8 КЛАСС. ЭЛЕКТРОННЫЕ ОБОЛОЧКИ АТОМОВ  ЭЛЕМЕНТОВ МАЛЫХ ПЕРИОДОВ 

Мы уже знаем, что в центре атома располагается положительно заряженное ядро, а вокруг него по своим орбитам очень быстро движутся электроны. Это движение происходит очень сложно, и об этом вы узнаете в старших классах, А для начала будем считать так: 

  • Все электроны в атоме образуют его электронную оболочку. Эта оболочка многослойна (похожа на луковицу в разрезе). 
  • Каждый электронный слой можно назвать электронным или энергетическим уровнем. Число электронных уровней в атоме равно номеру того периода, где стоит элемент. Так, элемент сера находится в 3 периоде системы, поэтому в электронной оболочке ее атома 3 уровня. 
  • Максимально возможное число электронов на уровне вычисляется по формуле 2n2,  где    n – номер электронного уровня:

                          1 уровень:               2 • 12 = 2  электрона 

                          2 уровень:               2 • 22 = 8 электронов 

                          3 уровень:               2 • 32 = 18 электронов 

                          4 уровень:               2 • 42 = 32 электрона 

  1. Внутри уровня могут быть подуровни, где электроны движутся по орбиталям различной формы. Электронная орбиталь в атоме — это путь движения электрона вокруг ядра или та часть пространства, где это движение может совершаться.  Она может быть свободной или занятой.

 

  1.  Первые 2 электрона любого уровня движутся по  s -орбиталям, следующие 6 – по p-орбиталям, следующие 10 – по  d-орбиталям, следующие 14 – по  f-орбиталям.  S-орбиталь имеет шарообразную форму,   p-орбиталь похожа на объемную восьмерку или перекрученную сосиску, а   d-и  f-орбитали более сложной формы.

  1. На одной орбитали одновременно может двигаться не более двух электронов и только с противоположными спинами (спином условно будем считать направление вращения электрона вокруг своей оси).
  1. У атомов элементов главных подгрупп на наружном уровне столько электронов, каков номер группы. У атомов элементов побочных подгрупп системы снаружи обычно 2 электрона или 1 (в случае провала). Подробнее их строение будет изучено в старших классах.

     А теперь попробуем разобраться в строении атомов важнейших элементов – пока на простейшем уровне. Мы знаем, что в центре атома находится положительно заряженное ядро, а заряд его численно равен атомному номеру элемента в периодической системе. Поэтому несложно составить простейшую схему строения атома:  указать заряд ядра и распределение электронов по уровням. 

    Самый первый элемент в системе, он же самый легкий – водород Н. Атомный номер 1, атомная масса 1. Это значит, что в ядре его атома нет нейтронов, а есть лишь один протон,  и заряд ядра   + 1, а потому вокруг ядра движется всего один электрон – мы же помним, что число электронов тоже равно атомному номеру элемента и, следовательно, заряду ядра.               Водород находится в первом периоде периодической системы, а потому в его атоме лишь один энергетический уровень – впрочем, для единственного электрона этого вполне достаточно. Простейшая схема строения  атома водорода обычно пишется так: 

  1 H                          +1 ) 1 

Красным цветом показан заряд ядра,  круглой скобкой – электронный уровень, а цифрой рядом с ним – число электронов, движущихся на этом уровне. 

    Осталось изобразить электронную формулу водорода: 1S1. Это означает, что на первом энергетическом уровне по s- орбитали движется один электрон. 

    Следующий элемент – гелий, у него атомный номер 2, а атомная масса 4. Значит, заряд ядра его атома  + 2, в его ядре 2 протона и 2 нейтрона, а вокруг ядра движется 2 электрона, причем оба на одном энергетическом уровне – гелий все еще в первом периоде. Чтобы разместиться на одной орбитали, они должны иметь противоположные спины, то есть вращаться вокруг своей оси в противоположных направлениях —  это частично гасит  их отталкивание:

2Не   +2 )             1S2 

Элемент № 3, литий, находится уже во втором периоде, а потому его электроны движутся на двух энергетических уровнях: 2 электрона на первом и один на втором: 

3Li      +3 ) 2 ) 1      1S2  2S1 

У каждого следующего элемента будет на один электрон больше. На втором энергетическом уровне может находиться максимум  8 электронов: 2 на  s- орбиталях и 6 на   p- орбиталях. Следовательно,   p- орбиталей потребуется три, и заполняться  они будут сначала неспаренными электронами, и лишь когда все свободные орбитали будут заняты, пойдет подселение вторых электронов на каждую орбиталь: 

