So bestimmen Sie die Energieniveaus eines Atoms. Externe Energieniveaus: Strukturmerkmale und ihre Rolle bei Wechselwirkungen zwischen Atomen

Ein Atom ist ein elektrisch neutrales Teilchen, das aus einem positiv geladenen Kern und einer negativ geladenen Elektronenhülle besteht. Der Kern befindet sich im Zentrum des Atoms und besteht aus positiv geladenen Protonen und ungeladenen Neutronen, die durch Kernkräfte zusammengehalten werden. Die Kernstruktur des Atoms wurde 1911 vom englischen Physiker E. Rutherford experimentell nachgewiesen.

Die Anzahl der Protonen bestimmt die positive Ladung des Kerns und ist gleich der Ordnungszahl des Elements. Die Anzahl der Neutronen wird als Differenz zwischen der Atommasse und der Ordnungszahl des Elements berechnet. Elemente mit gleicher Kernladung (gleiche Protonenzahl), aber unterschiedlicher Atommasse (unterschiedliche Neutronenzahl) werden Isotope genannt. Die Masse eines Atoms ist hauptsächlich im Kern konzentriert, weil die vernachlässigbare Masse der Elektronen kann vernachlässigt werden. Die Atommasse ist gleich der Summe der Massen aller Protonen und aller Neutronen im Kern.
Ein chemisches Element ist eine Atomart mit der gleichen Kernladung. Derzeit sind 118 verschiedene chemische Elemente bekannt.

Alle Elektronen eines Atoms bilden seine Elektronenhülle. Die Elektronenhülle hat eine negative Ladung, die der Gesamtzahl der Elektronen entspricht. Die Anzahl der Elektronen in der Hülle eines Atoms stimmt mit der Anzahl der Protonen im Kern überein und ist gleich der Ordnungszahl des Elements. Die Elektronen in der Hülle werden entsprechend den Energiereserven auf die elektronischen Schichten verteilt (Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine Elektronenschicht): Elektronen mit niedrigerer Energie sind näher am Kern, Elektronen mit höherer Energie sind weiter vom Kern entfernt. Die Anzahl der elektronischen Schichten (Energieniveaus) stimmt mit der Anzahl der Perioden überein, in denen sich das chemische Element befindet.

Es gibt abgeschlossene und unvollständige Energieniveaus. Eine Ebene gilt als vollständig, wenn sie die maximal mögliche Anzahl an Elektronen enthält (erste Ebene – 2 Elektronen, zweite Ebene – 8 Elektronen, dritte Ebene – 18 Elektronen, vierte Ebene – 32 Elektronen usw.). Ein unvollständiges Niveau enthält weniger Elektronen.
Die vom Atomkern am weitesten entfernte Ebene wird als extern bezeichnet. Elektronen, die sich im äußeren Energieniveau befinden, werden äußere (Valenz-)Elektronen genannt. Die Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau stimmt mit der Nummer der Gruppe überein, in der sich das chemische Element befindet. Die äußere Ebene gilt als vollständig, wenn sie 8 Elektronen enthält. Atome von Elementen der Gruppe 8A (Inertgase Helium, Neon, Krypton, Xenon, Radon) haben ein abgeschlossenes äußeres Energieniveau.

Der Raumbereich um den Atomkern, in dem sich am wahrscheinlichsten ein Elektron befindet, wird Elektronenorbital genannt. Orbitale unterscheiden sich in Energieniveau und Form. Aufgrund ihrer Form gibt es s-Orbitale (Kugel), p-Orbitale (dreidimensionale Acht), d-Orbitale und f-Orbitale. Jedes Energieniveau hat seinen eigenen Satz von Orbitalen: auf dem ersten Energieniveau – ein s-Orbital, auf dem zweiten Energieniveau – ein s- und drei p-Orbitale, auf dem dritten Energieniveau – ein s-, drei p-, fünf d-Orbitale, auf dem vierten Energieniveau gibt es ein s-, drei p-, fünf d-Orbitale und sieben f-Orbitale. Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen.
Die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale wird mithilfe elektronischer Formeln widergespiegelt. Für ein Magnesiumatom ist die Verteilung der Elektronen über die Energieniveaus beispielsweise wie folgt: 2e, 8e, 2e. Diese Formel zeigt, dass die 12 Elektronen eines Magnesiumatoms auf drei Energieniveaus verteilt sind: Das erste Niveau ist vollständig und enthält 2 Elektronen, das zweite Niveau ist vollständig und enthält 8 Elektronen, das dritte Niveau ist unvollständig, weil enthält 2 Elektronen. Für ein Calciumatom ist die Verteilung der Elektronen über die Energieniveaus wie folgt: 2e, 8e, 8e, 2e. Diese Formel zeigt, dass 20 Elektronen von Kalzium auf vier Energieniveaus verteilt sind: Das erste Niveau ist vollständig und enthält 2 Elektronen, das zweite Niveau ist vollständig und enthält 8 Elektronen, das dritte Niveau ist unvollständig, weil enthält 8 Elektronen, die vierte Ebene ist nicht abgeschlossen, weil enthält 2 Elektronen.

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

Das häufigste Edelgas in der Erdatmosphäre ist Argon, das vor anderen Analoga in reiner Form isoliert wurde. Was ist der Grund für die Trägheit von Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon?

Tatsache ist, dass Atome von Edelgasen in den äußersten Schichten des Kerns acht Elektronen haben (Helium hat zwei). Acht Elektronen auf der äußeren Ebene sind die Grenzzahl für jedes Element im Periodensystem von D. I. Mendelejew, mit Ausnahme von Wasserstoff und Helium. Dies ist eine Art Ideal der Stärke des Energieniveaus, nach dem die Atome aller anderen Elemente des Periodensystems von D. I. Mendelejew streben.

Atome können diese Elektronenposition auf zwei Arten erreichen: durch die Abgabe von Elektronen von der äußeren Ebene (in diesem Fall verschwindet die äußere unvollständige Ebene und die vorletzte, die in der vorherigen Periode abgeschlossen wurde, wird zur äußeren) oder durch die Aufnahme von Elektronen reichen nicht aus, um die begehrte Acht zu erreichen. Atome, die weniger Elektronen in ihrer äußeren Ebene haben, geben sie an Atome ab, die mehr Elektronen in ihrer äußeren Ebene haben. Es ist leicht, den Atomen der Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe I (Gruppe IA) ein Elektron zu geben, wenn es das einzige auf der äußeren Ebene ist. Schwieriger ist es beispielsweise, Atomen von Elementen der Hauptuntergruppe der Gruppe II (Gruppe IIA) zwei Elektronen zu geben. Noch schwieriger ist es, die drei Außenelektronen an die Atome der Elemente der Gruppe III (Gruppe IIIA) abzugeben.

Atome metallischer Elemente neigen dazu, Elektronen aus der äußeren Ebene abzugeben. Und je leichter die Atome eines Metallelements ihre Außenelektronen abgeben, desto ausgeprägter sind seine metallischen Eigenschaften. Es ist daher klar, dass die typischsten Metalle im Periodensystem von D. I. Mendelejew die Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe I (Gruppe IA) sind. Umgekehrt neigen Atome nichtmetallischer Elemente dazu, die fehlenden Elemente zu akzeptieren, bevor das äußere Energieniveau erreicht ist. Aus dem oben Gesagten können wir die folgende Schlussfolgerung ziehen. Innerhalb des Zeitraums werden mit zunehmender Ladung des Atomkerns und dementsprechend mit zunehmender Anzahl externer Elektronen die metallischen Eigenschaften chemischer Elemente schwächer. Die nichtmetallischen Eigenschaften von Elementen, die durch die leichte Aufnahme von Elektronen auf die äußere Ebene gekennzeichnet sind, werden verbessert.

Die typischsten Nichtmetalle sind die Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VII (Gruppe VIIA) des Periodensystems von D. I. Mendelejew. Die äußere Ebene der Atome dieser Elemente enthält sieben Elektronen. Bis zu acht Elektronen fehlen ihnen auf der äußeren Ebene, also im stabilen Zustand der Atome, ein Elektron. Sie lassen sich leicht befestigen und weisen nichtmetallische Eigenschaften auf.

