نحوه تعیین سطوح انرژی یک اتم سطوح انرژی خارجی: ویژگی های ساختاری و نقش آنها در برهمکنش بین اتم ها

اتم یک ذره خنثی الکتریکی است که از یک هسته با بار مثبت و یک لایه الکترونی با بار منفی تشکیل شده است. هسته در مرکز اتم قرار دارد و از پروتون‌های با بار مثبت و نوترون‌های بدون بار تشکیل شده است که توسط نیروهای هسته‌ای در کنار هم نگه داشته می‌شوند. ساختار هسته ای اتم به طور تجربی در سال 1911 توسط فیزیکدان انگلیسی ای. رادرفورد به اثبات رسید.

تعداد پروتون ها بار مثبت هسته را تعیین می کند و برابر با عدد اتمی عنصر است. تعداد نوترون ها به عنوان اختلاف بین جرم اتمی و عدد اتمی عنصر محاسبه می شود. عناصری که دارای بار هسته ای یکسان (تعداد پروتون یکسان) اما جرم اتمی متفاوت (تعداد نوترون متفاوت) هستند، ایزوتوپ نامیده می شوند. جرم یک اتم عمدتاً در هسته متمرکز است، زیرا جرم ناچیز الکترون ها را می توان نادیده گرفت. جرم اتمی برابر است با مجموع جرم همه پروتون ها و همه نوترون های هسته.
عنصر شیمیایی نوعی اتم با بار هسته ای یکسان است. در حال حاضر 118 عنصر شیمیایی مختلف شناخته شده است.

تمام الکترون های یک اتم پوسته الکترونی آن را تشکیل می دهند. لایه الکترونی دارای بار منفی برابر با تعداد کل الکترون ها است. تعداد الکترون‌های موجود در پوسته اتم با تعداد پروتون‌های هسته منطبق است و برابر با عدد اتمی آن عنصر است. الکترون‌های موجود در پوسته بر اساس ذخایر انرژی در بین لایه‌های الکترونیکی توزیع می‌شوند (الکترون‌هایی با مقادیر انرژی مشابه یک لایه الکترونی را تشکیل می‌دهند): الکترون‌های با انرژی کمتر به هسته نزدیک‌تر هستند، الکترون‌های با انرژی بالاتر دورتر از هسته هستند. تعداد لایه های الکترونیکی (سطوح انرژی) با تعداد دوره ای که عنصر شیمیایی در آن قرار دارد منطبق است.

سطوح انرژی کامل و ناقص وجود دارد. یک سطح در صورتی کامل در نظر گرفته می شود که دارای حداکثر تعداد ممکن الکترون باشد (سطح اول - 2 الکترون، سطح دوم - 8 الکترون، سطح سوم - 18 الکترون، سطح چهارم - 32 الکترون و غیره). یک سطح ناقص حاوی الکترون های کمتری است.
دورترین سطح از هسته اتم خارجی نامیده می شود. الکترون هایی که در سطح انرژی بیرونی قرار دارند، الکترون های بیرونی ( ظرفیتی ) نامیده می شوند. تعداد الکترون ها در سطح انرژی بیرونی با تعداد گروهی که عنصر شیمیایی در آن قرار دارد منطبق است. سطح بیرونی اگر حاوی 8 الکترون باشد کامل در نظر گرفته می شود. اتم های عناصر گروه 8A (گازهای بی اثر هلیوم، نئون، کریپتون، زنون، رادون) دارای سطح انرژی خارجی کامل هستند.

