Niveaux d'énergie des atomes. Niveaux d'énergie
Un atome est une particule électriquement neutre constituée d’un noyau chargé positivement et d’une couche électronique chargée négativement. Le noyau est situé au centre de l’atome et est constitué de protons chargés positivement et de neutrons non chargés maintenus ensemble par les forces nucléaires. La structure nucléaire de l'atome a été prouvée expérimentalement en 1911 par le physicien anglais E. Rutherford.
Le nombre de protons détermine la charge positive du noyau et est égal au numéro atomique de l'élément. Le nombre de neutrons est calculé comme la différence entre la masse atomique et le numéro atomique de l'élément. Les éléments qui ont la même charge nucléaire (même nombre de protons) mais une masse atomique différente (nombre de neutrons différent) sont appelés isotopes. La masse d'un atome est principalement concentrée dans le noyau, car la masse négligeable des électrons peut être négligée. La masse atomique est égale à la somme des masses de tous les protons et de tous les neutrons du noyau.
Un élément chimique est un type d’atome possédant la même charge nucléaire. Actuellement, 118 éléments chimiques différents sont connus.
Tous les électrons d’un atome forment sa couche électronique. La couche électronique a une charge négative égale au nombre total d’électrons. Le nombre d'électrons dans la coquille d'un atome coïncide avec le nombre de protons dans le noyau et est égal au numéro atomique de l'élément. Les électrons de la coquille sont répartis entre les couches électroniques en fonction des réserves d'énergie (les électrons avec des valeurs d'énergie similaires forment une couche électronique) : les électrons avec une énergie plus faible sont plus proches du noyau, les électrons avec une énergie plus élevée sont plus éloignés du noyau. Le nombre de couches électroniques (niveaux d'énergie) coïncide avec le nombre de périodes dans lesquelles se trouve l'élément chimique.
Il existe des niveaux d’énergie complétés et incomplets. Un niveau est considéré comme complet s'il contient le nombre maximum d'électrons possible (premier niveau - 2 électrons, deuxième niveau - 8 électrons, troisième niveau - 18 électrons, quatrième niveau - 32 électrons, etc.). Un niveau incomplet contient moins d’électrons.
Le niveau le plus éloigné du noyau de l’atome est dit externe. Les électrons situés dans le niveau d'énergie externe sont appelés électrons externes (de valence). Le nombre d'électrons dans le niveau d'énergie externe coïncide avec le numéro du groupe dans lequel se trouve l'élément chimique. Le niveau extérieur est considéré comme complet s'il contient 8 électrons. Les atomes des éléments du groupe 8A (gaz inertes hélium, néon, krypton, xénon, radon) ont un niveau d'énergie externe complet.
La région de l’espace autour du noyau d’un atome dans laquelle un électron est le plus susceptible de se trouver est appelée orbitale électronique. Les orbitales diffèrent par leur niveau d'énergie et leur forme. En fonction de leur forme, il existe des orbitales s (sphère), des orbitales p (volume huit), des orbitales d et des orbitales f. Chaque niveau d'énergie a son propre ensemble d'orbitales : au premier niveau d'énergie - une orbitale s, au deuxième niveau d'énergie - une orbitale s et trois orbitales p, au troisième niveau d'énergie - une s-, trois p-, cinq orbitales d, au quatrième niveau d'énergie, il y a une orbitale s, trois orbitales p, cinq orbitales d et sept orbitales f. Chaque orbitale peut accueillir un maximum de deux électrons.
La distribution des électrons sur les orbitales est reflétée à l'aide de formules électroniques. Par exemple, pour un atome de magnésium, la répartition des électrons selon les niveaux d’énergie sera la suivante : 2e, 8e, 2e. Cette formule montre que les 12 électrons d'un atome de magnésium sont répartis sur trois niveaux d'énergie : le premier niveau est complet et contient 2 électrons, le deuxième niveau est complet et contient 8 électrons, le troisième niveau est incomplet car contient 2 électrons. Pour un atome de calcium, la répartition des électrons selon les niveaux d’énergie sera la suivante : 2e, 8e, 8e, 2e. Cette formule montre que 20 électrons de calcium sont répartis sur quatre niveaux d'énergie : le premier niveau est complet et contient 2 électrons, le deuxième niveau est complet et contient 8 électrons, le troisième niveau est incomplet car contient 8 électrons, le quatrième niveau n'est pas complété, car contient 2 électrons.
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Le niveau d’énergie externe (coquille électronique) de leurs atomes contient deux électrons dans le sous-niveau s. De cette manière, ils sont similaires aux éléments du sous-groupe principal. L'avant-dernier niveau d'énergie contient 18 électrons.
Le niveau d'énergie externe de l'ion S2 est rempli du nombre maximum d'électrons possible (8), et par conséquent, l'ion S2 ne peut présenter que des fonctions donneuses d'électrons : en abandonnant 2 électrons, il est oxydé en soufre élémentaire, qui a un indice d’oxydation nul.
Si le niveau d'énergie externe d'un atome est constitué de trois, cinq ou sept électrons et que l'atome appartient aux éléments J, alors il peut abandonner séquentiellement de 1 à 7 électrons. Les atomes dont le niveau externe est constitué de trois électrons peuvent donner un, deux ou trois électrons.
Si le niveau d'énergie externe d'un atome est constitué de trois, cinq ou sept électrons et que l'atome appartient aux éléments p, alors il peut abandonner séquentiellement de un à sept électrons. Les atomes dont le niveau externe est constitué de trois électrons peuvent donner un, deux ou trois électrons.
Puisque le niveau d'énergie externe contient deux électrons s, ils sont donc similaires aux éléments du sous-groupe PA. L'avant-dernier niveau d'énergie contient 18 électrons. Si dans le sous-groupe du cuivre, le sous-niveau (n - l) d10 n'est pas encore stable, alors dans le sous-groupe du zinc, il est assez stable et les électrons d des éléments du sous-groupe du zinc ne participent pas aux liaisons chimiques.
Pour compléter le niveau d’énergie externe, il manque un électron à l’atome de chlore.
Pour compléter le niveau d’énergie externe, l’atome d’oxygène manque de deux électrons. Cependant, dans le composé de l’oxygène avec le fluor OF2, les paires d’électrons communes sont déplacées vers le fluor, en tant qu’élément plus électronégatif.
Il manque à l’oxygène deux électrons pour compléter son niveau d’énergie externe.
Dans l’atome d’argon, le niveau d’énergie externe est complet.
Selon la structure électronique du niveau d'énergie externe, les éléments sont divisés en deux sous-groupes : VA - N, P, As, Sb, Bi - non-métaux et VB - V, Nb, Ta - métaux. Les rayons des atomes et des ions à l'état d'oxydation 5 dans le sous-groupe VA augmentent systématiquement de l'azote au bismuth. Par conséquent, la différence dans la structure de la couche pré-externe a peu d’effet sur les propriétés des éléments et ceux-ci peuvent être considérés comme un sous-groupe.
La similitude dans la structure du niveau d'énergie externe (tableau 5) se reflète dans les propriétés des éléments et de leurs composés. Cela s'explique par le fait que dans l'atome d'oxygène, les électrons non appariés se trouvent dans les orbitales p de la deuxième couche, qui peuvent contenir un maximum de huit électrons.
2. Structure des noyaux et des couches électroniques des atomes
2.6. Niveaux et sous-niveaux d'énergie
La caractéristique la plus importante de l'état d'un électron dans un atome est l'énergie de l'électron qui, selon les lois de la mécanique quantique, ne change pas de manière continue, mais brusquement, c'est-à-dire ne peut prendre que des valeurs très spécifiques. Ainsi, on peut parler de la présence d'un ensemble de niveaux d'énergie dans un atome.
Niveau d'énergie- un ensemble d'AO avec des valeurs énergétiques similaires.
Les niveaux d'énergie sont numérotés à l'aide nombre quantique principal n, qui ne peut prendre que des valeurs entières positives (n = 1, 2, 3, ...). Plus la valeur de n est grande, plus l’énergie de l’électron et ce niveau d’énergie sont élevés. Chaque atome contient un nombre infini de niveaux d’énergie, dont certains sont peuplés d’électrons dans l’état fondamental de l’atome, et d’autres non (ces niveaux d’énergie sont peuplés d’électrons dans l’état excité de l’atome).
Couche électronique- un ensemble d'électrons situés à un niveau d'énergie donné.
En d’autres termes, la couche électronique est un niveau d’énergie contenant des électrons.
La combinaison de couches électroniques forme la couche électronique d’un atome.
Au sein d’une même couche électronique, les électrons peuvent différer légèrement en énergie, c’est pourquoi on dit que les niveaux d'énergie sont divisés en sous-niveaux d'énergie(sous-couches). Le nombre de sous-niveaux dans lesquels un niveau d'énergie donné est divisé est égal au nombre du nombre quantique principal du niveau d'énergie :
N (banlieue) = n (niveau) . (2.4)
Les sous-niveaux sont représentés par des chiffres et des lettres : le chiffre correspond au numéro du niveau d'énergie (couche électronique), la lettre correspond à la nature de l'AO qui forme les sous-niveaux (s -, p -, d -, f -), par exemple : 2p -sous-niveau (2p -AO, 2p -électron).
Ainsi, le premier niveau d'énergie (Fig. 2.5) se compose d'un sous-niveau (1s), le deuxième - de deux (2s et 2p), le troisième - de trois (3s, 3p et 3d), le quatrième de quatre (4s, 4p, 4d et 4f), etc. Chaque sous-niveau contient un certain nombre de sociétés par actions :
N(AO) = n2. (2.5)
Riz. 2.5.
Diagramme des niveaux et sous-niveaux d'énergie pour les trois premières couches électroniques
1. Les AO de type s sont présents à tous les niveaux d'énergie, les types p apparaissent à partir du deuxième niveau d'énergie, le type d - à partir du troisième, le type f - à partir du quatrième, etc.
2. À un niveau d’énergie donné, il peut y avoir une orbitale s, trois orbitales p, cinq orbitales d et sept orbitales f.
Puisqu'une AO ne peut pas contenir plus de deux électrons, le nombre total (maximum) d'électrons à un niveau d'énergie donné est 2 fois supérieur au nombre d'AO et est égal à :
N (e) = 2n 2 . (2.6)
Ainsi, à un niveau d’énergie donné, il peut y avoir au maximum 2 électrons de type s, 6 électrons de type p et 10 électrons de type d. Au total, au premier niveau d'énergie, le nombre maximum d'électrons est de 2, au deuxième - 8 (2 de type S et 6 de type P), au troisième - de 18 (2 de type S, 6 de type P et 10). type d). Il convient de résumer ces conclusions dans un tableau. 2.2.
Tableau 2.2
Le lien entre le nombre quantique principal, le nombre e
E.N.Frenkel
Tutoriel de chimie
Un manuel pour ceux qui ne connaissent pas, mais veulent apprendre et comprendre la chimie
Partie I. Éléments de chimie générale
(premier niveau de difficulté)
Continuation. Voir le début dans les n° 13, 18, 23/2007
Chapitre 3. Informations de base sur la structure de l'atome.
Loi périodique de D.I. Mendeleïev
Rappelez-vous ce qu'est un atome, de quoi est fait un atome, si un atome change lors de réactions chimiques.
Un atome est une particule électriquement neutre constituée d’un noyau chargé positivement et d’électrons chargés négativement.
Le nombre d'électrons peut changer au cours des processus chimiques, mais la charge nucléaire reste toujours la même. Connaissant la répartition des électrons dans un atome (structure atomique), on peut prédire de nombreuses propriétés d'un atome donné, ainsi que les propriétés des substances simples et complexes dont il fait partie.
La structure de l'atome, c'est-à-dire La composition du noyau et la répartition des électrons autour du noyau peuvent être facilement déterminées par la position de l'élément dans le tableau périodique.
Dans le système périodique de D.I. Mendeleev, les éléments chimiques sont disposés dans un certain ordre. Cette séquence est étroitement liée à la structure atomique de ces éléments. Chaque élément chimique du système est attribué numéro de série, vous pouvez en outre spécifier le numéro de période, le numéro de groupe et le type de sous-groupe correspondant.
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Connaissant « l'adresse » exacte d'un élément chimique - groupe, sous-groupe et numéro de période, vous pouvez déterminer sans ambiguïté la structure de son atome.
Période est une rangée horizontale d’éléments chimiques. Le système périodique moderne comporte sept périodes. Les trois premières périodes sont petit, parce que ils contiennent 2 ou 8 éléments :
1ère période – H, He – 2 éléments ;
2ème période – Li… Ne – 8 éléments ;
3ème période – Na...Ar – 8 éléments.
Autres périodes – grand. Chacun d'eux contient 2 à 3 rangées d'éléments :
4ème période (2 rangées) – K...Kr – 18 éléments ;
6ème période (3 lignes) – Cs ... Rn – 32 éléments. Cette période comprend un certain nombre de lanthanides.
Groupe– une rangée verticale d’éléments chimiques. Il y a huit groupes au total. Chaque groupe est composé de deux sous-groupes : sous-groupe principal Et sous-groupe latéral. Par exemple:
Le sous-groupe principal est formé d'éléments chimiques de courtes périodes (par exemple, N, P) et de grandes périodes (par exemple, As, Sb, Bi).
Un sous-groupe secondaire est formé d'éléments chimiques de périodes seulement longues (par exemple, V, Nb,
Ta).
Visuellement, ces sous-groupes sont faciles à distinguer.
Le sous-groupe principal est « élevé », il démarre dès la 1ère ou la 2ème période. Le sous-groupe secondaire est « faible », démarre à partir de la 4ème période.
Ainsi, chaque élément chimique du tableau périodique a sa propre adresse : période, groupe, sous-groupe, numéro de série.
Par exemple, le vanadium V est un élément chimique de la 4ème période, groupe V, sous-groupe secondaire, numéro de série 23. Tâche 3.1.
Indiquez la période, le groupe et le sous-groupe pour les éléments chimiques portant les numéros de série 8, 26, 31, 35, 54. Tâche 3.2.
Indiquez le numéro de série et le nom de l'élément chimique, si l'on sait qu'il se trouve :
a) en 4ème période, groupe VI, sous-groupe secondaire ;
Comment les informations sur la position d’un élément dans le tableau périodique peuvent-elles être liées à la structure de son atome ?
Un atome est constitué d’un noyau (qui a une charge positive) et d’électrons (qui ont une charge négative). En général, l’atome est électriquement neutre.
Positif charge nucléaire atomiqueégal au numéro de série de l’élément chimique.
Le noyau d'un atome est une particule complexe. Presque toute la masse d’un atome est concentrée dans le noyau. Puisqu'un élément chimique est un ensemble d'atomes ayant la même charge nucléaire, les coordonnées suivantes sont indiquées à côté du symbole de l'élément :
A partir de ces données, la composition du noyau peut être déterminée.
Le noyau est constitué de protons et de neutrons. Proton p a une masse de 1 (1,0073 amu) et une charge de +1. Neutron
n n'a pas de charge (neutre) et sa masse est approximativement égale à la masse d'un proton (1,0087 um). La charge du noyau est déterminée par les protons. De plus le nombre de protons est égal(par taille) charge du noyau atomique.
, c'est-à-dire numéro de série Nombre de neutrons N déterminé par la différence entre les grandeurs : « masse du noyau » UN et "numéro de série"
numéro de série = N – UN = 27 –13 = 14a une masse de 1 (1,0073 amu) et une charge de +1.,
Z. Donc, pour un atome d'aluminium :
Tâche 3.3.
Déterminez la composition des noyaux atomiques si l'élément chimique est dans :
a) 3ème période, groupe VII, sous-groupe principal ;
b) 4ème période, groupe IV, sous-groupe secondaire ;
c) 5ème période, groupe I, sous-groupe principal.
Attention! Lors de la détermination du nombre de masse du noyau d'un atome, il est nécessaire d'arrondir la masse atomique indiquée dans le tableau périodique. Ceci est dû au fait que les masses du proton et du neutron sont pratiquement entières et que la masse des électrons peut être négligée. Déterminons lesquels des noyaux ci-dessous appartiennent au même élément chimique : + 20a une masse de 1 (1,0073 amu) et une charge de +1.),
Un (20 Déterminons lesquels des noyaux ci-dessous appartiennent au même élément chimique : + 20a une masse de 1 (1,0073 amu) et une charge de +1.),
r Déterminons lesquels des noyaux ci-dessous appartiennent au même élément chimique : + 19a une masse de 1 (1,0073 amu) et une charge de +1.).
B (19
V (20
Les noyaux A et B appartiennent à des atomes du même élément chimique, puisqu'ils contiennent le même nombre de protons, c'est-à-dire que les charges de ces noyaux sont les mêmes. Les recherches montrent que la masse d’un atome n’a pas d’effet significatif sur ses propriétés chimiques.
Revenons à la description de la structure de l'atome. Comme on le sait, le noyau d’un atome ne change pas lors des processus chimiques. Qu'est-ce qui change ? Le nombre total d'électrons dans un atome et la répartition des électrons sont variables. Général
nombre d'électrons dans un atome neutre
Ce n'est pas difficile à déterminer - il est égal au numéro de série, c'est-à-dire charge du noyau atomique :
Les électrons ont une charge négative de –1 et leur masse est négligeable : 1/1840 de la masse d’un proton.
Les électrons chargés négativement se repoussent et se trouvent à des distances différentes du noyau. En même temps les électrons ayant des quantités d'énergie à peu près égales sont situés à des distances à peu près égales du noyau et forment un niveau d'énergie.
Le nombre de niveaux d'énergie dans un atome est égal au nombre de périodes dans lesquelles se trouve l'élément chimique. Les niveaux d'énergie sont classiquement désignés comme suit (par exemple pour Al) :
Tâche 3.4.
Déterminez le nombre de niveaux d’énergie dans les atomes d’oxygène, de magnésium, de calcium et de plomb.
Chaque niveau d'énergie peut contenir un nombre limité d'électrons :
Le premier n’a pas plus de deux électrons ;
Le second n’a pas plus de huit électrons ; Le troisième ne possède pas plus de dix-huit électrons. Ces chiffres montrent que, par exemple, le deuxième niveau d’énergie peut avoir 2, 5 ou 7 électrons, mais ne peut pas avoir 9 ou 12 électrons. Il est important de savoir que quel que soit le niveau d'énergie indiqué sur niveau externe
(le dernier) ne peut pas avoir plus de huit électrons. Le niveau d'énergie externe à huit électrons est le plus stable et est appelé complet. De tels niveaux d’énergie se retrouvent dans les éléments les plus inactifs – les gaz rares.
Comment déterminer le nombre d’électrons dans le niveau externe des atomes restants ? Il existe une règle simple pour cela :
nombre d'électrons externes
est égal à :
Pour les éléments des sous-groupes principaux - le numéro de groupe ; Pour les éléments des sous-groupes latéraux, il ne peut pas y en avoir plus de deux.
Par exemple (Fig.5) : Tâche 3.5.
Indiquez le nombre d'électrons externes pour les éléments chimiques de numéros atomiques 15, 25, 30, 53. Tâche 3.6. Trouvez les éléments chimiques dans le tableau périodique dont les atomes ont un niveau externe terminé.
Les éléments chimiques dont les atomes sont uniquement capables de donner des électrons sont appelés métaux.
Évidemment, il devrait y avoir peu d’électrons au niveau externe d’un atome métallique : 1, 2, 3. S'il y a beaucoup d'électrons dans le niveau d'énergie externe d'un atome, alors ces atomes ont tendance à accepter des électrons jusqu'à ce que le niveau d'énergie externe soit atteint, c'est-à-dire jusqu'à huit électrons. De tels éléments sont appelés.
non-métaux
Question. Les éléments chimiques des sous-groupes secondaires sont-ils des métaux ou des non-métaux ? Pourquoi?
Réponse : Les métaux et les non-métaux des principaux sous-groupes du tableau périodique sont séparés par une ligne qui peut aller du bore à l'astatine. Au-dessus de cette ligne (et sur la ligne) se trouvent les non-métaux, en dessous les métaux. Tous les éléments des sous-groupes latéraux apparaissent sous cette ligne. Tâche 3.7.
Déterminez si les éléments suivants sont des métaux ou des non-métaux : phosphore, vanadium, cobalt, sélénium, bismuth. Utilisez la position de l’élément dans le tableau périodique des éléments chimiques et le nombre d’électrons dans la coque externe.
Afin de compiler la répartition des électrons sur les niveaux et sous-niveaux restants, vous devez utiliser l’algorithme suivant.
1. Déterminez le nombre total d’électrons dans un atome (par numéro atomique).
2. Déterminez le nombre de niveaux d'énergie (par numéro de période).
3. Déterminez le nombre d'électrons externes (par type de sous-groupe et numéro de groupe).
4. Indiquez le nombre d'électrons à tous les niveaux sauf l'avant-dernier.
Par exemple, selon les paragraphes 1 à 4, pour l'atome de manganèse, il est déterminé : Tâche 3.6. Total 25 ; distribué (2 + 8 + 2) = 12 e ; distribué (2 + 8 + 2) = 12.
;
Cela signifie qu'au troisième niveau il y a : 25 – 12 = 13 Nous avons obtenu la répartition des électrons dans l'atome de manganèse :
Tâche 3.8. Élaborez l'algorithme en dressant des schémas de la structure des atomes pour les éléments n°16, 26, 33, 37. Indiquez s'il s'agit de métaux ou de non-métaux. Expliquez votre réponse. Lors de l'élaboration des diagrammes ci-dessus de la structure d'un atome, nous n'avons pas pris en compte le fait que les électrons d'un atome occupent non seulement des niveaux, mais également certains sous-niveaux, Proton, chaque niveau. Les types de sous-niveaux sont indiqués par des lettres latines :.
s d
sous-niveaux Le nombre de sous-niveaux possibles est égal au numéro du niveau. sous-niveaux Le premier niveau se compose d'un Déterminons lesquels des noyaux ci-dessous appartiennent au même élément chimique :-sous-niveau. Le deuxième niveau se compose de deux sous-niveaux - sous-niveaux, Proton Le premier niveau se compose d'un chaque niveau. Les types de sous-niveaux sont indiqués par des lettres latines :.
Et
. Le troisième niveau - de trois sous-niveaux -
Chaque sous-niveau peut contenir un nombre strictement limité d'électrons :
au sous-niveau s – pas plus de 2e ;
au sous-niveau p - pas plus de 6e ; sous-niveauxProtonchaque niveau. Les types de sous-niveaux sont indiqués par des lettres latines :.
au sous-niveau d – pas plus de 10e. Déterminons lesquels des noyaux ci-dessous appartiennent au même élément chimique : Les sous-niveaux d'un même niveau sont remplis dans un ordre strictement défini : sous-niveaux-sous-niveau d'un niveau d'énergie donné, etc. Sur la base de cette règle, il n'est pas difficile de créer la configuration électronique de l'atome de manganèse :
En général configuration électronique d'un atome le manganèse s'écrit ainsi :
25 Mn 1 sous-niveaux 2 2sous-niveaux 2 2Proton 6 3sous-niveaux 2 3Proton 6 3chaque niveau. Les types de sous-niveaux sont indiqués par des lettres latines : 5 4sous-niveaux 2 .
Tâche 3.9. Composez des configurations électroniques d'atomes pour les éléments chimiques n° 16, 26, 33, 37.
Pourquoi est-il nécessaire de créer des configurations électroniques d’atomes ? Afin de déterminer les propriétés de ces éléments chimiques. Il ne faut pas oublier que seul.
électrons de valence
Les électrons de Valence sont dans le niveau d'énergie externe et sont incomplets
sous-niveau d du niveau pré-externe.
Déterminons le nombre d'électrons de valence pour le manganèse : chaque niveau. Les types de sous-niveaux sont indiqués par des lettres latines : 5 4sous-niveaux 2 .
ou en abrégé : Mn... 3
Que peut-on déterminer par la formule de la configuration électronique d'un atome ?
1. De quel élément s'agit-il - métallique ou non métallique ?
Le manganèse est un métal car le niveau externe (quatrième) contient deux électrons.
2. Quel processus est caractéristique du métal ?
Les atomes de manganèse ne cèdent toujours que des électrons lors de réactions.
3. Quels électrons et combien l'atome de manganèse abandonnera-t-il ? chaque niveau. Les types de sous-niveaux sont indiqués par des lettres latines : Dans les réactions, l'atome de manganèse cède deux électrons externes (ils sont les plus éloignés du noyau et sont les plus faiblement attirés par celui-ci), ainsi que cinq électrons externes.
-des électrons.
Le nombre total d'électrons de valence est de sept (2 + 5). Dans ce cas, huit électrons resteront au troisième niveau de l'atome, c'est-à-dire un niveau externe terminé est formé..
Tous ces arguments et conclusions peuvent être reflétés à l'aide d'un diagramme (Fig. 6) :
Les charges conventionnelles résultantes de l'atome sont appelées
états d'oxydation
En considérant la structure de l’atome, on peut montrer de la même manière que les états d’oxydation typiques pour l’oxygène sont –2 et pour l’hydrogène +1.
Question. Avec quel élément chimique le manganèse peut-il former des composés, compte tenu de ses états d'oxydation obtenus ci-dessus ?
En tant que non-métal, un atome de Te peut accepter 2 électrons avant de terminer le niveau externe et abandonner les 6 électrons « supplémentaires » :
Tâche 3.10. Dessinez les configurations électroniques des atomes Na, Rb, Cl, I, Si, Sn. Déterminer les propriétés de ces éléments chimiques, les formules de leurs composés les plus simples (avec l'oxygène et l'hydrogène).
Conclusions pratiques
1. Seuls les électrons de valence, qui ne peuvent se trouver que dans les deux derniers niveaux, participent aux réactions chimiques.
2. Les atomes métalliques ne peuvent donner que des électrons de valence (tous ou plusieurs), acceptant des états d'oxydation positifs.
3. Les atomes de non-métaux peuvent accepter des électrons (jusqu'à huit manquants) tout en acquérant des états d'oxydation négatifs, et céder des électrons de valence (tous ou plusieurs) lorsqu'ils acquièrent des états d'oxydation positifs.
Comparons maintenant les propriétés des éléments chimiques d'un sous-groupe, par exemple le sodium et le rubidium :
Na...3 sous-niveaux 1 et Rb...5 sous-niveaux 1 .
Quel est le point commun entre les structures atomiques de ces éléments ? Au niveau externe de chaque atome, un électron est constitué de métaux actifs. Activité métal
est associé à la capacité d'abandonner des électrons : plus un atome abandonne facilement des électrons, plus ses propriétés métalliques sont prononcées.
Qu'est-ce qui retient les électrons dans un atome ? Leur attirance pour le noyau. Plus les électrons sont proches du noyau, plus ils sont attirés par le noyau de l'atome, plus il est difficile de les « arracher ».
Sur cette base, nous répondrons à la question : quel élément - Na ou Rb - cède le plus facilement son électron externe ? Quel élément est le métal le plus actif ? Évidemment, le rubidium, car ses électrons de valence sont plus éloignés du noyau (et moins étroitement retenus par le noyau). Conclusion. Dans les sous-groupes principaux, de haut en bas, les propriétés métalliques augmentent
, parce que Le rayon de l'atome augmente et les électrons de valence sont moins attirés par le noyau. sous-niveaux 2 3Proton Comparons les propriétés des éléments chimiques du groupe VIIa : Cl...3 sous-niveaux 2 5Proton 5 .
5 et je...5
Les deux éléments chimiques sont des non-métaux, car Il manque un électron pour compléter le niveau extérieur. Ces atomes attireront activement l’électron manquant. De plus, plus un atome non métallique attire fortement l'électron manquant, plus ses propriétés non métalliques (la capacité d'accepter des électrons) se manifestent.
Qu’est-ce qui provoque l’attraction d’un électron ?
RÉPONSE : Évidemment, avec le chlore, car ses électrons de valence sont situés plus près du noyau.
Sur cette base, nous répondrons à la question : quel élément - Na ou Rb - cède le plus facilement son électron externe ? Quel élément est le métal le plus actif ? Évidemment, le rubidium, car ses électrons de valence sont plus éloignés du noyau (et moins étroitement retenus par le noyau). L'activité des non-métaux dans les sous-groupes diminue de haut en bas, parce que Le rayon de l’atome augmente et il devient de plus en plus difficile pour le noyau d’attirer les électrons manquants.
Comparons les propriétés du silicium et de l'étain : Si...3 sous-niveaux 2 3Proton 2 et Sn...5 sous-niveaux 2 5Proton 2 .
Le niveau externe des deux atomes possède quatre électrons. Cependant, ces éléments du tableau périodique sont situés de part et d’autre de la ligne reliant le bore et l’astatine.
Par conséquent, le silicium, dont le symbole est situé au-dessus de la ligne B – At, possède des propriétés non métalliques plus prononcées. Au contraire, l’étain, dont le symbole se trouve en dessous de la ligne B – At, présente des propriétés métalliques plus fortes. Cela s'explique par le fait que dans l'atome d'étain, quatre électrons de valence sont retirés du noyau. L’addition des quatre électrons manquants est donc difficile. Dans le même temps, la libération d'électrons du cinquième niveau d'énergie se produit assez facilement. Pour le silicium, les deux processus sont possibles, le premier (l'acceptation des électrons) étant prédominant. Conclusions du chapitre 3.
Moins il y a d’électrons externes dans un atome et plus ils sont éloignés du noyau, plus les propriétés métalliques sont fortes.
Plus il y a d’électrons externes dans un atome et plus ils sont proches du noyau, plus les propriétés non métalliques sont prononcées.
Sur la base des conclusions formulées dans ce chapitre, une « caractéristique » peut être élaborée pour tout élément chimique du tableau périodique.
Propriété Description Algorithme
élément chimique par sa position
dans le tableau périodique
1. Faites un schéma de la structure d'un atome, c'est-à-dire
déterminer la composition du noyau et la répartition des électrons à travers les niveaux et sous-niveaux d’énergie :
Déterminer le nombre total de protons, d'électrons et de neutrons dans un atome (par numéro atomique et masse atomique relative) ;
Déterminer le nombre de niveaux d'énergie (par numéro de période);
Déterminer le nombre d'électrons externes (par type de sous-groupe et numéro de groupe) ;
Indiquez le nombre d'électrons dans tous les niveaux d'énergie sauf l'avant-dernier ;
2. Déterminez le nombre d’électrons de valence.
3. Déterminez quelles propriétés - métalliques ou non métalliques - sont les plus prononcées dans un élément chimique donné.
4. Déterminez le nombre d'électrons donnés (reçus).
5. Déterminez les états d’oxydation les plus élevés et les plus bas d’un élément chimique.
8. Pour les substances indiquées au paragraphe 6, créez des équations de réactions caractéristiques (voir chapitre 2).
Tâche 3.11.À l’aide du schéma ci-dessus, créez des descriptions des atomes de soufre, de sélénium, de calcium et de strontium ainsi que des propriétés de ces éléments chimiques.
Quelles propriétés générales présentent leurs oxydes et hydroxydes ?
Si vous avez terminé les exercices 3.10 et 3.11, il est alors facile de remarquer que non seulement les atomes d'éléments du même sous-groupe, mais également leurs composés ont des propriétés communes et une composition similaire.Loi périodique de D.I. Mendeleev :
les propriétés des éléments chimiques, ainsi que les propriétés des substances simples et complexes formées par eux, dépendent périodiquement de la charge des noyaux de leurs atomes. Signification physique de la loi périodique :
les propriétés des éléments chimiques se répètent périodiquement car les configurations des électrons de valence (la distribution des électrons des niveaux externe et avant-dernier) se répètent périodiquement.
Ainsi, les éléments chimiques d’un même sous-groupe ont la même répartition des électrons de valence et donc des propriétés similaires. Par exemple, les éléments chimiques du groupe cinq ont cinq électrons de valence. En même temps, dans les atomes chimiqueséléments des principaux sous-groupes – tous les électrons de valence sont au niveau externe : ... 2 ns n.p. a une masse de 1 (1,0073 amu) et une charge de +1. 3 où
– numéro de période. Aux atomeséléments des sous-groupes secondaires chaque niveau. Les types de sous-niveaux sont indiqués par des lettres latines : Il n'y a que 1 ou 2 électrons dans le niveau externe, le reste est dans a une masse de 1 (1,0073 amu) et une charge de +1. – 1)chaque niveau. Les types de sous-niveaux sont indiqués par des lettres latines : 3 – tous les électrons de valence sont au niveau externe : ...-sous-niveau du niveau pré-externe : ... ( a une masse de 1 (1,0073 amu) et une charge de +1. 2 où
– numéro de période. Tâche 3.12.
Composez de brèves formules électroniques pour les atomes des éléments chimiques n° 35 et 42, puis composez la répartition des électrons dans ces atomes selon l'algorithme. Assurez-vous que votre prédiction se réalise.
Exercices pour le chapitre 3
2. 1. Formuler des définitions des concepts « période », « groupe », « sous-groupe ». Quel est le point commun entre les éléments chimiques qui composent : a) la période ? b) groupe ; c) sous-groupe ?
3. Que sont les isotopes ? Quelles propriétés - physiques ou chimiques - les isotopes ont-ils les mêmes propriétés ? Pourquoi?
4. Formuler la loi périodique de D.I. Mendeleev. Expliquez sa signification physique et illustrez avec des exemples.
5. Quelles sont les propriétés métalliques des éléments chimiques ? Comment évoluent-ils au sein d’un groupe et dans le temps ? Pourquoi?
6. Quelles sont les propriétés non métalliques des éléments chimiques ? Comment évoluent-ils au sein d’un groupe et dans le temps ? Pourquoi?
7. Écrivez de courtes formules électroniques pour les éléments chimiques n° 43, 51, 38. Confirmez vos hypothèses en décrivant la structure des atomes de ces éléments à l'aide de l'algorithme ci-dessus.
Spécifiez les propriétés de ces éléments. sous-niveaux 2 4p 1 ;
b) ...4 chaque niveau. Les types de sous-niveaux sont indiqués par des lettres latines : 1 5sous-niveaux 2 ;
c) ...3 chaque niveau. Les types de sous-niveaux sont indiqués par des lettres latines : 5 4s 1
déterminer la position des éléments chimiques correspondants dans le tableau périodique de D.I. Mendeleev. Nommez ces éléments chimiques.
Confirmez vos hypothèses en décrivant la structure des atomes de ces éléments chimiques selon l'algorithme. Indiquez les propriétés de ces éléments chimiques.