Wie verhalten sich Atome der Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe IV (Gruppe IVA) des Periodensystems von D.I. Schließlich haben sie auf der äußeren Ebene vier Elektronen, und es scheint ihnen egal zu sein, ob sie vier Elektronen abgeben oder aufnehmen. Es stellte sich heraus, dass die Fähigkeit von Atomen, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen, nicht nur von der Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene, sondern auch vom Radius des Atoms beeinflusst wird. Innerhalb der Periode ändert sich die Anzahl der Energieniveaus der Atome der Elemente nicht, sie bleibt gleich, aber der Radius nimmt ab, wenn die positive Ladung des Kerns (die Anzahl der darin enthaltenen Protonen) zunimmt. Dadurch nimmt die Anziehungskraft der Elektronen auf den Kern zu und der Radius des Atoms nimmt ab, das Atom scheint zu schrumpfen. Daher wird es immer schwieriger, externe Elektronen abzugeben und umgekehrt wird es immer einfacher, die fehlenden bis zu acht Elektronen zu akzeptieren.

Innerhalb derselben Untergruppe nimmt der Radius eines Atoms mit zunehmender Ladung des Atomkerns zu, da bei einer konstanten Anzahl von Elektronen in der äußeren Ebene (sie ist gleich der Gruppennummer) die Anzahl der Energieniveaus zunimmt (sie ist gleich). zur Periodennummer). Dadurch fällt es dem Atom zunehmend leichter, seine Außenelektronen abzugeben.

Im Periodensystem von D.I. Mendelejew ändern sich die Eigenschaften der Atome chemischer Elemente mit zunehmender Seriennummer wie folgt.

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

Stellen wir uns vor, dass zwei Atome „treffen“: ein Metallatom der Gruppe IA und ein Nichtmetallatom der Gruppe VIIA. Ein Metallatom hat ein einzelnes Elektron auf seinem äußeren Energieniveau, während einem Nichtmetallatom nur ein Elektron fehlt, damit sein äußeres Niveau vollständig ist.

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

Dann erhält das Metallatom, dem eine negative Ladung entzogen ist, eine positive Ladung und das Nichtmetallatom verwandelt sich dank des resultierenden Elektrons in ein negativ geladenes Teilchen – ein Ion.

Beide Atome werden ihren „gehegten Traum“ verwirklichen – sie erhalten die begehrten acht Elektronen auf der externen Energieebene. Aber was passiert als nächstes? Entgegengesetzt geladene Ionen vereinigen sich in voller Übereinstimmung mit dem Gesetz der Anziehung entgegengesetzter Ladungen sofort, d. h. es entsteht eine chemische Bindung zwischen ihnen.

Betrachten wir die Entstehung dieser chemischen Bindung am Beispiel der bekannten Verbindung Natriumchlorid (Speisesalz):

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

Beispielsweise entsteht auch eine Ionenbindung, wenn Calcium- und Sauerstoffatome interagieren:

Diese Umwandlung von Atomen in Ionen erfolgt immer bei der Wechselwirkung von Atomen typischer Metalle und typischer Nichtmetalle.

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

1. Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe II (HA-Gruppe) des Periodensystems von D. I. Mendelejew. Für sein Atom ist es einfacher, zwei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden sechs aufzunehmen:

2. Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII (Gruppe VIIA) der Tabelle von D. I. Mendeleev. Für sein Atom ist es einfacher, ein Elektron aufzunehmen, das ihm zur Vervollständigung der äußeren Energieebene fehlt, als sieben Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben:

3. Finden wir zunächst das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der resultierenden Ionen, es ist gleich 2 (2×1). Dann ermitteln wir, wie viele Calciumatome entnommen werden müssen, damit sie zwei Elektronen abgeben können (also 1 Ca-Atom muss entnommen werden), und wie viele Chloratome entnommen werden müssen, damit sie zwei Elektronen aufnehmen können (also 2 Cl). Atome müssen genommen werden).

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

Um die Zusammensetzung ionischer Verbindungen auszudrücken, werden Formeleinheiten verwendet – Analoga molekularer Formeln.

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

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

Schlüsselwörter und Phrasen

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

Arbeiten Sie mit dem Computer

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

Fragen und Aufgaben

1. Vergleichen Sie die Struktur und Eigenschaften von Atomen: a) Kohlenstoff und Silizium; b) Silizium und Phosphor.
2. Betrachten Sie die Schemata zur Bildung ionischer Bindungen zwischen Atomen chemischer Elemente: a) Kalium und Sauerstoff; b) Lithium und Chlor; c) Magnesium und Fluor.
3. Nennen Sie das typischste Metall und das typischste Nichtmetall im Periodensystem von D. I. Mendelejew.
4. Erklären Sie anhand zusätzlicher Informationsquellen, warum Inertgase als Edelgase bezeichnet wurden.

ATOMARE STRUKTUR

1. Entwicklung der Theorie der Atomstruktur. MIT

2. Der Kern und die Elektronenhülle des Atoms. MIT

3. Struktur des Atomkerns. MIT

4. Nuklide, Isotope, Massenzahl. MIT

5. Energieniveaus.

6. Quantenmechanische Erklärung der Struktur.

6.1. Orbitalmodell des Atoms.

6.2. Regeln zum Füllen von Orbitalen.

6.3. Orbitale mit S-Elektronen (atomare S-Orbitale).

6.4. Orbitale mit p-Elektronen (atomare p-Orbitale).

6.5. Orbitale mit d-f-Elektronen

7. Energieunterebenen eines Mehrelektronenatoms. Quantenzahlen.

ENERGIEBENE

Der Aufbau der Elektronenhülle eines Atoms wird durch die unterschiedlichen Energiereserven einzelner Elektronen im Atom bestimmt. Gemäß dem Bohr-Modell des Atoms können Elektronen Positionen im Atom einnehmen, die genau definierten (quantisierten) Energiezuständen entsprechen. Diese Zustände werden Energieniveaus genannt.

Die Anzahl der Elektronen, die sich in einem separaten Energieniveau befinden können, wird durch die Formel 2n 2 bestimmt, wobei n die Nummer des Niveaus ist, die durch arabische Ziffern 1 - 7 bezeichnet wird. Die maximale Füllung der ersten vier Energieniveaus beträgt c . Nach der Formel beträgt 2n 2: für die erste Ebene – 2 Elektronen, für die zweite – 8, für die dritte – 18 und für die vierte Ebene – 32 Elektronen. Die maximale Auffüllung höherer Energieniveaus mit Elektronen in den Atomen bekannter Elemente wurde nicht erreicht.

Reis. 1 zeigt die Füllung der Energieniveaus der ersten zwanzig Elemente mit Elektronen (von Wasserstoff H bis Calcium Ca, schwarze Kreise). Durch Füllen der Energieniveaus in der angegebenen Reihenfolge erhalten wir die einfachsten Modelle von Atomen von Elementen, wobei wir die Füllreihenfolge (von unten nach oben und von links nach rechts in der Abbildung) beobachten, bis das letzte Elektron auf das Symbol zeigt entsprechendes Element M(Die maximale Kapazität beträgt 18 e -) Für die Elemente Na – Ar sind nur 8 Elektronen vorhanden, dann beginnt der Aufbau des vierten Energieniveaus N– darauf erscheinen zwei Elektronen für die Elemente K und Ca. Die nächsten 10 Elektronen besetzen erneut das Niveau M(Elemente Sc – Zn (nicht dargestellt), und dann wird das N-Niveau weiterhin mit sechs weiteren Elektronen gefüllt (Elemente Ca-Kr, weiße Kreise).

Reis. 1

Reis. 2

Befindet sich ein Atom im Grundzustand, dann besetzen seine Elektronen Niveaus mit minimaler Energie, d. h. jedes nachfolgende Elektron nimmt die energetisch günstigste Position ein, wie in Abb. 1. Unter äußerer Einwirkung auf ein Atom, verbunden mit der Energieübertragung auf dieses, beispielsweise durch Erhitzen, werden Elektronen auf höhere Energieniveaus übertragen (Abb. 2). Dieser Zustand des Atoms wird üblicherweise als angeregt bezeichnet. Der auf dem niedrigeren Energieniveau frei gewordene Raum wird (als vorteilhafte Position) durch ein Elektron aus einem höheren Energieniveau gefüllt. Beim Übergang gibt das Elektron eine kleine Energiemenge ab, die der Energiedifferenz zwischen den Niveaus entspricht. Durch elektronische Übergänge entsteht charakteristische Strahlung. Aus den Spektrallinien des absorbierten (emittierten) Lichts lässt sich quantitativ auf die Energieniveaus des Atoms schließen.

Gemäß Bohrs Quantenmodell des Atoms bewegt sich ein Elektron mit einem bestimmten Energiezustand auf einer Kreisbahn im Atom. Elektronen mit der gleichen Energiemenge befinden sich in gleichen Abständen vom Kern; jedes Energieniveau hat seinen eigenen Elektronensatz, den Bohr Elektronenschicht nennt. Allerdings bewegen sich nach Bohr die Elektronen einer Schicht entlang einer Kugeloberfläche, die Elektronen der nächsten Schicht entlang einer anderen Kugeloberfläche. Alle Kugeln sind ineinander eingeschrieben und haben ein Zentrum, das dem Atomkern entspricht.

ENERGIEBENE – Konzept und Typen. Klassifizierung und Merkmale der Kategorie „ENERGIESTUFEN“ 2017, 2018.

Malyugina 14. Äußere und innere Energieniveaus. Vollständigkeit des Energieniveaus.

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

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

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

ü Die äußere Energiehülle darf für Elemente der 1. Periode nicht mehr als 2 Elektronen und für Elemente anderer Perioden nicht mehr als 8 Elektronen enthalten

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

Tabelle 1. Füllenergieniveaus

für Elemente kleiner Perioden

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

Ist Ihnen das aufgefallen? die Zahl der Elektronen im äußeren Energieniveau der Atome stimmt mit der Gruppenzahl überein, in dem das Element vorkommt (mit Ausnahme von Helium)?

!!! Diese Regel ist wahr nur für Elemente hauptsächlich Untergruppen

Jede Periode des Systems endet mit einem inerten Element(Helium He, Neon Ne, Argon Ar). Das äußere Energieniveau dieser Elemente enthält die maximal mögliche Anzahl an Elektronen: Helium -2, die restlichen Elemente - 8. Dies sind Elemente der Gruppe VIII der Hauptuntergruppe. Man nennt ein Energieniveau, das der Struktur des Energieniveaus eines Inertgases ähnelt vollendet. Dies ist eine Art Stärkegrenze des Energieniveaus für jedes Element des Periodensystems. Moleküle einfacher Stoffe – Inertgase – bestehen aus einem Atom und zeichnen sich durch chemische Trägheit aus, das heißt, sie gehen praktisch keine chemischen Reaktionen ein.

Bei den übrigen PSHE-Elementen unterscheidet sich das Energieniveau vom Energieniveau des inerten Elements unvollendet. Atome dieser Elemente streben danach, das äußere Energieniveau durch die Abgabe oder Aufnahme von Elektronen zu vervollständigen.

Fragen zur Selbstkontrolle

1. Welches Energieniveau wird als extern bezeichnet?

2. Welches Energieniveau wird als intern bezeichnet?

3. Welches Energieniveau wird als vollständig bezeichnet?

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

5. Wie viele Elektronen gibt es im äußeren Energieniveau der Elemente der Hauptuntergruppen?

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

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

b) IVA-Gruppe; c) VII A-Gruppe

Antwort ansehen

1. Zuletzt

2. Alle außer dem letzten

3. Derjenige, der die maximale Anzahl an Elektronen enthält. Und auch die äußere Ebene, wenn sie in der ersten Periode 8 Elektronen enthält – 2 Elektronen.

4. Elemente der Gruppe VIIIA (inerte Elemente)

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

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

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

Aufgaben zur eigenständigen Lösung

1. Identifizieren Sie das Element anhand der folgenden Eigenschaften: a) hat 2 elektronische Ebenen, auf der äußeren - 3 Elektronen; b) hat 3 elektronische Ebenen, auf der äußeren - 5 Elektronen. Schreiben Sie die Verteilung der Elektronen über die Energieniveaus dieser Atome auf.

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

Antwort ansehen:

1. a) Lassen Sie uns die „Koordinaten“ des chemischen Elements ermitteln: 2 elektronische Ebenen – II. Periode; 3 Elektronen in der äußeren Ebene – Gruppe III A. Das ist Bor 5B. Diagramm der Elektronenverteilung nach Energieniveaus: 2e-, 3e-

b) III. Periode, VA-Gruppe, Element Phosphor 15P. Diagramm der Elektronenverteilung nach Energieniveaus: 2e-, 8e-, 5e-

2. d) Natrium und Chlor.

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

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

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

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

4. Zehn. Anzahl der Elektronen = Ordnungszahl

5 c) Arsen und Phosphor. Atome, die sich in derselben Untergruppe befinden, haben die gleiche Anzahl an Elektronen.

Erläuterungen:

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

7. d) Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene

8. b) Anzahl der Energieniveaus

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

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

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

Was passiert mit den Atomen der Elemente bei chemischen Reaktionen? Wovon hängen die Eigenschaften von Elementen ab? Auf beide Fragen kann eine Antwort gegeben werden: Der Grund liegt in der Struktur der äußeren Ebene. In unserem Artikel werden wir uns mit der Elektronik von Metallen und Nichtmetallen befassen und den Zusammenhang zwischen der Struktur der äußeren Ebene und herausfinden die Eigenschaften der Elemente.

Besondere Eigenschaften von Elektronen

Wenn eine chemische Reaktion zwischen den Molekülen zweier oder mehrerer Reagenzien stattfindet, kommt es zu Veränderungen in der Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen, während ihre Kerne unverändert bleiben. Machen wir uns zunächst mit den Eigenschaften der Elektronen vertraut, die sich auf den Ebenen des Atoms befinden, die am weitesten vom Kern entfernt sind. Negativ geladene Teilchen sind in Schichten in einem bestimmten Abstand zum Kern und voneinander angeordnet. Der Raum um den Kern, in dem sich Elektronen am wahrscheinlichsten befinden, wird Elektronenorbital genannt. Etwa 90 % der negativ geladenen Elektronenwolke sind darin kondensiert. Das Elektron selbst weist in einem Atom die Eigenschaft der Dualität auf; es kann sich gleichzeitig sowohl als Teilchen als auch als Welle verhalten.

Regeln zum Füllen der Elektronenhülle eines Atoms

Die Anzahl der Energieniveaus, auf denen sich die Teilchen befinden, ist gleich der Anzahl der Perioden, in denen sich das Element befindet. Was sagt die elektronische Komposition aus? Es stellte sich heraus, dass die Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau für die s- und p-Elemente der Hauptuntergruppen kleiner und großer Perioden der Gruppennummer entspricht. Beispielsweise haben Lithiumatome der ersten Gruppe, die aus zwei Schichten bestehen, ein Elektron in der Außenschale. Schwefelatome enthalten auf dem letzten Energieniveau sechs Elektronen, da sich das Element in der Hauptuntergruppe der sechsten Gruppe usw. befindet. Wenn es sich um D-Elemente handelt, gilt für sie die folgende Regel: die Anzahl der externen Negative Teilchen ist gleich 1 (für Chrom und Kupfer) oder 2. Dies erklärt sich dadurch, dass mit zunehmender Ladung des Atomkerns zunächst das innere d-Unterniveau gefüllt wird und die äußeren Energieniveaus unverändert bleiben.

Warum ändern sich die Eigenschaften von Elementen kleiner Perioden?

Als klein gelten die 1., 2., 3. und 7. Periode. Die sanfte Änderung der Eigenschaften von Elementen mit zunehmender Kernladung, von aktiven Metallen zu inerten Gasen, wird durch eine allmähliche Zunahme der Elektronenzahl auf der äußeren Ebene erklärt. Die ersten Elemente in solchen Perioden sind diejenigen, deren Atome nur ein oder zwei Elektronen haben, die leicht aus dem Kern entfernt werden können. Dabei entsteht ein positiv geladenes Metallion.

Amphotere Elemente, beispielsweise Aluminium oder Zink, füllen ihre äußeren Energieniveaus mit einer geringen Anzahl von Elektronen (1 für Zink, 3 für Aluminium). Abhängig von den Bedingungen der chemischen Reaktion können sie sowohl die Eigenschaften von Metallen als auch von Nichtmetallen aufweisen. Nichtmetallische Elemente kleiner Perioden enthalten 4 bis 7 negative Teilchen auf den äußeren Hüllen ihrer Atome und vervollständigen diese zu einem Oktett, wodurch sie Elektronen von anderen Atomen anziehen. Das Nichtmetall mit der höchsten Elektronegativität, Fluor, hat beispielsweise 7 Elektronen in der letzten Schicht und nimmt immer ein Elektron nicht nur von Metallen, sondern auch von aktiven nichtmetallischen Elementen auf: Sauerstoff, Chlor, Stickstoff. Kleine Perioden enden wie große mit Inertgasen, deren einatomige Moleküle die äußeren Energieniveaus bis zu 8 Elektronen vollständig abgeschlossen haben.

Merkmale der Struktur von Atomen langer Perioden

Die geraden Reihen der Perioden 4, 5 und 6 bestehen aus Elementen, deren äußere Hüllen nur ein oder zwei Elektronen aufnehmen. Wie bereits erwähnt, füllen sie die d- oder f-Unterebenen der vorletzten Schicht mit Elektronen. Normalerweise handelt es sich dabei um typische Metalle. Ihre physikalischen und chemischen Eigenschaften ändern sich sehr langsam. Ungerade Reihen enthalten Elemente, deren äußere Energieniveaus nach folgendem Schema mit Elektronen gefüllt sind: Metalle – amphoteres Element – ​​Nichtmetalle – Edelgas. Wir haben seine Manifestation bereits in allen kleinen Perioden beobachtet. Beispielsweise ist in der ungeraden Reihe der 4. Periode Kupfer ein Metall, Zink ist amphoter, dann kommt es von Gallium zu Brom zu einer Zunahme der nichtmetallischen Eigenschaften. Die Periode endet mit Krypton, dessen Atome eine vollständig abgeschlossene Elektronenhülle besitzen.

Wie lässt sich die Einteilung von Elementen in Gruppen erklären?

Jede Gruppe – und in der Kurzform der Tabelle sind es acht davon – ist außerdem in Untergruppen unterteilt, die als Haupt- und Nebengruppen bezeichnet werden. Diese Klassifizierung spiegelt die unterschiedlichen Positionen von Elektronen auf dem externen Energieniveau von Atomen von Elementen wider. Es stellte sich heraus, dass sich bei Elementen der Hauptuntergruppen, beispielsweise Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium und Cäsium, das letzte Elektron auf der s-Unterebene befindet. Elemente der Gruppe 7 der Hauptuntergruppe (Halogene) füllen ihre p-Unterebene mit negativen Teilchen.

Für Vertreter von Nebenuntergruppen wie Chrom ist die Auffüllung des d-Unterniveaus mit Elektronen typisch. Und für Elemente, die in den Familien enthalten sind, erfolgt die Ansammlung negativer Ladungen auf der f-Unterebene des vorletzten Energieniveaus. Darüber hinaus stimmt die Gruppennummer in der Regel mit der Anzahl der Elektronen überein, die zur Bildung chemischer Bindungen fähig sind.

In unserem Artikel haben wir herausgefunden, welche Struktur die äußeren Energieniveaus von Atomen chemischer Elemente haben, und ihre Rolle bei interatomaren Wechselwirkungen bestimmt.