ناحیه ای از فضای اطراف هسته یک اتم که احتمال یافتن الکترون در آن بیشتر است، اوربیتال الکترونی نامیده می شود. اوربیتال ها از نظر سطح انرژی و شکل متفاوت هستند. بر اساس شکل آنها، اوربیتال های s (کره)، اوربیتال های p (شکل سه بعدی هشت)، اوربیتال های d و اوربیتال های f وجود دارند. هر سطح انرژی مجموعه ای از اوربیتال های خاص خود را دارد: در سطح انرژی اول - یک s-اوربیتال، در سطح انرژی دوم - یک s- و سه اوربیتال p، در سطح انرژی سوم - یک s-، سه p-، پنج اوربیتال d، در سطح انرژی چهارم یک s-، سه p-، پنج اوربیتال d و هفت اوربیتال f وجود دارد. هر اوربیتال می تواند حداکثر دو الکترون را در خود جای دهد.
توزیع الکترون ها در بین اوربیتال ها با استفاده از فرمول های الکترونیکی منعکس می شود. به عنوان مثال، برای یک اتم منیزیم، توزیع الکترون ها در سطوح انرژی به صورت زیر خواهد بود: 2e، 8e، 2e. این فرمول نشان می دهد که 12 الکترون یک اتم منیزیم در سه سطح انرژی توزیع شده اند: سطح اول کامل است و حاوی 2 الکترون است، سطح دوم کامل است و حاوی 8 الکترون است، سطح سوم ناقص است زیرا حاوی 2 الکترون برای یک اتم کلسیم، توزیع الکترون ها در سطوح انرژی به صورت زیر خواهد بود: 2e، 8e، 8e، 2e. این فرمول نشان می دهد که 20 الکترون کلسیم در چهار سطح انرژی توزیع شده است: سطح اول کامل است و حاوی 2 الکترون است، سطح دوم کامل است و حاوی 8 الکترون است، سطح سوم ناقص است زیرا شامل 8 الکترون است، سطح چهارم کامل نشده است، زیرا حاوی 2 الکترون

هر دوره از جدول تناوبی مندلیف با یک گاز بی اثر یا نجیب به پایان می رسد.

رایج ترین گازهای بی اثر (نجیب) در جو زمین آرگون است که قبل از سایر آنالوگ ها به شکل خالص خود جدا شده است. دلیل بی اثر بودن هلیوم، نئون، آرگون، کریپتون، زنون و رادون چیست؟

واقعیت این است که اتم های گازهای بی اثر دارای هشت الکترون در بیرونی ترین سطوح از هسته هستند (هلیوم دارای دو الکترون است). هشت الکترون در سطح بیرونی عدد محدود کننده برای هر عنصر جدول تناوبی مندلیف است، به جز هیدروژن و هلیوم. این یک نوع ایده آل از قدرت سطح انرژی است که اتم های سایر عناصر جدول تناوبی مندلیف در تلاش هستند.

اتم‌ها می‌توانند از دو طریق به این موقعیت الکترون‌ها دست یابند: با اهدای الکترون از سطح خارجی (در این حالت، سطح ناقص خارجی ناپدید می‌شود و سطح ماقبل آخری که در دوره قبل تکمیل شده بود، خارجی می‌شود) یا با پذیرش الکترون‌هایی که برای رسیدن به هشت مورد آرزو کافی نیست. اتم هایی که الکترون های کمتری در سطح بیرونی خود دارند، آنها را به اتم هایی که الکترون های بیشتری در سطح بیرونی خود دارند، می دهند. دادن یک الکترون، زمانی که تنها در سطح بیرونی باشد، به اتم های عناصر زیرگروه اصلی گروه I (گروه IA) آسان است. به عنوان مثال، دادن دو الکترون به اتم های عناصر زیرگروه اصلی گروه II (گروه IIA) دشوارتر است. حتی سخت تر است که سه الکترون بیرونی خود را به اتم های عناصر گروه III (گروه IIIA) بسپارید.

اتم های عناصر فلزی تمایل دارند که الکترون ها را از سطح بیرونی رها کنند. و هر چه اتم‌های یک عنصر فلزی الکترون‌های بیرونی خود را راحت‌تر از دست بدهند، خواص فلزی آن بارزتر است. بنابراین، مشخص است که معمولی ترین فلزات در جدول تناوبی مندلیف، عناصر زیرگروه اصلی گروه I (گروه IA) هستند. برعکس، اتم‌های عناصر غیرفلزی تمایل دارند آن‌هایی را که قبل از تکمیل سطح انرژی خارجی گم شده‌اند، بپذیرند. از مطالب فوق می توان نتیجه گیری زیر را گرفت. در این دوره، با افزایش بار هسته اتم، و بر این اساس، با افزایش تعداد الکترون های خارجی، خواص فلزی عناصر شیمیایی ضعیف می شود. خواص غیرفلزی عناصر، که با سهولت پذیرش الکترون ها به سطح خارجی مشخص می شود، افزایش یافته است.

معمولی ترین غیر فلزات عناصر زیرگروه اصلی گروه VII (گروه VIIA) جدول تناوبی مندلیف هستند. سطح بیرونی اتم های این عناصر شامل هفت الکترون است. تا هشت الکترون در سطح خارجی، یعنی در حالت پایدار اتم ها، یک الکترون از دست داده اند. آنها به راحتی آنها را متصل می کنند و خواص غیر فلزی از خود نشان می دهند.

اتم های عناصر زیرگروه اصلی گروه IV (گروه IVA) سیستم تناوبی مندلیف چگونه رفتار می کنند؟ از این گذشته، آنها چهار الکترون در سطح بیرونی دارند، و به نظر می رسد که برایشان مهم نیست که چهار الکترون بدهند یا بگیرند. معلوم شد که توانایی اتم ها برای اهدا یا پذیرش الکترون نه تنها تحت تأثیر تعداد الکترون ها در سطح بیرونی، بلکه تحت تأثیر شعاع اتم نیز قرار دارد. در طول دوره، تعداد سطوح انرژی اتم های عناصر تغییر نمی کند، یکسان است، اما شعاع کاهش می یابد، زیرا بار مثبت هسته (تعداد پروتون های موجود در آن) افزایش می یابد. در نتیجه، جاذبه الکترون ها به سمت هسته افزایش می یابد و شعاع اتم کاهش می یابد، به نظر می رسد اتم کوچک می شود. بنابراین، رها کردن الکترون های خارجی به طور فزاینده ای دشوار می شود و برعکس، پذیرش تا هشت الکترون از دست رفته آسان تر می شود.

در همان زیرگروه، شعاع یک اتم با افزایش بار هسته اتم افزایش می‌یابد، زیرا با ثابت بودن تعداد الکترون‌ها در سطح بیرونی (برابر عدد گروه است)، تعداد سطوح انرژی افزایش می‌یابد (برابر است). به شماره دوره). بنابراین، رها کردن الکترون‌های بیرونی خود برای اتم به‌طور فزاینده‌ای آسان‌تر می‌شود.

در جدول تناوبی D.I مندلیف، با افزایش تعداد سریال، خواص اتم های عناصر شیمیایی به شرح زیر تغییر می کند.

نتیجه پذیرش یا اهدای الکترون توسط اتم های عناصر شیمیایی چیست؟

بیایید تصور کنیم که دو اتم به هم می رسند: یک اتم فلزی گروه IA و یک اتم نافلز گروه VIIA. یک اتم فلزی دارای یک الکترون در سطح انرژی بیرونی خود است، در حالی که یک اتم غیر فلزی فقط یک الکترون ندارد تا سطح بیرونی آن کامل شود.

یک اتم فلز به راحتی الکترون خود را در دورترین فاصله از هسته و پیوند ضعیفی با آن به یک اتم غیر فلزی می دهد که مکانی آزاد در سطح انرژی بیرونی برای آن فراهم می کند.

سپس اتم فلزی که از یک بار منفی محروم می شود، بار مثبت به دست می آورد و اتم غیر فلزی به لطف الکترون حاصل به یک ذره با بار منفی - یون تبدیل می شود.

هر دو اتم "رویای گرامی" خود را محقق خواهند کرد - آنها هشت الکترون بسیار ارزنده را در سطح انرژی خارجی دریافت خواهند کرد. اما در ادامه چه اتفاقی می افتد؟ یون های دارای بار مخالف، مطابق با قانون جذب بارهای مخالف، بلافاصله با هم متحد می شوند، یعنی یک پیوند شیمیایی بین آنها ایجاد می شود.

بیایید تشکیل این پیوند شیمیایی را با استفاده از مثال ترکیب معروف کلرید سدیم (نمک خوراکی) در نظر بگیریم:

فرآیند تبدیل اتم ها به یون در نمودار و شکل نشان داده شده است:

به عنوان مثال، یک پیوند یونی نیز هنگام تعامل اتم های کلسیم و اکسیژن تشکیل می شود:

این تبدیل اتم ها به یون همیشه در طول برهمکنش اتم های فلزات معمولی و غیر فلزات معمولی رخ می دهد.

در پایان، اجازه دهید هنگام نوشتن طرح تشکیل پیوند یونی، به عنوان مثال، بین اتم های کلسیم و کلر، الگوریتم (توالی) استدلال را در نظر بگیریم.

1. کلسیم عنصری از زیرگروه اصلی گروه دوم (گروه HA) از جدول تناوبی مندلیف، یک فلز است. برای اتم آن راحت‌تر است که دو الکترون بیرونی ببخشد تا شش الکترون از دست رفته را بپذیرد:

2. کلر عنصری از زیرگروه اصلی گروه VII (گروه VIIA) از جدول مندلیف، غیرفلزی است. برای اتم آن آسان‌تر است که یک الکترون را که برای تکمیل سطح انرژی بیرونی فاقد آن است، بپذیرد تا اینکه هفت الکترون را از سطح بیرونی ببخشد:

3. ابتدا بیایید حداقل مضرب مشترک بین بارهای یون های حاصل را پیدا کنیم که برابر با 2 است (2×1). سپس تعیین می کنیم که چند اتم کلسیم باید گرفته شود تا بتوانند دو الکترون را از خود جدا کنند (یعنی 1 اتم کلسیم باید گرفته شود) و چند اتم کلر باید گرفته شود تا بتوانند دو الکترون (یعنی 2 کلر) را بپذیرند. اتم ها باید گرفته شوند).

4. به صورت شماتیک، تشکیل پیوند یونی بین اتم های کلسیم و کلر را می توان به صورت زیر نوشت:

برای بیان ترکیب ترکیبات یونی، از واحدهای فرمول استفاده می شود - آنالوگ فرمول های مولکولی.

به اعدادی که تعداد اتم‌ها، مولکول‌ها یا واحدهای فرمول را نشان می‌دهند، ضرایب و به اعدادی که تعداد اتم‌های یک مولکول یا یون‌های یک واحد فرمول را نشان می‌دهند، شاخص می‌گویند.

در قسمت اول پاراگراف در مورد ماهیت و دلایل تغییرات در خواص عناصر نتیجه گیری کردیم. در قسمت دوم پاراگراف کلمات کلیدی را ارائه می کنیم.

کلمات و عبارات کلیدی

1. اتم های فلزات و غیر فلزات.
2. یون ها مثبت و منفی هستند.
3. پیوند شیمیایی یونی
4. ضرایب و شاخص ها.

با کامپیوتر کار کنید

1. به برنامه الکترونیکی مراجعه کنید. مطالب درسی را مطالعه کنید و وظایف محول شده را تکمیل کنید.
2. آدرس‌های ایمیلی را در اینترنت پیدا کنید که می‌توانند به‌عنوان منابع اضافی که محتوای کلمات کلیدی و عبارات موجود در پاراگراف را نشان می‌دهند، عمل کنند. در تهیه یک درس جدید به معلم کمک کنید - از کلمات و عبارات کلیدی پاراگراف بعدی گزارش تهیه کنید.

سوالات و وظایف

1. ساختار و خواص اتم ها را مقایسه کنید: الف) کربن و سیلیکون. ب) سیلیکون و فسفر.
2. طرح های تشکیل پیوندهای یونی بین اتم های عناصر شیمیایی را در نظر بگیرید: الف) پتاسیم و اکسیژن. ب) لیتیوم و کلر؛ ج) منیزیم و فلوئور.
3. معمولی ترین فلز و معمولی ترین غیرفلز جدول تناوبی مندلیف را نام ببرید.
4. با استفاده از منابع اطلاعاتی اضافی، توضیح دهید که چرا گازهای بی اثر را گازهای نجیب می نامند.

ساختار اتمی

1. توسعه تئوری ساختار اتمی. با

2. هسته و پوسته الکترونی اتم. با

3. ساختار هسته اتم. با

4. نوکلیدها، ایزوتوپ ها، عدد جرمی. با

5. سطوح انرژی.

6. توضیح مکانیک کوانتومی سازه.

6.1. مدل مداری اتم

6.2. قوانین پر کردن اوربیتال ها

6.3. اوربیتال ها با الکترون های s (اوربیتال های s اتمی).

6.4. اوربیتال ها با الکترون های p (اوربیتال های p اتمی).

6.5. اوربیتال هایی با الکترون های d-f

7. سطوح فرعی انرژی یک اتم چند الکترون. اعداد کوانتومی

سطوح انرژی

ساختار لایه الکترونی یک اتم توسط ذخایر انرژی متفاوت تک تک تک تک الکترون‌ها در اتم تعیین می‌شود. مطابق با مدل بور اتم، الکترون‌ها می‌توانند موقعیت‌هایی را در اتم اشغال کنند که با حالت‌های انرژی دقیقاً تعریف شده (کوانتی‌شده) مطابقت دارد. به این حالت ها سطوح انرژی می گویند.

تعداد الکترون هایی که می توانند در یک سطح انرژی جداگانه باشند با فرمول 2n 2 تعیین می شود که n تعداد سطح است که با اعداد عربی 1 - 7 نشان داده می شود. حداکثر پر شدن چهار سطح انرژی اول c است. . طبق فرمول 2n 2: برای سطح اول - 2 الکترون، برای دوم - 8، برای سطح سوم - 18 و برای سطح چهارم - 32 الکترون. حداکثر پر کردن سطوح انرژی بالاتر با الکترون در اتم های عناصر شناخته شده به دست نیامده است.

برنج. شکل 1 پر شدن سطوح انرژی بیست عنصر اول را با الکترون نشان می دهد (از هیدروژن H تا کلسیم کلسیم، دایره های سیاه). با پر کردن سطوح انرژی به ترتیب مشخص شده، ساده‌ترین مدل‌های اتم‌های عناصر را به‌دست می‌آوریم، در حالی که ترتیب پر شدن (از پایین به بالا و از چپ به راست در شکل) را رعایت می‌کنیم تا آخرین الکترون به نماد عنصر اشاره کند. عنصر مربوطه در سطح سوم انرژی م(حداکثر ظرفیت 18 است e -) برای عناصر Na - Ar تنها 8 الکترون وجود دارد، سپس سطح انرژی چهارم شروع به ساخته شدن می کند. ن- دو الکترون برای عناصر K و Ca روی آن ظاهر می شود. 10 الکترون بعدی دوباره سطح را اشغال می کنند م(عناصر Sc – Zn (نشان داده نشده)، و سپس سطح N همچنان با شش الکترون دیگر پر می شود (عناصر Ca-Kr، دایره های سفید).

برنج. 1

برنج. 2

اگر یک اتم در حالت پایه باشد، الکترون‌های آن سطوح با حداقل انرژی را اشغال می‌کنند، یعنی هر الکترون بعدی از نظر انرژی مطلوب‌ترین موقعیت را اشغال می‌کند، مانند شکل. 1. تحت تأثیر خارجی بر روی یک اتم مرتبط با انتقال انرژی به آن، به عنوان مثال با گرم کردن، الکترون ها به سطوح انرژی بالاتر منتقل می شوند (شکل 2). این حالت اتم معمولاً برانگیخته نامیده می شود. فضای خالی در سطح انرژی پایین تر (به عنوان یک موقعیت مفید) توسط یک الکترون از سطح انرژی بالاتر پر می شود. در طول انتقال، الکترون مقدار کمی انرژی می دهد که مربوط به اختلاف انرژی بین سطوح است. در نتیجه انتقال های الکترونیکی، تابش مشخصه ظاهر می شود. از خطوط طیفی نور جذب شده (گسیل شده)، می توان یک نتیجه گیری کمی در مورد سطوح انرژی اتم گرفت.

مطابق با مدل کوانتومی بور از اتم، یک الکترون با حالت انرژی معین در مداری دایره‌ای در اتم حرکت می‌کند. الکترون هایی با همان مقدار انرژی در فواصل مساوی از هسته قرار دارند. با این حال، طبق گفته بور، الکترون های یک لایه در امتداد یک سطح کروی حرکت می کنند، الکترون های لایه بعدی در امتداد سطح کروی دیگر حرکت می کنند. همه کره ها با مرکز مربوط به هسته اتم بر روی یکدیگر حک شده اند.

سطوح انرژی - مفهوم و انواع. طبقه بندی و ویژگی های رده "سطوح انرژی" 2017، 2018.

Malyugina 14. سطوح انرژی خارجی و داخلی. کامل بودن سطح انرژی

اجازه دهید به طور خلاصه آنچه را که قبلاً در مورد ساختار لایه الکترونی اتم ها می دانیم به یاد بیاوریم:

ü تعداد سطوح انرژی یک اتم = تعداد دوره ای که عنصر در آن قرار دارد.

ü حداکثر ظرفیت هر سطح انرژی با استفاده از فرمول 2n2 محاسبه می شود

پوسته انرژی بیرونی نمی تواند بیش از 2 الکترون برای عناصر دوره اول و بیش از 8 الکترون برای عناصر دوره های دیگر داشته باشد.

بیایید یک بار دیگر به تجزیه و تحلیل طرح برای پر کردن سطوح انرژی در عناصر دوره های کوچک بازگردیم:

جدول 1. سطوح انرژی پر کردن

برای عناصر دوره های کوچک

جدول 1 را تجزیه و تحلیل کنید. تعداد الکترون ها را در آخرین سطح انرژی و تعداد گروهی که عنصر شیمیایی در آن قرار دارد، مقایسه کنید.

آیا به آن توجه کرده اید تعداد الکترون ها در سطح انرژی بیرونی اتم ها با عدد گروه منطبق است، که در آن عنصر (به استثنای هلیوم) یافت می شود؟

!!! این قانون درست است فقطبرای عناصر اصلیزیر گروه ها

هر دوره از سیستم با یک عنصر بی اثر به پایان می رسد(هلیوم او، نئون ن، آرگون آر). سطح انرژی بیرونی این عناصر حاوی حداکثر تعداد ممکن الکترون است: هلیوم -2، عناصر باقیمانده - 8. اینها عناصر گروه VIII از زیر گروه اصلی هستند. سطح انرژی مشابه ساختار سطح انرژی یک گاز بی اثر نامیده می شود تکمیل شد. این نوعی حد قدرت سطح انرژی برای هر عنصر جدول تناوبی است. مولکول های مواد ساده - گازهای بی اثر - از یک اتم تشکیل شده اند و با بی اثری شیمیایی مشخص می شوند، یعنی عملا وارد واکنش های شیمیایی نمی شوند.

برای بقیه عناصر PSHE، سطح انرژی با سطح انرژی عنصر بی اثر متفاوت است ناتمام. اتم های این عناصر با دادن یا پذیرش الکترون تلاش می کنند تا سطح انرژی بیرونی را تکمیل کنند.

سوالاتی برای خودکنترلی

1. چه سطح انرژی خارجی نامیده می شود؟

2. چه سطح انرژی داخلی نامیده می شود؟

3. چه سطح انرژی کامل نامیده می شود؟

4. عناصر کدام گروه و زیرگروه دارای سطح انرژی کامل هستند؟

5. تعداد الکترون های سطح انرژی بیرونی عناصر زیرگروه های اصلی چقدر است؟

6. چگونه عناصر یک زیرگروه اصلی در ساختار سطح الکترونیکی مشابه هستند؟

7. عناصر گروه a) IIA شامل چند الکترون در سطح بیرونی هستند.

ب) گروه IVA؛ ج) گروه VII A

مشاهده پاسخ

1. آخرین

2. هر به جز آخرین

3. آن که دارای حداکثر تعداد الکترون است. و همچنین سطح بیرونی، اگر حاوی 8 الکترون برای دوره اول باشد - 2 الکترون.

4. عناصر گروه VIIIA (عناصر بی اثر)

5. تعداد گروهی که عنصر در آن قرار دارد

6. تمام عناصر زیرگروه های اصلی در سطح انرژی بیرونی به اندازه عدد گروه دارای الکترون هستند

7. الف) عناصر گروه IIA دارای 2 الکترون در سطح بیرونی هستند. ب) عناصر گروه IVA دارای 4 الکترون هستند. ج) عناصر گروه VII A دارای 7 الکترون هستند.

وظایف برای راه حل مستقل

1. عنصر را بر اساس ویژگی های زیر شناسایی کنید: الف) دارای 2 سطح الکترونیکی، در سطح خارجی - 3 الکترون. ب) دارای 3 سطح الکترونیکی است، در سطح خارجی - 5 الکترون. توزیع الکترون ها در سطوح انرژی این اتم ها را بنویسید.

2. کدام دو اتم تعداد سطوح انرژی پر شده یکسانی دارند؟

مشاهده پاسخ:

1. الف) بیایید "مختصات" عنصر شیمیایی را ایجاد کنیم: 2 سطح الکترونیکی - دوره دوم. 3 الکترون در سطح بیرونی - گروه III A. این بور 5B است. نمودار توزیع الکترون بر اساس سطوح انرژی: 2e-، 3e-

ب) دوره III، گروه VA، عنصر فسفر 15P. نمودار توزیع الکترون بر اساس سطوح انرژی: 2e-، 8e-، 5e-

2. د) سدیم و کلر.

توضیح: الف) سدیم: +11 )2)8 )1 (پر 2) ←→ هیدروژن: +1)1

ب) هلیوم: +2 )2 (پر 1) ←→ هیدروژن: هیدروژن: +1)1

ج) هلیوم: +2 )2 (پر شده 1) ←→ نئون: +10 )2)8 (2 پر شده)

*G)سدیم: +11 )2)8 )1 (پر شده 2) ←→ کلر: +17 )2)8 )7 (2 پر شده)

4. ده. تعداد الکترون = عدد اتمی

5 ج) آرسنیک و فسفر. اتم هایی که در یک زیرگروه قرار دارند تعداد الکترون های یکسانی دارند.

توضیحات:

الف) سدیم و منیزیم (در گروه های مختلف)؛ ب) کلسیم و روی (در یک گروه، اما در زیر گروه های مختلف)؛ * ج) آرسنیک و فسفر (در یک، اصلی، زیر گروه) د) اکسیژن و فلوئور (در گروه‌های مختلف).

7. د) تعداد الکترون ها در سطح بیرونی

8. ب) تعداد سطوح انرژی

9. الف) لیتیوم (واقع در گروه IA دوره II)

10. ج) سیلیکون (گروه IVA، دوره III)

11. ب) بور (2 سطح - IIدوره زمانی 3 الکترون در سطح بیرونی - IIIAگروه)

در طی واکنش های شیمیایی برای اتم های عناصر چه اتفاقی می افتد؟ خواص عناصر به چه چیزی بستگی دارد؟ به هر دوی این سوالات می توان یک پاسخ داد: دلیل آن در ساختار سطح خارجی نهفته است. خواص عناصر

خواص ویژه الکترون ها

هنگامی که یک واکنش شیمیایی بین مولکول های دو یا چند معرف رخ می دهد، تغییراتی در ساختار پوسته الکترونیکی اتم ها رخ می دهد، در حالی که هسته آنها بدون تغییر باقی می ماند. ابتدا بیایید با ویژگی های الکترون هایی که در سطوح دورترین اتم از هسته قرار دارند آشنا شویم. ذرات با بار منفی در لایه هایی در فاصله معینی از هسته و از یکدیگر قرار گرفته اند. فضای اطراف هسته که احتمال یافتن الکترون در آن بیشتر است اوربیتال الکترونی نامیده می شود. حدود 90 درصد از ابر الکترونی با بار منفی در آن متراکم شده است. خود الکترون در یک اتم خاصیت دوگانگی را نشان می دهد و می تواند همزمان هم به صورت ذره و هم به صورت موج رفتار کند.

قوانین پر کردن لایه الکترونی اتم

تعداد سطوح انرژی که ذرات در آن قرار دارند برابر است با تعداد دوره ای که عنصر در آن قرار دارد. ترکیب الکترونیکی چه چیزی را نشان می دهد؟ معلوم شد که تعداد الکترون‌ها در سطح انرژی خارجی برای عناصر s و p زیرگروه‌های اصلی دوره‌های کوچک و بزرگ با عدد گروه مطابقت دارد. به عنوان مثال، اتم های لیتیوم گروه اول که دارای دو لایه هستند، دارای یک الکترون در لایه بیرونی هستند. اتم های گوگرد حاوی شش الکترون در آخرین سطح انرژی هستند، زیرا عنصر در زیرگروه اصلی گروه ششم و غیره قرار دارد. اگر در مورد عناصر d صحبت می کنیم، برای آنها قانون زیر وجود دارد: تعداد منفی های خارجی. ذرات برابر با 1 (برای کروم و مس) یا 2 است. این با این واقعیت توضیح داده می شود که با افزایش بار هسته اتم، ابتدا سطح d داخلی پر می شود و سطوح انرژی خارجی بدون تغییر باقی می مانند.

چرا خواص عناصر دوره های کوتاه تغییر می کند؟

دوره های 1، 2، 3 و 7 کوچک در نظر گرفته می شوند. تغییر صاف در خواص عناصر با افزایش بارهای هسته ای، از فلزات فعال به گازهای بی اثر، با افزایش تدریجی تعداد الکترون ها در سطح خارجی توضیح داده می شود. اولین عناصر در چنین دوره هایی آنهایی هستند که اتمهای آنها فقط یک یا دو الکترون دارند که به راحتی می توان آنها را از هسته جدا کرد. در این حالت یک یون فلزی با بار مثبت تشکیل می شود.

عناصر آمفوتریک، به عنوان مثال، آلومینیوم یا روی، سطوح انرژی بیرونی خود را با تعداد کمی الکترون پر می کنند (1 برای روی، 3 برای آلومینیوم). بسته به شرایط واکنش شیمیایی، آنها می توانند هر دو ویژگی فلزات و غیر فلزات را نشان دهند. عناصر غیرفلزی دوره‌های کوچک شامل 4 تا 7 ذره منفی در لایه‌های بیرونی اتم‌های خود هستند و آن را تا اکتت کامل می‌کنند و الکترون‌ها را از اتم‌های دیگر جذب می‌کنند. به عنوان مثال، نافلز با بالاترین الکترونگاتیوی، فلوئور، دارای 7 الکترون در آخرین لایه است و همیشه یک الکترون را نه تنها از فلزات، بلکه از عناصر غیرفلزی فعال نیز می گیرد: اکسیژن، کلر، نیتروژن. دوره‌های کوچک، مانند دوره‌های بزرگ، با گازهای خنثی خاتمه می‌یابند که مولکول‌های تک اتمی آن‌ها سطوح انرژی بیرونی را تا 8 الکترون کامل کرده‌اند.

ویژگی های ساختار اتم های دوره های طولانی

ردیف‌های زوج دوره‌های 4، 5 و 6 از عناصری تشکیل شده‌اند که پوسته‌های بیرونی آن‌ها فقط یک یا دو الکترون را در خود جای می‌دهند. همانطور که قبلاً گفتیم، آنها زیرسطحهای d یا f لایه ماقبل آخر را با الکترون پر می کنند. معمولاً اینها فلزات معمولی هستند. خواص فیزیکی و شیمیایی آنها بسیار کند تغییر می کند. ردیف های فرد حاوی عناصری هستند که سطوح انرژی بیرونی آنها با الکترون ها مطابق طرح زیر پر شده است: فلزات - عنصر آمفوتریک - نافلزات - گاز بی اثر. ما قبلاً تجلی آن را در تمام دوره های کوچک مشاهده کرده ایم. به عنوان مثال، در ردیف فرد دوره 4، مس یک فلز است، روی آمفوتریک است، سپس از گالیم به برم خواص غیرفلزی افزایش می یابد. دوره با کریپتون به پایان می رسد که اتم های آن دارای یک پوسته الکترونی کاملاً کامل هستند.

چگونه تقسیم بندی عناصر به گروه ها را توضیح دهیم؟

هر گروه - و هشت مورد از آنها در شکل کوتاه جدول وجود دارد - نیز به زیر گروه هایی تقسیم می شود که به آنها اصلی و فرعی می گویند. این طبقه بندی موقعیت های مختلف الکترون ها را در سطح انرژی خارجی اتم های عناصر منعکس می کند. معلوم شد که برای عناصر زیرگروه های اصلی، به عنوان مثال، لیتیوم، سدیم، پتاسیم، روبیدیم و سزیم، آخرین الکترون در زیرسطح s قرار دارد. عناصر گروه 7 از زیر گروه اصلی (هالوژن ها) سطح p زیر خود را با ذرات منفی پر می کنند.

برای نمایندگان زیرگروه های جانبی، مانند کروم، پر کردن زیرسطح d با الکترون معمولی خواهد بود. و برای عناصر موجود در خانواده ها، تجمع بارهای منفی در زیرسطح f سطح انرژی ماقبل آخر اتفاق می افتد. علاوه بر این، شماره گروه، به عنوان یک قاعده، با تعداد الکترون هایی که قادر به تشکیل پیوندهای شیمیایی هستند، مطابقت دارد.

در مقاله خود متوجه شدیم که سطوح انرژی خارجی اتم های عناصر شیمیایی دارای چه ساختاری هستند و نقش آنها را در برهمکنش های بین اتمی مشخص کردیم.