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O nível de energia externo (camada eletrônica) de seus átomos contém dois elétrons no subnível s -. Nisso eles são semelhantes aos elementos do subgrupo principal. O penúltimo nível de energia contém 18 elétrons.
O nível de energia externa do íon S2 é preenchido com o número máximo possível de elétrons (8), e como resultado disso, o íon S2 só pode apresentar funções de doação de elétrons: ao doar 2 elétrons, é oxidado a enxofre elementar , que tem um número de oxidação igual a zero.
Se o nível de energia externa de um átomo consiste em três, cinco ou sete elétrons e o átomo pertence a elementos / J, então ele pode ceder sequencialmente de 1 a 7 elétrons. Átomos cujo nível externo consiste em três elétrons podem doar um, dois ou três elétrons.
Se o nível de energia externa de um átomo consiste em três, cinco ou sete elétrons e o átomo pertence aos elementos p, então ele pode ceder de um a sete elétrons sucessivamente. Átomos cujo nível externo consiste em três elétrons podem doar um, dois ou três elétrons.
Como o nível de energia externo contém dois elétrons s, eles são semelhantes aos elementos do subgrupo PA. O penúltimo nível de energia contém 18 elétrons. Se no subgrupo de cobre o subnível (n - l) d10 ainda não é estável, então no subgrupo de zinco é bastante estável, e d - elétrons nos elementos do subgrupo de zinco não participam de ligações químicas.
Para completar o nível de energia externa, o átomo de cloro não possui um elétron.
O átomo de oxigênio carece de dois elétrons para completar seu nível de energia externa. No entanto, no composto de oxigênio com flúor OF2, os pares de elétrons comuns são deslocados para o flúor, como um elemento mais eletronegativo.
O oxigênio carece de dois elétrons para completar seu nível de energia externa.
No átomo de argônio, o nível de energia externo está completo.
De acordo com a estrutura eletrônica do nível de energia externa, os elementos são divididos em dois subgrupos: VA - N, P, As, Sb, Bi - não metais e VB - V, Nb, Ta - metais. Os raios de átomos e íons no estado de oxidação 5 no subgrupo VA aumentam sistematicamente de nitrogênio para bismuto. Consequentemente, a diferença na estrutura da camada pré-externa tem pouco efeito sobre as propriedades dos elementos e eles podem ser considerados como um subgrupo.
A semelhança na estrutura do nível de energia externa (Tabela 5) se reflete nas propriedades dos elementos e seus compostos. Isso é explicado pelo fato de que no átomo de oxigênio, os elétrons desemparelhados estão localizados nos orbitais p da segunda camada, que podem ter no máximo oito elétrons.
| 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.
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 da distribuição de elétrons sobre níveis e subníveis de energia.
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 1º período, 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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H+1 )1 | +1 H, 1e- | |||||
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He + 2 ) 2 | +2 Não, 2º | |||||
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Li + 3 ) 2 ) 1 | + 3 Li, 2e-, 1e- | |||||
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Seja +4 ) 2 )2 | + 4 Ser, 2e-,2 e- | |||||
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B +5 ) 2 )3 | +5 B, 2e-, 3e- | |||||
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C +6 ) 2 )4 | +6 C, 2e-, 4e- | |||||
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N + 7 ) 2 ) 5 | + 7 N, 2e-,5 e- | |||||
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O + 8 ) 2 ) 6 | + 8 O, 2e-,6 e- | |||||
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F + 9 ) 2 ) 7 | + 9 F, 2e-,7 e- | |||||
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Não + 10 ) 2 ) 8 | + 10 Não, 2e-,8 e- | |||||
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N / D + 11 ) 2 ) 8 )1 | +1 1 N / D, 2e-, 8e-, 1e- | |||||
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mg + 12 ) 2 ) 8 )2 | +1 2 mg, 2e-, 8e-, 2 e- | |||||
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Al + 13 ) 2 ) 8 )3 | +1 3 Al, 2e-, 8e-, 3 e- | |||||
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Si + 14 ) 2 ) 8 )4 | +1 4 Si, 2e-, 8e-, 4 e- | |||||
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P + 15 ) 2 ) 8 )5 | +1 5 P, 2e-, 8e-, 5 e- | |||||
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S + 16 ) 2 ) 8 )6 | +1 5 P, 2e-, 8e-, 6 e- | |||||
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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)
O que acontece com os átomos dos elementos durante as reações químicas? Quais são as propriedades dos elementos? Uma resposta pode ser dada a essas duas perguntas: a razão está na estrutura do externo Em nosso artigo, consideraremos a eletrônica de metais e não metais e descobriremos a relação entre a estrutura do nível externo e as propriedades dos elementos.
Propriedades especiais dos elétrons
Quando ocorre uma reação química entre as moléculas de dois ou mais reagentes, ocorrem mudanças na estrutura das camadas eletrônicas dos átomos, enquanto seus núcleos permanecem inalterados. Primeiro, vamos conhecer as características dos elétrons localizados nos níveis mais distantes do átomo do núcleo. Partículas carregadas negativamente são dispostas em camadas a uma certa distância do núcleo e umas das outras. O espaço ao redor do núcleo onde os elétrons são mais prováveis de serem encontrados é chamado de orbital do elétron. Cerca de 90% da nuvem eletrônica carregada negativamente está condensada nela. O próprio elétron no átomo exibe a propriedade da dualidade, pode se comportar simultaneamente como partícula e como onda.
Regras para preencher a camada eletrônica de um átomo
O número de níveis de energia em que as partículas estão localizadas é igual ao número do período em que o elemento está localizado. O que indica a composição eletrônica? Descobriu-se que o número de elétrons no nível de energia externo para os elementos s e p dos principais subgrupos de pequenos e grandes períodos corresponde ao número do grupo. Por exemplo, os átomos de lítio do primeiro grupo, que possuem duas camadas, possuem um elétron na camada externa. Os átomos de enxofre contêm seis elétrons no último nível de energia, pois o elemento está localizado no subgrupo principal do sexto grupo, etc. Se estamos falando de elementos d, existe a seguinte regra para eles: o número de partículas negativas externas é 1 (para cromo e cobre) ou 2. Isso é explicado pelo fato de que à medida que a carga do núcleo dos átomos aumenta, o subnível d interno é preenchido primeiro e os níveis de energia externa permanecem inalterados.
Por que as propriedades dos elementos de pequenos períodos mudam?
Os períodos 1, 2, 3 e 7 são considerados pequenos. Uma mudança suave nas propriedades dos elementos à medida que as cargas nucleares aumentam, começando nos metais ativos e terminando nos gases inertes, é explicada por um aumento gradual no número de elétrons no nível externo. Os primeiros elementos em tais períodos são aqueles cujos átomos têm apenas um ou dois elétrons que podem facilmente se separar do núcleo. Neste caso, um íon metálico carregado positivamente é formado.
Elementos anfotéricos, como alumínio ou zinco, preenchem seus níveis de energia externa com uma pequena quantidade de elétrons (1 para zinco, 3 para alumínio). Dependendo das condições da reação química, eles podem exibir tanto as propriedades de metais quanto de não metais. Elementos não metálicos de pequenos períodos contêm de 4 a 7 partículas negativas nas camadas externas de seus átomos e o completam em um octeto, atraindo elétrons de outros átomos. Por exemplo, um não metal com o maior índice de eletronegatividade - flúor, possui 7 elétrons na última camada e sempre recebe um elétron não apenas de metais, mas também de elementos não metálicos ativos: oxigênio, cloro, nitrogênio. Pequenos períodos terminam, assim como os grandes, com gases inertes, cujas moléculas monoatômicas completaram completamente os níveis de energia externa de até 8 elétrons.
Características da estrutura dos átomos de grandes períodos
As linhas pares de 4, 5 e 6 períodos consistem em elementos cujas camadas externas contêm apenas um ou dois elétrons. Como dissemos anteriormente, eles preenchem os subníveis d- ou f- da penúltima camada com elétrons. Geralmente estes são metais típicos. Suas propriedades físicas e químicas mudam muito lentamente. As linhas ímpares contêm esses elementos, nos quais os níveis de energia externa são preenchidos com elétrons de acordo com o seguinte esquema: metais - elemento anfotérico - não metais - gás inerte. Já observamos sua manifestação em todos os pequenos períodos. Por exemplo, em uma série ímpar de 4 períodos, o cobre é um metal, o zinco é um anfotereno, depois do gálio ao bromo, as propriedades não metálicas são aprimoradas. O período termina com o criptônio, cujos átomos têm uma camada eletrônica completamente completa.
Como explicar a divisão dos elementos em grupos?
Cada grupo - e são oito deles na forma abreviada da tabela, também é dividido em subgrupos, chamados principais e secundários. Esta classificação reflete as diferentes posições dos elétrons no nível de energia externa dos átomos dos elementos. Descobriu-se que os elementos dos principais subgrupos, por exemplo, lítio, sódio, potássio, rubídio e césio, o último elétron está localizado no subnível s. Elementos do 7º grupo do subgrupo principal (halogênios) preenchem seu subnível p com partículas negativas.
Para representantes de subgrupos laterais, como cromo, o preenchimento do subnível d com elétrons será típico. E para os elementos incluídos na família, o acúmulo de cargas negativas ocorre no subnível f do penúltimo nível de energia. Além disso, o número do grupo, via de regra, coincide com o número de elétrons capazes de formar ligações químicas.
Em nosso artigo, descobrimos qual estrutura têm os níveis de energia externa dos átomos dos elementos químicos e determinamos seu papel nas interações interatômicas.
