Атомы химических элементов имеют электронные конфигурации. Электронные конфигурации атомов химических элементов. Распределение электронов с помощью периодической системы Д. И. Менделеева

При сборке самодельных электронных схем поневоле сталкиваешься с подбором необходимых конденсаторов.

Притом, для сборки устройства можно использовать конденсаторы уже бывшие в употреблении и поработавшие какое-то время в радиоэлектронной аппаратуре.

Естественно, перед вторичным использованием необходимо проверить конденсаторы , особенно электролитические , которые сильнее подвержены старению.

При подборе конденсаторов постоянной ёмкости необходимо разбираться в маркировке этих радиоэлементов, иначе при ошибке собранное устройство либо откажется работать правильно, либо вообще не заработает. Встаёт вопрос, как прочитать маркировку конденсатора?

У конденсатора существует несколько важных параметров, которые стоит учитывать при их использовании.

Первое, это номинальная ёмкость конденсатора . Измеряется в долях Фарады.

Второе – допуск. Или по-другому допустимое отклонение номинальной ёмкости от указанной. Этот параметр редко учитывается, так как в бытовой радиоаппаратуре используются радиоэлементы с допуском до ±20%, а иногда и более. Всё зависит от назначения устройства и особенностей конкретного прибора. На принципиальных схемах этот параметр, как правило, не указывается.

Третье, что указывается в маркировке, это допустимое рабочее напряжение . Это очень важный параметр, на него следует обращать внимание, если конденсатор будет эксплуатироваться в высоковольтных цепях.

Итак, разберёмся в том, как маркируют конденсаторы.

Одни из самых ходовых конденсаторов, которые можно использовать – это конденсаторы постоянной ёмкости K73 – 17, К73 – 44, К78 – 2, керамические КМ-5, КМ-6 и им подобные. Также в радиоэлектронной аппаратуре импортного производства используются аналоги этих конденсаторов. Их маркировка отличается от отечественной.

Конденсаторы отечественного производства К73-17 представляют собой плёночные полиэтилентерефталатные защищённые конденсаторы. На корпусе данных конденсаторов маркировка наноситься буквенно-числовым индексом, например 100nJ, 330nK, 220nM, 39nJ, 2n2M.

Конденсаторы серии К73 и их маркировка

Правила маркировки.

Ёмкости от 100 пФ и до 0,1 мкФ маркируют в нанофарадах, указывая букву H или n .

Обозначение 100n – это значение номинальной ёмкости. Для 100n – 100 нанофарад (нФ) - 0,1 микрофарад (мкФ). Таким образом, конденсатор с индексом 100n имеет ёмкость 0,1мкФ. Для других обозначений аналогично. К примеру:
330n – 0,33 мкФ, 10n – 0,01 мкФ. Для 2n2 – 0,0022 мкФ или 2200 пикофарад (2200 пФ).

Можно встретить маркировку вида 47H C. Данная запись соответствует 47n K и составляет 47 нанофарад или 0,047 мкФ. Аналогично 22НС – 0,022 мкФ.

Для того чтобы легко определить ёмкость, необходимо знать обозначения основных дольных единиц – милли, микро, нано, пико и их числовые значения. Подробнее об этом читайте .

Также в маркировке конденсаторов К73 встречаются такие обозначения, как M47C, M10C.
Здесь, буква М условно означает микрофарад. Значение 47 стоит после М, т.е номинальная ёмкость является дольной частью микрофарады, т.е 0,47 мкФ. Для M10C - 0,1 мкФ. Получается, что конденсаторы с маркировкой M10С и 100nJ обладают одинаковой ёмкостью. Различия лишь в записи.

Таким образом, ёмкость от 0,1 мкФ и выше указывается с буквой M , m вместо десятичной запятой, незначащий ноль опускается.

Номинальную ёмкость отечественных конденсаторов до 100 пФ обозначают в пикофарадах, ставя букву П или p после числа. Если ёмкость менее 10 пФ, то ставиться буква R и две цифры. Например, 1R5 = 1,5 пФ.

На керамических конденсаторах (типа КМ5, КМ6), которые имеют малые размеры, обычно указывается только числовой код. Вот, взгляните на фото.

Керамические конденсаторы с нанесённой маркировкой ёмкости числовым кодом

Например, числовая маркировка 224 соответствует значению 220000 пикофарад, или 220 нанофарад и 0,22 мкФ. В данном случае 22 это числовое значение величины номинала. Цифра 4 указывает на количество нулей. Получившееся число является значением ёмкости в пикофарадах . Запись 221 означает 220 пФ, а запись 220 – 22 пФ. Если же в маркировке используется код из четырёх цифр, то первые три цифры – числовое значение величины номинала, а последняя, четвёртая – количество нулей. Так при 4722, ёмкость равна 47200 пФ – 47,2 нФ. Думаю, с этим разобрались.

Допускаемое отклонение ёмкости маркируется либо числом в процентах (±5%, 10%, 20%), либо латинской буквой. Иногда можно встретить старое обозначение допуска, закодированного русской буквой. Допустимое отклонение ёмкости аналогично допуску по величине сопротивления у резисторов .

Буквенный код отклонения ёмкости (допуск).

Так, если конденсатор со следующей маркировкой – M47C, то его ёмкость равна 0,047 мкФ, а допуск составляет ±10% (по старой маркировке русской буквой). Встретить конденсатор с допуском ±0,25% (по маркировке латинской буквой) в бытовой аппаратуре довольно сложно, поэтому и выбрано значение с большей погрешностью. В основном в бытовой аппаратуре широко применяются конденсаторы с допуском H , M , J , K . Буква, обозначающая допуск указывается после значения номинальной ёмкости, вот так 22nK , 220nM , 470nJ .

Таблица для расшифровки условного буквенного кода допустимого отклонения ёмкости.

Д опуск в %	Б уквенное обозначение
	лат.	рус.
± 0,05p	A
± 0,1p	B	Ж
± 0,25p	C	У
± 0,5p	D	Д
± 1,0	F	Р
± 2,0	G	Л
± 2,5	H
± 5,0	J	И
± 10	K	С
± 15	L
± 20	M	В
± 30	N	Ф
-0...+100	P
-10...+30	Q
± 22	S
-0...+50	T
-0...+75	U	Э
-10...+100	W	Ю
-20...+5	Y	Б
-20...+80	Z	А

Маркировка конденсаторов по рабочему напряжению.

Немаловажным параметром конденсатора также является допустимое рабочее напряжение. Его стоит учитывать при сборке самодельной электроники и ремонте бытовой радиоаппаратуры. Так, например, при ремонте компактных люминесцентных ламп необходимо подбирать конденсатор на соответствующее напряжение при замене вышедших из строя. Не лишним будет брать конденсатор с запасом по рабочему напряжению.

Обычно, значение допустимого рабочего напряжения указывается после номинальной ёмкости и допуска. Обозначается в вольтах с буквы В (старая маркировка), и V (новая). Например, так: 250В, 400В, 1600V, 200V. В некоторых случаях, буква V опускается.

Иногда применяется кодирование латинской буквой. Для расшифровки следует пользоваться таблицей буквенного кодирования рабочего напряжения.

Н оминальное рабочее напряжение , B	Б уквенный код
1,0	I
1,6	R
2,5	M
3,2	A
4,0	C
6,3	B
10	D
16	E
20	F
25	G
32	H
40	S
50	J
63	K
80	L
100	N
125	P
160	Q
200	Z
250	W
315	X
350	T
400	Y
450	U
500	V

Таким образом, мы узнали, как определить ёмкость конденсатора по маркировке, а также по ходу дела познакомились с его основными параметрами.

Маркировка импортных конденсаторов отличается, но во многом соответствует изложенной.

Распределение электронов по различным АО называют электронной конфигурацией атома . Электронная конфигурация с наименьшей энергией соответствует основному состоянию атома, остальные конфигурации относятся к возбужденным состояниям .

Электронную конфигурацию атома изображают двумя способами – в виде электронных формул и электронографических диаграмм. При написании электронных формул используют главное и орбитальное квантовые числа. Подуровень обозначают с помощью главного квантового числа (цифрой) и орбитального квантового числа (соответствующей буквой). Число электронов на подуровне характеризует верхний индекс. Например, для основного состояния атома водорода электронная формула: 1s 1 .

Более полно строение электронных уровней можно описать с помощью электронографических диаграмм, где распределение по подуровням представляют в виде квантовых ячеек. Орбиталь в этом случае принято условно изображать квадратом, около которого проставлено обозначение подуровня. Подуровни на каждом уровне должны быть немного смещены по высоте, так как их энергия несколько различается. Электроны изображаются стрелками или ↓ в зависимости от знака спинового квантового числа. Электронографическая диаграмма атома водорода:

Принцип построения электронных конфигураций многоэлектронных атомов состоит в добавлении протонов и электронов к атому водорода. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням подчиняются рассмотренным ранее правилам: принципу наименьшей энергии, принципу Паули и правилу Хунда.

С учетом структуры электронных конфигураций атомов все известные элементы в соответствии со значением орбитального квантового числа последнего заполняемого подуровня можно разбить на четыре группы: s -элементы, p -элементы, d -элементы, f -элементы.

В атоме гелия Не (Z=2) второй электрон занимает 1s -орбиталь, его электронная формула: 1s 2 . Электронографическая диаграмма:

Гелием заканчивается первый самый короткий период Периодической системы элементов. Электронную конфигурацию гелия обозначают .

Второй период открывает литий Li (Z=3), его электронная формула:
Электронографическая диаграмма:

Далее приведены упрощенные электронографические диаграммы атомов элементов, орбитали одного энергетического уровня которых расположены на одной высоте. Внутренние, полностью заполненные подуровни, не показаны.

После лития следует бериллий Ве (Z=4), в котором дополнительный электрон заселяет 2s -орбиталь. Электронная формула Ве: 2s 2

В основном состоянии следующий электрон бора В (z=5) занимает 2р -орбиталь, В:1s 2 2s 2 2p 1 ; его электронографическая диаграмма:

Следующие пять элементов имеют электронные конфигурации:

С (Z=6): 2s 2 2p 2 N (Z=7): 2s 2 2p 3

O (Z=8): 2s 2 2p 4 F (Z=9): 2s 2 2p 5

Ne (Z=10): 2s 2 2p 6

Приведенные электронные конфигурации определяются правилом Хунда.

Первый и второй энергетические уровни неона полностью заполнены. Обозначим его электронную конфигурацию и будем использовать в дальнейшем для краткости записи электронных формул атомов элементов.

Натрий Na (Z=11) и Mg (Z=12) открывают третий период. Внешние электроны занимают 3s -орбиталь:

Na (Z=11): 3s 1

Mg (Z=12): 3s 2

Затем, начиная с алюминия (Z=13), заполняется 3р -подуровень. Третий период заканчивается аргоном Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3s 2 3p 1

Ar (Z=18): 3s 2 3p 6

Элементы третьего периода отличаются от элементов второго тем, что у них имеются свободные 3d -орбитали, которые могут участвовать в образовании химической связи. Это объясняет проявляемые элементами валентные состояния.

В четвертом периоде, в соответствии с правилом (n +l ), у калия К (Z=19) и кальция Са (Z=20) электроны занимают 4s -подуровень, а не 3d . Начиная со скандия Sc (Z=21) и кончая цинком Zn (Z=30), происходит заполнение 3d -подуровня:

Электронные формулы d -элементов можно представить в ионном виде: подуровни перечисляются в порядке возрастания главного квантового числа, а при постоянном n – в порядке увеличения орбитального квантового числа. Например, для Zn такая запись будет выглядеть так:
Обе эти записи эквивалентны, но приведенная ранее формула цинка правильно отражает порядок заполнения подуровней.

В ряду 3d -элементов у хрома Сr (Z=24) наблюдается отклонение от правила (n +l ). В соответствии с этим правилом конфигурация Сr должна выглядеть так:
Установлено, что его реальная конфигурация -
Иногда этот эффект называют «провалом» электрона. Подобные эффекты объясняются повышенной устойчивостью наполовину (p 3 , d 5 , f 7) и полностью (p 6 , d 10 , f 14) заполненных подуровней.

Отклонения от правила (n +l ) наблюдаются и у других элементов (табл. 2). Это связано с тем, что с увеличение главного квантового числа различия между энергиями подуровней уменьшаются.

Далее происходит заполнение 4p -подуровня (Ga - Kr). В четвертом периоде содержится всего 18 элементов. Аналогично происходит заполнение 5s -, 4d - и 5p - подуровней у 18-ти элементов пятого периода. Отметим, что энергия 5s - и 4d -подуровней очень близки, и электрон с 5s -подуровня может легко переходить на 4d -подуровень. На 5s -подуровне у Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag находится только один электрон. В основном состоянии 5s -подуровень Pd не заполнен. Наблюдается «провал» двух электронов.

Таблица 2

Исключения из (n +l ) – правила для первых 86 элементов

	Электронная конфигурация
	по правилу (n +l )	фактическая
	4s 2 3d 4 4s 2 3d 9 5s 2 4d 3 5s 2 4d 4 5s 2 4d 5 5s 2 4d 6 5s 2 4d 7 5s 2 4d 8 5s 2 4d 9 6s 2 4f 1 5d 0 6s 2 4f 2 5d 0 6s 2 4f 8 5d 0 6s 2 4f 14 5d 7 6s 2 4f 14 5d 8 6s 2 4f 14 5d 9	4s 1 3d 5 4s 1 3d 10 5s 1 4d 4 5s 1 4d 5 5s 1 4d 6 5s 1 4d 7 5s 1 4d 8 5s 0 4d 10 5s 1 4d 10 6s 2 4f 0 5d 1 6s 2 4f 1 5d 1 6s 2 4f 7 5d 1 6s 0 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 10

В шестом периоде после заполнения 6s -подуровня у цезия Cs (Z=55) и бария Ba (Z=56) следующий электрон, согласно правилу (n +l ), должен занять 4f -подуровень. Однако у лантана La (Z=57) электрон поступает на 5d -подуровень. Заполненный на половину (4f 7) 4f -подуровень обладает повышенной устойчивостью, поэтому у гадолиния Gd (Z=64), следующего за европием Eu (Z=63), на 4f -подуровне сохраняется прежнее количество электронов (7), а новый электрон поступает на 5d -подуровень, нарушая правило (n +l ). У тербия Tb (Z=65) очередной электрон занимает 4f -подуровень и происходит переход электрона с 5d -подуровня (конфигурация 4f 9 6s 2). Заполнение 4f -подуровня заканчивается у иттербия Yb (Z=70). Следующий электрон атома лютеция Lu занимает 5d -подуровень. Его электронная конфигурация отличается от конфигурации атома лантана только полностью заполненным 4f -подуровнем.

В настоящее время в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева под скандием Sc и иттрием Y располагаются иногда лютеций (а не лантан) как первый d -элемент, а все 14 элементов перед ним, включая лантан, вынося в особую группу лантаноидов за пределы Периодической системы элементов.

Химические свойства элементов определяются, главным образом, структурой внешних электронных уровней. Изменение числа электронов на третьем снаружи 4f -подуровне слабо отражается на химических свойствах элементов. Поэтому все 4f -элементы схожи по своим свойствам. Затем в шестом периоде происходит заполнение 5d -подуровня (Hf – Hg) и 6p -подуровня (Tl – Rn).

В седьмом периоде 7s -подуровень заполняется у франция Fr (Z=87) и радия Ra (Z=88). У актиния наблюдается отклонение от правила (n +l ), и очередной электрон заселяет 6d -подуровень, а не 5f . Далее следует группа элементов (Th – No) с заполняющимся 5f -подуровнем, которые образуют семейство актиноидов . Отметим, что 6d - и 5f - подуровни имеют столь близкие энергии, что электронная конфигурация атомов актиноидов часто не подчиняется правилу (n +l ). Но в данном случае значение точной конфигурации 5f т 5d m не столь важно, поскольку она довольно слабо влияет на химические свойства элемента.

У лоуренсия Lr (Z=103) новый электрон поступает на 6d -подуровень. Этот элемент иногда помещают в Периодической системе под лютецием. Седьмой период не завершен. Элементы 104 – 109 неустойчивы и их свойства малоизвестны. Таким образом, с ростом заряда ядра периодически повторяются сходные электронные структуры внешних уровней. В связи с этим следует ожидать и периодического изменения различных свойств элементов.

Периодическое изменение свойств атомов химических элементов

Химические свойства атомов элементов проявляются при их взаимодействии. Типы конфигураций внешних энергетических уровней атомов определяют основные особенности их химического поведения.

Характеристиками атома каждого элемента, которые определяют его поведение в химических реакциях являются энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва и удаления электрона от атома. Чем ниже энергия ионизации, тем выше восстановительная способность атома. Поэтому энергия ионизации является мерой восстановительной способности атома.

Энергия ионизации, необходимая для отрыва первого электрона, называется первой энергией ионизации I 1 . Энергия, необходимая для отрыва второго электрона, называется второй энергией ионизации I 2 и т.д.. При этом имеет место следующее неравенство

I 1 < I 2 < I 3 .

Отрыв и удаление электрона от нейтрального атома происходит легче, чем от заряженного иона.

Максимальное значение энергии ионизации соответствует благородным газам. Минимальное значение энергии ионизации имеют щелочные металлы.

В пределах одного периода энергия ионизации изменяется немонотонно. Вначале она снижается при переходе от s-элементов к первым р-элементам. Затем у последующих р-элементов она повышается.

В пределах одной группы с увеличением порядкового номера элемента энергия ионизации уменьшается, что обусловлено увеличением расстояния между внешним уровнем и ядром.

Сродство к электрону – это энергия (обозначается через Е), которая выделяется при присоединении электрона к атому. Принимая электрон, атом превращается в отрицательно заряженный ион. Сродство к электрону в периоде возрастает, а в группе, как правило, убывает.

Галогены имеют самое высокое сродство к электрону. Присоединяя недостающий для завершения оболочки электрон, они приобретают законченную конфигурацию атома благородного газа.

Электроотрицательность – это сумма энергии ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность растёт в периоде и убывает в подгруппе.

Атомы и ионы не имеют строго определенных границ в силу волновой природы электрона. Поэтому радиусы атомов и ионов определяют условно.

Наибольшее увеличение радиуса атомов наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение только внешнего энергетического уровня, что характерно для s- и р-элементов. Для d- и f-элементов наблюдается более плавное увеличение радиуса с ростом заряда ядра.

В пределах подгруппы радиус атомов увеличивается, так как растёт число энергетических уровней.

Электронная конфигурация атома – показывает распределение ē по энерг. уровням и подуровням.

1s 1 ←число ē с данной формой облака

↖ форма электронного облака

энерг.уровня

Графические электронные формулы (изображения электронной структуры атома) –

показывает распределение ē по энерг. уровням, подуровням и орбиталям.

I период: +1 Н

Где - ē, ↓ - ē с антипараллельными спинами, орбиталь.

При записи графической электронной формулы следует помнить правило Паули и правило Хундда « Если в пределах одного подуровня имеется несколько свободных орбиталей, то ē размещаются каждый на отдельной орбитали и лишь при отсутствии свободных орбиталей объединяются в пары».

(Работа с электронными и графическими электронными формулами).

Напр., H +1 1s 1 ; He +2 1s 2 ; Li +3 1s 2 2s 1 ; Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Ar +18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;

I период: водород и гелий – s-элементы , у них заполняется электронами s-орбиталь.

II период: Li и Be – s-элементы

B, С, N, O, F, Ne – р-элементы

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы делят на 4 электронных семейства или блока:

1) s-элементы– у них заполняется ē-ми s-подуровень внешнего слоя атома; к ним относятся водород, гелий и эл-ты гл.п/гр. I и IIгрупп.

2) р-элементы – у них заполняется электронамир-подуровень внешнего уровня атома; к ним относят элементы гл.п/гр. III - VIIIгрупп.

3) d-элементы – у них заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к ним относятся эл-ты побоч.п/гр. . I- VIII групп,т.е. эл-ты вставных декад больших периодов, распложенные между s- и р-элементами, их также называют переходными элементами.

4) f-элементы - у них заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды (4f-элементы) и актиноиды (5f-элементы).

У атомов меди и хрома происходит «провал» ē с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d 5 и 3d 10:

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Экспериментально доказано, что состояния атомов, при которых p-, d-, f-орбитали заполнены наполовину (p 3 , d 5 , f 7), целиком (p 6 , d 10 , f 14) или свободны, обладают повышенной устойчивостью. Этим объясняются переходы – «провалы» - электронов между близкорасположенными орбиталями. Те же отклонения наблюдаются у аналога хрома – молибдена, а также у элементов подгруппы меди – серебра и золота. Уникален в этом отношении палладий, у атома которого 5s-электронывообще отсутствуют и который имеет след. Конфигурацию: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4р 6 5s 0 4d 10 .

Вопросы для самоконтроля

1. Что такое электронное облако?

2. Чем отличается 1s-орбиталь от 2s-орбитали?

3. Что такое главное квантовое число? Как оно соотносится с номером периода?

4. Что такое подуровень и как это понятие соотносится с номером периода?

5. Составить электронные конфигурации атомов элементов 4-6 периода ПСХЭ.

6. Составить электронную конфигурацию атомов магния и неона.

7. Определить какому атому принадлежит электронная конфигурация 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1 , 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 , 1S 2 2S 2 2p 4 , 1S 2 2S 1

ПЛАН ЗАНЯТИЯ № 7

Дисциплина: Химия.

Тема:

Цель занятия: Изучить механизмы образования ионной и ковалентной связи, рассмотреть ионные, атомные и молекулярные кристаллические решетки.

Планируемые результаты

Предметные: владение основополагающими химическими понятиями: химическая связь, ионы, кристаллические решетки, уверенное пользование химической терминологией и символикой; сформированность умения давать количественные оценки и производить расчеты по химическим формулам и уравнениям;

Метапредметные: использование различных видов познавательной деятельности и основных интеллектуальных операций: составление электронных конфигураций атомов химических элементов.

Личностные: умение использовать достижения современной химической науки и химических технологий для повышения собственного интеллектуального развития в выбранной профессиональной деятельности;

Норма времени: 2 часа

Вид занятия: Лекция.

План занятия:

1. Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения.

2. Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки.

3. Ионные кристаллические решетки. Свойства веществ с ионным типом кристаллической решетки.

4. Механизм образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный).

5. Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Кратность ковалентной связи.

6. Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с молекулярными и атомными кристаллическими решетками.

Оснащение: Модели кристаллических решеток, учебник, периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

Литература:

1. Химия 11 класс: учеб. для общеобразоват. организаций Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.:Просвещение, 2014. -208 с.: ил..

2. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. – 5 - изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2017. – 272с., с цв. ил.

Преподаватель: Тубальцева Ю.Н.

Тема 7. Ионная и ковалентная химическая связь.

1) Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения.

2) Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки.

3) Ионные кристаллические решетки. Свойства веществ с ионным типом кристаллической решетки.

4) Механизм образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный).

5) Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Кратность ковалентной связи.

6) Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с молекулярными и атомными кристаллическими решетками.

Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения.

Химическая связь - это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость химической частицы или кристалла как целого. Химическая связь образуется за счет электростатического взаимодействия между заряженными частицами: катионами и анионами, ядрами и электронами. При сближении атомов начинают действовать силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого, а также силы отталкивания между ядрами и между электронами. На некотором расстоянии эти силы уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая химическая частица.

При образовании химической связи может произойти существенное перераспределение электронной плотности атомов в соединении по сравнению со свободными атомами. В предельном случае это приводит к образованию заряженных частиц - ионов (от греческого "ион" - идущий).

Взаимодействие ионов:

Если атом теряет один или несколько электронов, то он превращается в положительный ион - катион (в переводе с греческого - "идущий вниз). Так образуются катионы водорода Н + , лития Li + , бария Ва 2+ . Приобретая электроны, атомы превращаются в отрицательные ионы - анионы (от греческого "анион" - идущий вверх). Примерами анионов являются фторид ион F − , сульфид-ион S 2− .

Катионы и анионы способны притягиваться друг к другу. При этом возникает химическая связь, и образуются химические соединения. Такой тип химической связи называется ионной связью:

Ионная связь, как правило, возникает между атомами типичных металлов и типичных неметаллов. Характерным свойством атомов металлов является то, что они легко отдают свои валентные электроны, тогда как атомы неметаллов способны легко их присоединять.

Рассмотрим возникновение ионной связи, например, между атомами натрия и атомами хлора в хлориде натрия NaCl.

Отрыв электрона от атома натрия приводит к образованию положительно заряженного иона – катиона натрия Na + .

Присоединение электрона к атому хлора приводит к образованию отрицательно заряженного иона – аниона хлора Cl - .

Между образовавшимися ионами Na + и Cl - , имеющими противоположный заряд, возникает электростатическое притяжение, в результате которого образуется соединение – хлорид натрия с ионным типом химической связи.

Ионная связь – это химическая связь, которая осуществляется за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов.

Таким образом, процесс образования ионной связи сводится к переходу электронов от атомов натрия к атомам хлора с образованием противоположно заряженных ионов, имеющих завершенные электронные конфигурации внешних слоев.

1. Атомы металлов, отдавая внешние электроны, превращаются в положительные ионы:

где n - число электронов внешнего слоя атома, соответствующее номеру группы химического элемента.

2. Атомы неметаллов, принимая электроны, недостающие до завершения внешнего электронного слоя , превращаются в отрицательные ионы:

3. Между разноимённо заряженными ионами возникает связь, которая называется ионной.

2. Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки.

Классификация ионов:

1. По знаку заряда: катионы (положительные, K+, Ca2+, H+) и анионы (отрицательные, S2-, Cl-, I-).
2. По составу: сложные ( , ) и простые (Na+, F-)

©2015-2019 сайт
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2017-12-12