4Be   + 4 ) 2 ) 2     1s2 2s2  

У следующих элементов появляются электроны и на р-орбиталях: 

5В  + 5 ) 2 ) 3      1s22s22p1 

6C  +6 ) 2 ) 4       1s22s22p2 

7N   +7 ) 2 ) 5      1s22s22p3 

8O  +8 ) 2 ) 6        1s22s22p4 

9F  +9 ) 2 ) 7        1s22s22p5 

10Ne  +10 ) 2 ) 8  1s22s22p6 

 Обратим внимание: как только заканчивается период в системе, одновременно заканчиваются и места для электронов на орбиталях. Это говорит о  единстве периодической системы элементов и теории строения атомов. Что интересно, Менделеев, создавая свою систему, еще ничего не знал о сложном строении атомов. Это еще одно подтверждение его гениальности. 

Итак, что там у нас в третьем периоде? Да то же, что и во втором, но электронами заполняется уже третий электронный уровень, в том же порядке.  Вот как будет выглядеть строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода: 

11Na  +11 ) 2 ) 8 ) 1        1s22s22p63s1 

12Mg  +12 ) 2 ) 8 ) 2       1s22s22p63s2 

13Al  +13 ) 2 ) 8 ) 3        1s22s22p6 3s23p1 

14Si  +14 ) 2 ) 8 ) 4        1s22s22p6 3s23p2 

15P +5 ) 2 ) 8 ) 5            1s22s22p6 3s23p3 

16S  +16 ) 2 ) 8 ) 6         1s22s22p6 3s23p4 

17Cl  +17 ) 2 ) 8 ) 7        1s22s22p6 3s23p5 

18Ar +18 ) 2 ) 8 ) 8         1s22s22p6 3s23p6 

Валентность элементов, то есть число образуемых им связей с другими атомами, очень часто зависит от числа наружных электронов в атоме или числа свободных мест на орбиталях наружного энергетического уровня. Например, атомы водорода, натрия, калия, лития одновалентны, т.к. на наружных электронных уровнях их атомов находится по одному электрону. Наружные  электроны в атоме называются еще валентными электронами.

   Валентность металлов обычно определяется по числу наружных электронов в их атомах. Для элементов первых трех периодов число валентных электронов равно номеру группы периодической системы, в которой находятся эти элементы: натрий одновалентен, а магний двухвалентен. Строго говоря, понятие валентность к  металлам не слишком применимо, но, пока мы не знакомы с понятием степени окисления, условно можно говорить и о валентности  металлов. 

   У всех элементов главных подгрупп любого периода количество наружных  электронов также равно номеру группы. 

У неметаллов же валентность может быть двух видов: 

   В соединениях  их с другими неметаллами наибольшая валентность (высшая положительная валентность) равна числу наружных электронов. Например:   

IV I                                  IV                         VI II                                           VI 

СН4     С +6 ) 2 ) 4    →   С                      SO3    S   + 16 ) 2 ) 8 ) 6        →  S 

Соединяясь с водородом или металлами, неметаллы проявляют валентность, равную числу свободных мест на орбиталях наружного электронного уровня атома. Она еще  называется высшей отрицательной валентностью: 

     II                                           II  

H2S      S  +16 ) 2 ) 8 ) 6    →   S 

На внешнем электронном уровне атома серы 2 свободных места, она двухвалентна.

Запомним главное: 

  • У металлов валентность равна обычно числу наружных электронов в их атомах.
  • У неметаллов есть два вида валентности: положительная — по числу наружных электронов в атоме отрицательная — по числу свободных орбиталей на наружном электронном уровне атома (8  минус  число наружных электронов).

Бывают и отклонения от этого правила. С ними мы тоже встретимся. 

Отличаются ли чем-либо атомы металлов и неметаллов?   Конечно!

  • Атомы металлов имеют, как правило, немного валентных электронов – 1 или 2, либо больше, но тогда эти электроны более удалены от ядра, на 4 электронный уровень или дальше. Притяжение наружных электронов к ядру атома металла довольно слабое: либо из-за малого числа электронов, либо из-за их удаленности. Поэтому в ходе химических реакций Валентные электроны металла могут легко отделиться от атома — металл как бы отдает их другому атому. Это характерная особенность атомов всех металлов. 
  • У атомов неметаллов, напротив, валентных электронов много — 4 и более. Поэтому такие атомы прочнее удерживают их, и могут не только  отдавать свои валентные электроны, но часто и принимать чужие электроны на свободные орбитали своего наружного электронного уровня. С этим связаны неметаллические свойства элементов: чем больше валентных электронов или чем ближе они расположены к ядру, тем более активным неметаллом считается этот элемент. 

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *