Число электронов на внешнем слое у металлов
Обновлено: 05.07.2024
1. Где расположены металлы в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева?
2. Каковы особенности строения атомов металлов?
3. В чём различие в строении внешнего энергетического уровня у металлов и неметаллов?
4. Сколько наружных электронов имеют атомы металлов главных и побочных подгрупп?
5. В каких формах могут находиться металлы в природе?
6. Как устроена кристаллическая решетка металлов?
7. Каковы физические свойства металлов?
8. Как можно получить металлы из их соединений?
9. Как ведут себя атомы металлов в химических реакциях и почему?
10. Какие свойства – окислителей или восстановителей – проявляют металлы в химических реакциях?
11. Расскажите об электрохимическом ряде напряжений металлов.
12. Перечислите реакции, в которые могут вступать металлы.
13. Каково значение металлов в жизни человека?
1. Особенности электронного строения металлов.
Металлы - это химические элементы, атомы которых отдают электроны внешнего (а иногда предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Металлы – восстановители Ме 0 – nе = Ме n+ . Это обусловлено небольшим числом электронов внешнего слоя (в основном 1 - 3), большим радиусом атомов, вследствие чего эти электроны слабо удерживаются с ядром.
2. Положение металлов в ПСХЭ.
Легко увидеть, что большинство элементов ПСХЭ – металлы (92 из 114).
Металлы размещены в левом нижнем углу ПСХЭ. Это все элементы, расположенные ниже диагонали В – А t , даже те у которых на внешнем слое 4 электрона ( Je , Sn , Pb ), 5 электронов ( Sb , Di ), 6 электронов ( Po ), так как они отличаются большим радиусом. Среди них есть s и p -элементы – металлы главных подгрупп, а также d и f металлы, образующие побочные подгруппы.
В соответствии с местом, занимаемым в периодической системе, различают переходные (элементы побочных подгрупп) и непереходные металлы (элементы главных подгрупп). Металлы главных подгрупп характеризуются тем, что в их атомах происходит последовательное заполнение электронных s- и р-подуровней. В атомах металлов побочных подгрупп происходит достраивание d- и f-подуровней.
Закономерности в изменении свойств элементов – металлов.
Признаки сравнения
В главной подгруппе
Число электронов на внешнем слое
У элементов – металлов побочных подгрупп свойства чуть-чуть другие.
В побочных подгруппах ( Cu , Ag , Au ) – активност ь элементов – металлов падает. Эта закономерность наблюдается и у элементов второй побочной подгруппы Zn , Cd , Hg . У элементов побочных подгрупп – это элементы 4-7 периодов – с увеличением порядкового элемента радиус атомов изменятся мало, а величина заряда ядра увеличивается значительно, поэтому прочность связи валентных электронов с ядром усиливается, восстановительные свойства ослабевают.
3. Металлическая химическая связь. Кристаллические решетки.
Связь в металлах между («атом-ионами» ) посредством (большого количества не связанных с ядрами подвижных электронов) называется (металлической связью) .
Все металлы являются кристаллическими телами, имеющими определенный тип кристаллической решетки, состоящей из малоподвижных положительно заряженных ионов, между которыми движутся свободные электроны (так называемый электронный газ). Такой тип структуры называется металлической связью.
Тип решетки определяется формой элементарного геометрического тела, многократное повторение которого по трем пространственным осям образует решетку данного кристаллического тела.
Обобщим сведения о типе химической связи, образуемой атомами металлов и строение кристаллической решетки:
- сравнительно небольшое количество электронов одновременно связывают множество ядер, связь делаколизована;
- валентные электроны свободно перемещаются по всему куску металла, который в целом электронейтрален;
- металлическая связь не обладает направляемостью и насыщенностью.
4. Физические свойства металлов
В соответствие именно с таким строением металлы характеризуются общими физическими свойствами.
а) твердость – все металлы кроме ртути, при обычных условиях твердые вещества. Самые мягкие – натрий, калий. Их можно резать ножом; самый твердый хром – царапает стекло.
б) плотность. Металлы делятся на мягкие (5г/см³) и тяжелые (меньше 5г/см³).
в) плавкость. Металлы делятся на легкоплавкие и тугоплавкие.
г) электропроводность, теплопроводность металлов обусловлена их строением. Хаотически движущиеся электроны под действием электрического напряжения приобретают направленное движение, в результате чего возникает электрический ток.
При повышении температуры амплитуда движения атомов и ионов, находящихся в узлах кристаллической решетки резко возрастает, и это мешает движению электронов, и электропроводность металлов падает.
д) металлический блеск – электроны, заполняющие межатомное пространство отражают световые лучи, а не пропускают как стекло. Поэтому все металлы в кристаллическом состоянии имеют металлический блеск. Для большинства металлов в ровной степени рассеиваются все лучи видимой части спектра, поэтому они имеют серебристо-белый цвет. Только золото и медь в большой степени поглощают короткие волны и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют желтый цвет. Самые блестящие металлы – ртуть, серебро, палладий. В порошке все металлы, кроме Al и Mg , теряют блеск и имеют черный или темно-серый цвет.
е) пластичность. Механическое воздействие на кристалл с металлической решеткой вызывает только смещение слоев атомов и не сопровождается разрывом связи, и поэтому металл характеризуется высокой пластичностью.
Некоторые металлы, например, железо, титан, олово и др. способны по достижении определенных температур изменять кристаллическое строение. Это явление получило название аллотропии или полиморфизма, а сами переходы от одного кристаллического строения к другому называются аллотропическими или полиморфными.
5. Химические свойства металлов
Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов: чем меньше электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.
А) Взаимодействие с неметаллами ( в названиях полученных веществ окончание
2Mg 0 +O2 0 —>2Mg 2+ O 2- (оксид магния)
Fe 0 +S 0 —>Fe 2+ S 2- ( сульфид железа II)
Б) Взаимодействие с водой. Самые активные металлы реагируют с водой при обычных условиях, и в результате этих реакций образуются растворимые в воде основания и выделяется водород
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
2Li 0 +2H2 + O 2– —> 2Li + O 2- H + + H2 0
Менее активные металлы реагируют с водой при повышенной температуре с выделением водорода и образованием оксида соответствующего металла Zn + H2O = ZnO +H2
В) Взаимодействие с растворами кислот. Происходит при соблюдении ряда условий
· Металл должен находиться левее в ряду напряжений металлов;
· В результате реакции должна образовываться растворимая соль, иначе металл покроется осадком и доступ кислоты к металлу прекратиться;
· Для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой в растворе кислоты;
· По особому взаимодействуют с металлами концентрированные азотная и серная кислоты;
2H + Cl – +Zn0 → Zn 2+ Cl2 - +H20
Г) Взаимодействие с растворами солей. При этом соблюдаются следующие условия
· Металл должен находиться в ряду напряжений левее металла, образующего соль;
· Для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой в растворе соли;
Fe 0 +Cu 2+ Cl2 – →Fe 2+ Cl2 – +Cu 0
Д) Взаимодействие со щелочами (только амфотерные)
Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.
Е) Взаимодействие с оксидами металлов (металлотермия).
Некоторые активные металлы способны вытеснять другие металлы из их оксидов при поджигании смеси.
2Al 0 + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 +2 Fe 0
Ж) Коррозия (будет рассмотрена на другом занятии).
6. Способы получения металлов
Существуют несколько основных способов получения — металлов.
а) Пирометаллургия – это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей (C, CO, H2, Al, Mg и др.).
— из их оксидов углем или оксидом углерода (II)
ZnО + С = Zn + СО
Fе2О3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО2
— водородом
WO3 + 3H2 =W + 3H2O
СоО + Н2 = Со + Н2О
— алюминотермия
4Аl + ЗМnО2 = 2А12О3 + ЗМn
б) Гидрометаллургия – это получение металлов, которое состоит из двух процессов: сначала природное соединение металла (оксид) растворяют в кислоте, в результате чего получают соль металла. Затем из полученного раствора необходимый металл вытесняют более активным металлом. Например:
Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем):
2ZnS + ЗО2 = 2ZnО + 2SО2
ZnО + С = СО + Zn
в) Электрометаллургия – это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя при этом играет электрический ток.
СuСl2 → Сu 2 + 2Сl -
Катод (восстановление): Сu 2+ - 2е - = Сu 0
Металлическая связь
Теорию ионной связи предложил в 1916г. немецкий ученый В. Коссель. Эта теория объясняет образование связей между атомами типичных металлов и атомамитипичных неметаллов:CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na2O и др.
Согласно этой теории, при образовании ионной связи атомы типичных металлов отдают электроны, а атомы типичных неметаллов принимают электроны.
В результате этих процессов атомы металлов превращаются в положительно заряженные частицы, которые называются положительными ионами или катионами; а атомы неметаллов превращаются в отрицательные ионы — анионы. Заряд катиона равен числу отданных электронов.
Атомы металлов отдают электроны внешнего слоя, а образующиеся ионы имеют завершенные электронные структуры (предвнешнего электронного слоя).
Величина отрицательного заряда аниона равна числу принятых электронов.
Атомы неметаллов принимают такое количество электронов, какое им необходимо для завершения электронного октета (внешнего электронного слоя).
Например: общая схема образования молекулы NaCl из атомов Na и С1: Na°-le = Na +1 Образование ионов
Na +1 + Сl - = Nа + Сl -
Na°+ Сl°= Nа + Сl - Соединение ионов
· Связь между ионами называется ионной связью.
Соединения, которые состоят из ионов, называются ионными соединениями.
Алгебраическая сумма зарядов всех ионов в молекуле ионного соединения должна быть равна нулю,потому что любая молекула является электронейтральной частицей.
Резкой границы между ионной и ковалентнои связями не существует. Ионную связь можно рассматривать как крайний случай полярной ковалентнои связи, при образовании которой общая электронная пара полностьюсмещается к атому с большей электроотрицательностью.
Атомы большинства типичных металлов на внешнем электронном слое имеют небольшое число электронов (как правило, от 1 до 3); эти электроны называются валентными. В атомах металлов прочность связи валентных электронов с ядром невысокая, то есть атомы обладают низкой энергией ионизации. Это обусловливает легкость потери валентных электронов ч превращения атомов металла в положительно заряженные ионы (катионы):
В кристаллической структуре металла валентные электроны обладают способностью легко перемещаться от одного атома к другому, что приводит к обобществлению электронов всеми соседними атомами. Упрощенно строение кристалла металла представляется следующим образом: в узлах кристаллической решетки находятся ионы Ме п+ и атомы Ме°, а между ними относительно свободно перемещаются валентные электроны, осуществляя связь между всеми атомами и ионами металла (рис. 3). Это особый тип химической связи, называемой металлической.
· Металлическая связь — связь между атомами и ионами металлов в кристаллической решетке, осуществляемая обобществленными валентными электронами.
Благодаря этому типу химической связи металлы обладают определенным комплексом физических и химических свойств, отличающим их от неметаллов.
Рис. 3. Схема кристаллической решетки металлов.
Прочность металлической связи обеспечивает устойчивость кристаллической решетки и пластичность металлов (способность подвергаться разнообразной обработке без разрушения). Свободное передвижение валентных электронов позволяет металлам хорошо проводить электрический ток и тепло. Способность отражать световые волны (т.е. металлический блеск) также объясняется строением кристаллической решетки металла.
Таким образом, наиболее характерными физическими свойствами металлов в зависимости от наличия металлической связи являются:
■металлический блеск и непрозрачность;
■пластичность, ковкость, плавкость;
■высокие электро- и теплопроводность; и склонность к образованию сплавов.
Металлы
В периодах и группах периодической системы Д. И. Менделеева существуют закономерности в изменении металлических и неметаллических свойств элементов, можно достаточно определённо указать положение элементов-металлов и элементов-неметаллов в периодической системе. Если провести диагональ от элемента бора B (порядковый номер 5) до элемента астата At (порядковый номер 85), то слева от этой диагонали в периодической системе все элементы являются металлами, а справа от неё элементы побочных подгрупп являются металлами, а элементы главных подгрупп – неметаллами. Элементы расположенные вблизи диагонали (например, Al, Ti, Ge, Sb, Te, As, Nb), обладают двойственными свойствами: в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы; в некоторых – проявляют свойства неметаллов.
Все s-элементы (кроме H и He), d-элементы (все элементы побочных подгрупп) и f-элементы (лантаноиды и актиноиды) являются металлами. Среди p-элементов есть и металлы, и неметаллы, число элементов-металлов увеличивается с увеличением номера периода.
Деление на металлы и неметаллы объясняется различием в строении атомов. Рассмотрим, например, строение атомов третьего периода:
Элементы третьего периода: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar (аргон).
Радиус атома: 0.19; 0.16; 0.143; 0.134; 0.130; 0.104; 0.099.
Число электронов на внешнем слое: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
Электроотрицательность: 0.9; 1.2; 1.5; 1.8; 2.1; 2.5; 3.0.
Любой гидроксид содержит гидроксидные группы – OH.
а. Радиус атомов уменьшается;
б. Заряд ядра увеличивается;
в. Электроотрицательность увеличивается;
г. Число электронов на внешнем слое увеличивается;
д. Прочность связи внешних электронов с ядром увеличивается;
е. Способность атомов отдавать электроны уменьшается.
Na, Mg, Al – металлы, а Si, P, S, Cl – неметаллы.
Атомы большинства металлов на внешнем электронном слое имеют от 1 до 3 электронов. Исключение: атомы германия Ge, олова Sn, свинца Pb на внешнем электронном слое имеют четыре электрона, атомы сурьмы Sb, висмута Bi – пять, атомы полония Po – шесть. Атомы металла имеют меньший заряд ядра и больший радиус (размер) по сравнению с атомами неметаллов данного периода. Потому прочность связи внешних электронов с ядром в атомах металлов небольшая. Атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы.
Простые вещества, которые образуют элементы-металлы, при обычных условиях являются твёрдыми веществами (кроме ртути). Кристаллическая решётка металлов образуется за счёт металлической связи. Имеющиеся между узлами кристаллической решётки свободные электроны могут переносить теплоту и электрический ток, что является причиной главных физических свойств металлов – высокой электро- и теплопроводности.
Металлическая связь образуется во всех металлах. Это связь, которую осуществляют относительно свободные электроны с положительными ионами металлов в кристаллической решётке. Атомы металла легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные ионы. Относительно свободные электроны перемещаются между положительными ионами металла и между ними возникает металлическая связь, то есть электроны как бы цементируют положительные ионы металла в кристаллической решётке.
Атомы металлов более или менее легко отдают электроны, то есть окисляются.
Энергия, которая необходима для отрыва электрона от атома и превращение его в положительно заряженный ион, называется энергией ионизации. Металлы характеризуются небольшими величинами энергий ионизации.
Атомы металлов не могут присоединять электроны. Поэтому металлы во всех химических реакциях являются восстановителями и в соединениях имеют только положительные степени окисления. Восстановительная активность различных металлов не одинакова. В периодах слева направо восстановительная активность уменьшается; в главных подгруппах сверху вниз – увеличивается. Восстановительная активность металлов в химических реакциях, которые протекают в водных растворах различных веществ, характеризуется положением металлов в электрохимическом ряду напряжений металлов.
Металлы являются восстановителями и вступают в химические реакции с различными окислителями.
2. Альдегиды
Альдегиды – органические вещества, содержащую функциональную группу (альдегидную группу).
Вопрос по химии (8 класс)
Металлические и неметаллические свойства элементов. Что за свойства? Как сравнить у какого атома больше проявлены металлические свойства (или неметаллические. ) Задание : расставить элементы в порядке возрастания неметаллических свойств: S,O.Se.
Расставить в порядке возрастания металлических свойств: Si,Na,Al .Сделайте пожалуйста эти задания и обясните, почему именно так. Очень нужна помощь, так как завтра контрольная.
У атомов металлов малых периодов (1-3) на внешнем электронном слое находится от 1 до 3 электронов, а у атомов неметаллов — от 4 до 8. Исключение составляют атомы водорода — 1 электрон и бора — 3 электрона.
Зная характер изменения радиусов атомов по группам и периодам, а также их электронную структуру, можно объяснить причину изменения металлических и неметаллических свойств атомов элементов, точнее, их простых веществ.
Проявление металлических свойств определяется, прежде всего, способностью атомов данного элемента отдавать электроны с внешнего электронного слоя. Именно наличием у металлов свободных электронов обусловлена их высокая электропроводность.
И наоборот, способность атомов данного элемента присоединять электроны определяет неметаллические свойства его простого вещества.
Усиление металлических свойств щелочных металлов с возрастанием атомного номера элемента связано прежде всего с увеличением радиусов их атомов, т. е. с ростом числа электронных слоев. Электрон на внешнем электронном слое у этих атомов все слабее связан с ядром, поэтому легче отрывается. Одновременно усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов этих элементов, поскольку они определяются металлическими свойствами.
В противоположность этому неметаллические свойства элементов группы галогенов ослабевают с увеличением зарядов ядер их атомов, так как растет число электронных слоев. Внешний слой находится все дальше от ядра, поэтому электроны, находящиеся на этом слое, слабее связаны с ядром. Кислотные свойства у оксидов и гидроксидов этих элементов также ослабляются.
Таким образом, в главных группах (группах А) периодической системы с ростом зарядов ядер атомов химических элементов усиливаются металлические свойства их простых веществ и, соответственно, ослабевают неметаллические. Это особенно наглядно проявляется в группе 4. В ней свойства простых веществ химических элементов изменяются от неметаллических (у углерода и кремния) к металлическим (у олова и свинца) .
В малых периодах с ростом зарядов ядер атомов увеличивается и число электронов на внешнем слое. Они сильнее притягиваются к ядру, поэтому атомам все труднее отдавать электроны и легче присоединять их. По этой причине в периоде у атомов химических элементов ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства. Аналогично в периоде с ростом зарядов ядер атомов свойства оксидов и гидроксидов изменяются от основных к кислотным.
Металлические и неметаллические свойства простых веществ
У атомов металлов малых периодов (I—III) на внешнем электронном слое находится от 1 до 3 электронов, а у атомов неметаллов — от 4 до 8. Исключение составляют атомы водорода — 1 электрон и бора — 3 электрона.
Таким образом, в главных группах (группах А) периодической системы с ростом зарядов ядер атомов химических элементов усиливаются металлические свойства их простых веществ и, соответственно, ослабевают неметаллические. Это особенно наглядно проявляется в группе IVA. В ней свойства простых веществ химических элементов изменяются от неметаллических (у углерода и кремния) к металлическим (у олова и свинца).
Закономерности изменения различных характеристик химических элементов в малых периодах и главных группах периодической системы на примере IVA-группы показаны в таблице ниже.
Номер периода | Символ элемента | Заряд ядра атома | Число электронных слоев | Число электронов на внешнем слое | Валентность в высших оксидах |
---|---|---|---|---|---|
1 | — | — | — | — | — |
2 | C | 6+ | 2 | 4 | IV |
3 | Si | 14+ | 3 | 4 | IV |
4 | Ge | 32+ | 4 | 4 | IV |
5 | Sn | 50+ | 5 | 4 | IV |
6 | Pb | 82+ | 6 | 4 | IV |
Читайте также: