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 de 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 pequena, 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 de 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 consideração 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.
Nesse caminho, 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 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, para qualquer elemento químico do sistema periódico, você pode fazer uma "característica".
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.
Em 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 breves fórmulas eletrônicas para os átomos dos elementos químicos nº 35 e 42, e então faça a distribuição dos elétrons nestes 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 ;
às 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
Quanto mais próximo do núcleo atômico está a camada eletrônica do átomo, mais fortes os elétrons são atraídos para o núcleo e maior sua energia de ligação com o núcleo. Portanto, o arranjo das camadas eletrônicas é convenientemente caracterizado por níveis e subníveis de energia e a distribuição de elétrons sobre eles. O número de níveis de energia eletrônica é igual ao número do período, em que o elemento está localizado. A soma dos números de elétrons nos níveis de energia é igual ao número ordinal do elemento.
A estrutura eletrônica do átomo é mostrada na fig. 1.9 na forma de um diagrama da distribuição de elétrons em níveis e subníveis de energia. O diagrama consiste em células eletrônicas representadas por quadrados. Cada célula simboliza um orbital de elétrons capaz de aceitar dois elétrons com spins opostos, indicados pelas setas para cima e para baixo.
Arroz. 1.9.
O diagrama eletrônico de um átomo é construído na sequência aumentando o número do nível de energia. Na mesma direção a energia do elétron aumenta e a energia de sua conexão com o núcleo diminui. Para maior clareza, podemos imaginar que o núcleo do átomo está "na parte inferior" do diagrama. O número de elétrons em um átomo de um elemento é igual ao número de prótons no núcleo, ou seja, número atômico do elemento na tabela periódica.
O primeiro nível de energia consiste em apenas um orbital, que é denotado pelo símbolo s. Este orbital é preenchido com elétrons de hidrogênio e hélio. O hidrogênio tem um elétron e o hidrogênio é monovalente. O hélio tem dois elétrons pareados com spins opostos, o hélio tem valência zero e não forma compostos com outros elementos. A energia de uma reação química não é suficiente para excitar um átomo de hélio e transferir um elétron para o segundo nível.
O segundo nível de energia consiste em. "-subnível e /. (-subnível, que tem três orbitais (células). O lítio envia o terceiro elétron para o subnível 2". Um elétron desemparelhado faz com que o lítio seja monovalente. O berílio preenche o mesmo subnível com o segundo elétron, portanto, no estado não excitado, o berílio tem dois elétrons emparelhados. No entanto, uma energia de excitação insignificante acaba sendo suficiente para transferir um elétron para o subnível ^, o que torna o berílio bivalente.
O preenchimento adicional do subnível 2p procede de maneira semelhante. O oxigênio nos compostos é bivalente. O oxigênio não apresenta valências mais altas devido à impossibilidade de emparelhar elétrons de segundo nível e transferi-los para o terceiro nível de energia.
Em contraste com o oxigênio, o enxofre localizado sob o oxigênio no mesmo subgrupo pode exibir valências 2, 4 e 6 em seus compostos devido à possibilidade de desemparelhar elétrons de terceiro nível e movê-los para o subnível ^. Observe que outros estados de valência do enxofre também são possíveis.
Elementos cujo subnível s é preenchido são chamados de “-elementos. Da mesma forma, a sequência é formada R- elementos. Elementos s- e os subníveis p estão incluídos nos subgrupos principais. Elementos de subgrupos secundários são elementos ^ (nome errado - elementos de transição).
É conveniente denotar subgrupos pelos símbolos de elétrons, devido aos quais os elementos incluídos no subgrupo foram formados, por exemplo s"-subgrupo (hidrogênio, lítio, sódio, etc.) ou //-subgrupo (oxigênio, enxofre, etc.).
Se a tabela periódica for construída de tal forma que os números dos períodos aumentem de baixo para cima, e primeiro um e depois dois elétrons forem colocados em cada célula eletrônica, será obtida uma tabela periódica de longo período, semelhante a um diagrama de distribuição de elétrons sobre níveis e subníveis de energia.
| Nome do parâmetro | Significado |
| Assunto do artigo: | NÍVEIS DE ENERGIA |
| Rubrica (categoria temática) | Educação |
ESTRUTURA DO ÁTOMO
1. Desenvolvimento da teoria da estrutura do átomo. A PARTIR DE
2. O núcleo e a camada eletrônica do átomo. A PARTIR DE
3. A estrutura do núcleo de um átomo. A PARTIR DE
4. Nuclídeos, isótopos, número de massa. A PARTIR DE
5. Níveis de energia.
6. Explicação quântica-mecânica da estrutura.
6.1. Modelo orbital do átomo.
6.2. Regras para preenchimento de orbitais.
6.3. Orbitais com elétrons s (orbitais s atômicos).
6.4. Orbitais com elétrons p (orbitais p atômicos).
6.5. Orbitais com elétrons d-f
7. Subníveis de energia de um átomo multielétron. Números quânticos.
NÍVEIS DE ENERGIA
A estrutura da camada eletrônica de um átomo é determinada pelas diferentes reservas de energia dos elétrons individuais no átomo. De acordo com o modelo do átomo de Bohr, os elétrons podem ocupar posições no átomo que correspondem a estados de energia precisamente definidos (quantizados). Esses estados são chamados de níveis de energia.
O número de elétrons que podem estar em um nível de energia separado é determinado pela fórmula 2n 2, onde n é o número do nível, que é denotado por algarismos arábicos 1 - 7. O preenchimento máximo dos primeiros quatro níveis de energia em. de acordo com a fórmula 2n 2 é: para o primeiro nível - 2 elétrons, para o segundo - 8, para o terceiro -18 e para o quarto nível - 32 elétrons. O preenchimento máximo de níveis de energia mais altos em átomos de elementos conhecidos com elétrons não foi alcançado.
Arroz. 1 mostra o preenchimento dos níveis de energia dos primeiros vinte elementos com elétrons (do hidrogênio H ao cálcio Ca, círculos pretos). Ao preencher os níveis de energia na ordem indicada, obtêm-se os modelos mais simples dos átomos dos elementos, observando-se a ordem de preenchimento (de baixo para cima e da esquerda para a direita na figura) de tal forma que o último elétron aponta para o símbolo do elemento correspondente No terceiro nível de energia M(a capacidade máxima é de 18 e-) para os elementos Na - Ar contém apenas 8 elétrons, então o quarto nível de energia começa a se acumular N- dois elétrons aparecem nele para os elementos K e Ca. Os próximos 10 elétrons ocupam novamente o nível M(elementos Sc – Zn (não mostrado), e então o preenchimento do nível N com mais seis elétrons continua (elementos Ca-Kr, círculos brancos).
| Arroz. 1 |  Arroz. 2 |
Se o átomo está no estado fundamental, então seus elétrons ocupam níveis com energia mínima, ou seja, cada elétron subsequente ocupa a posição energeticamente mais favorável, como na Fig. 1. Com um impacto externo em um átomo associado à transferência de energia para ele, por exemplo, por aquecimento, os elétrons são transferidos para níveis de energia mais altos (Fig. 2). Este estado do átomo é chamado de excitado. O lugar vago no nível de energia mais baixo é preenchido (como uma posição vantajosa) por um elétron de um nível de energia mais alto. Durante a transição, o elétron emite uma certa quantidade de energia, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ corresponde à diferença de energia entre os níveis. Como resultado de transições eletrônicas, surge a radiação característica. A partir das linhas espectrais da luz absorvida (emitida), pode-se fazer uma conclusão quantitativa sobre os níveis de energia do átomo.
De acordo com o modelo quântico de Bohr do átomo, um elétron com um certo estado de energia se move em uma órbita circular no átomo. Elétrons com a mesma reserva de energia estão localizados a distâncias iguais do núcleo, cada nível de energia corresponde ao seu próprio conjunto de elétrons, chamado de camada eletrônica por Bohr. Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, segundo Bohr, os elétrons de uma camada se movem ao longo de uma superfície esférica, os elétrons da próxima camada ao longo de outra superfície esférica. todas as esferas estão inscritas umas nas outras com o centro correspondente ao núcleo atômico.
NÍVEIS DE ENERGIA - conceito e tipos. Classificação e características da categoria "NÍVEIS DE ENERGIA" 2017, 2018.
Vamos relembrar brevemente o que já sabemos sobre a estrutura da camada eletrônica dos átomos:
o número de níveis de energia de um átomo = o número do período em que o elemento está localizado;
a capacidade máxima de cada nível de energia é calculada pela fórmula 2n 2
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 |
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| Esquema 1 | Esquema 2 |
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| 1 | 1 | 1N | 1 | H+1) 1 | +1 H, 1e - | eu (VII) |
| 2 Não | 2 | He + 2 ) 2 | +2 não, 2º - | VIII |
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| 2 | 2 | 3Li | 3 | Li + 3 ) 2 ) 1 | + 3 Li, 2e - , 1e - | EU |
| 4 Seja | 4 | Seja +4) 2 ) 2 | + 4 Ser, 2e - , 2 e - | II |
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| 5B | 5 | B +5) 2 ) 3 | +5 B, 2e - , 3º - | III |
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| 6C | 6 | C +6) 2 ) 4 | +6 C, 2e - , 4º - | 4 |
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| 7N | 7 | N + 7 ) 2 ) 5 | + 7 N, 2e - , 5 e - | V |
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| 8O | 8 | O + 8 ) 2 ) 6 | + 8 O, 2e - , 6 e - | VI |
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| 9F | 9 | F + 9 ) 2 ) 7 | + 9 F, 2e - , 7 e - | VI |
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| 10 N | 10 | Não+ 10 ) 2 ) 8 | + 10 Não, 2e - , 8 e - | VIII |
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| 3 | 3 | 11 Na | 11 | N / D+ 11 ) 2 ) 8 ) 1 | +1 1 N / D, 2e - , 8e - , 1e - | EU |
| 12 mg | 12 | mg+ 12 ) 2 ) 8 ) 2 | +1 2 mg, 2e - , 8e - , 2 e - | II |
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| 13 Al | 13 | Al+ 13 ) 2 ) 8 ) 3 | +1 3 Al, 2e - , 8e - , 3 e - | III |
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| 14 Si | 14 | Si+ 14 ) 2 ) 8 ) 4 | +1 4 Si, 2e - , 8e - , 4 e - | 4 |
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| 15p | 15 | P+ 15 ) 2 ) 8 ) 5 | +1 5 P, 2e - , 8e - , 5 e - | V |
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| 16S | 16 | S+ 16 ) 2 ) 8 ) 6 | +1 5 P, 2e - , 8e - , 6 e - | VI |
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| 17Cl | 17 | Cl+ 17 ) 2 ) 8 ) 7 | +1 7 Cl, 2e - , 8e - , 7 e - | VI |
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| 18 Ar | 18 | Ar+ 18 ) 2 ) 8 ) 8 | +1 8 Ar, 2e - , 8e - , 8 e - | VIII |
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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 verdadeirasó para elementosformar-se subgrupos.
Cada período do D.I. Mendeleiev 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
Que nível de energia é chamado de externo?
Que nível de energia é chamado de interno?
Que nível de energia é chamado de completo?
Os elementos de qual grupo e subgrupo têm um nível de energia completo?
Qual é o número de elétrons no nível de energia externo dos elementos dos subgrupos principais?
Como os elementos de um subgrupo principal são semelhantes na estrutura do nível eletrônico
Quantos elétrons no nível externo contêm os elementos de a) grupo IIA;
Ver resposta
Último
Qualquer um menos o último
Aquele que contém o número máximo de elétrons. Assim como o nível externo, se contém 8 elétrons para o período I - 2 elétrons.
Elementos do Grupo VIIIA (elementos inertes)
O número do grupo no qual o elemento está localizado
Todos os elementos dos principais subgrupos no nível de energia externo contêm tantos elétrons quanto o número do grupo
a) 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
Determine o elemento de acordo com as seguintes características: 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.
Quais dois átomos têm o mesmo número de níveis de energia preenchidos?
Quantos elétrons estão no nível de energia externa do magnésio?
Quantos elétrons existem em um átomo de néon?
Que dois átomos têm o mesmo número de elétrons no nível de energia externa: a) sódio e magnésio; b) cálcio e zinco; c) arsênico e fósforo d) oxigênio e flúor.
No nível de energia externa do átomo de enxofre dos elétrons: a) 16; b) 2; c) 6 d) 4
O que os átomos de enxofre e oxigênio têm em comum: a) o número de elétrons; b) o número de níveis de energia c) o número do período d) o número de elétrons no nível externo.
O que os átomos de magnésio e fósforo têm em comum: a) o número de prótons; b) o número de níveis de energia c) o número do grupo d) o número de elétrons no nível externo.
Escolha um elemento do segundo período, que tenha um elétron no nível externo: a) lítio; b) berílio; c) oxigênio; d) sódio
Existem 4 elétrons no nível externo de um átomo de um elemento do terceiro período. Especifique este elemento: a) sódio; b) carbono c) silício d) cloro
Um átomo tem 2 níveis de energia e 3 elétrons. Especifique este elemento: a) alumínio; b) boro c) magnésio d) nitrogênio
Ver resposta:
1. a) Vamos estabelecer as "coordenadas" do elemento químico: 2 níveis eletrônicos - período II; 3 elétrons no nível externo - III Grupo A. Este é o boro 5 B. Esquema de distribuição de elétrons por níveis de energia: 2º - , 3º -
B) III período, grupo VA, elemento fósforo 15 R. Esquema de distribuição de elétrons por níveis de energia: 2º - , 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
c) arsênico e fósforo. Átomos localizados no mesmo subgrupo têm o mesmo número de elétrons.
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)
Um átomo é uma partícula eletricamente neutra que consiste em um núcleo carregado positivamente e uma camada eletrônica carregada negativamente. O núcleo está no centro do átomo e é composto de prótons carregados positivamente e nêutrons não carregados mantidos juntos por forças nucleares. A estrutura nuclear do átomo foi provada experimentalmente em 1911 pelo físico inglês E. Rutherford.
O número de prótons determina a carga positiva do núcleo e é igual ao número ordinal do elemento. O número de nêutrons é calculado como a diferença entre a massa atômica e o número ordinal do elemento. Elementos que têm a mesma carga nuclear (mesmo número de prótons), mas diferentes massas atômicas (diferente número de nêutrons) são chamados de isótopos. A massa de um átomo concentra-se principalmente no núcleo, porque a massa desprezível dos elétrons pode ser desprezada. A massa atômica é igual à soma das massas de todos os prótons e todos os nêutrons do núcleo.
Um elemento é um tipo de átomo com a mesma carga nuclear. Atualmente, são conhecidos 118 elementos químicos diferentes.
Todos os elétrons de um átomo formam sua camada eletrônica. A camada de elétrons tem uma carga negativa igual ao número total de elétrons. O número de elétrons na camada de um átomo coincide com o número de prótons no núcleo e é igual ao número ordinal do elemento. Os elétrons da camada são distribuídos entre as camadas eletrônicas de acordo com as reservas de energia (elétrons com energias semelhantes formam uma camada eletrônica): elétrons com energia mais baixa estão mais próximos do núcleo, elétrons com energia mais alta estão mais distantes do núcleo. O número de camadas eletrônicas (níveis de energia) coincide com o número do período em que o elemento químico está localizado.
Distinguir entre níveis de energia completos e incompletos. O nível é considerado completo se contém o número máximo possível de elétrons (o primeiro nível - 2 elétrons, o segundo nível - 8 elétrons, o terceiro nível - 18 elétrons, o quarto nível - 32 elétrons, etc.). O nível incompleto contém menos elétrons.
O nível mais distante do núcleo de um átomo é chamado de nível externo. Elétrons no nível de energia externo são chamados de elétrons externos (valência). O número de elétrons no nível de energia externo coincide com o número do grupo no qual o elemento químico está localizado. O nível externo é considerado completo se contém 8 elétrons. Átomos de elementos do grupo 8A (gases inertes hélio, neônio, criptônio, xenônio, radônio) têm um nível de energia externa completo.
A região do espaço ao redor do núcleo de um átomo, na qual o elétron é mais provável de ser encontrado, é chamada de orbital do elétron. Os orbitais diferem em nível de energia e forma. A forma distingue orbitais s (esfera), orbitais p (oito volumétricos), orbitais d e orbitais f. Cada nível de energia tem seu próprio conjunto de orbitais: no primeiro nível de energia - um orbital s, no segundo nível de energia - um s- e três orbitais p, no terceiro nível de energia - um s-, três p-, cinco orbitais d, no quarto nível de energia um s-, três p-, cinco orbitais d e sete orbitais f. Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons.
A distribuição de elétrons em orbitais é refletida usando fórmulas eletrônicas. Por exemplo, para um átomo de magnésio, a distribuição de elétrons sobre os níveis de energia será a seguinte: 2e, 8e, 2e. Esta fórmula mostra que 12 elétrons de um átomo de magnésio estão distribuídos em três níveis de energia: o primeiro nível está completo e contém 2 elétrons, o segundo nível está completo e contém 8 elétrons, o terceiro nível não está completo, porque contém 2 elétrons. Para um átomo de cálcio, a distribuição de elétrons sobre os níveis de energia será a seguinte: 2e, 8e, 8e, 2e. Esta fórmula mostra que 20 elétrons de cálcio estão distribuídos em quatro níveis de energia: o primeiro nível está completo e contém 2 elétrons, o segundo nível está completo e contém 8 elétrons, o terceiro nível não está completo, porque contém 8 elétrons, o quarto nível não está completo, porque contém 2 elétrons.
