, o flúor é o não-metal mais forte.

4. Fixação.

Exercícios.

1. Organize esses elementos químicos em ordem crescente de propriedades metálicas:

A) Al, Na, Cl, Si, P

B) Mg, Ba, Ca, Be

C) N, Sb, Bi, As

D) Cs, Li, K, Na, Rb

2. Organize esses elementos químicos em ordem crescente de propriedades não metálicas:

B) C, Sn, Ge, Si

C) Li, O, N, B, C

D) Br, F, I, Cl

3. Sublinhe os símbolos dos metais químicos:

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

B) Sn, Si, Pb, Ge, C

Organize em ordem decrescente de propriedades metálicas.

4. Sublinhe os símbolos dos elementos químicos dos não metais:

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

B) Bi, As, N, Sb, P

Organize em ordem decrescente de propriedades não metálicas.

Trabalho de casa. Página 61-63. Ex. 4 página 66