На внешнем энергетическом уровне два электрона имеются у атомов металлов

Обновлено: 06.05.2024

На этом уроке вы узнаете, как устроена электронная оболочка атома, и сможете объяснить явление периодичности. Познакомитесь с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.

I. Состояние электронов в атоме

Вы­да­ю­щий­ся дат­ский физик Нильс Бор (Рис. 1) пред­по­ло­жил, что элек­тро­ны в атоме могут дви­гать­ся не по любым, а по стро­го опре­де­лен­ным ор­би­там.

При этом элек­тро­ны в атоме раз­ли­ча­ют­ся своей энер­ги­ей. Как по­ка­зы­ва­ют опыты, одни из них при­тя­ги­ва­ют­ся к ядру силь­нее, дру­гие – сла­бее. Глав­ная при­чи­на этого за­клю­ча­ет­ся в раз­ном уда­ле­нии элек­тро­нов от ядра атома. Чем ближе элек­тро­ны к ядру, тем они проч­нее свя­за­ны с ним и их труд­нее вы­рвать из элек­трон­ной обо­лоч­ки. Таким об­ра­зом, по мере уда­ле­ния от ядра атома запас энер­гии элек­тро­на уве­ли­чи­ва­ет­ся.

Элек­тро­ны, дви­жу­щи­е­ся вб­ли­зи ядра, как бы за­го­ра­жи­ва­ют (экра­ни­ру­ют) ядро от дру­гих элек­тро­нов, ко­то­рые при­тя­ги­ва­ют­ся к ядру сла­бее и дви­жут­ся на боль­шем уда­ле­нии от него. Так об­ра­зу­ют­ся элек­трон­ные слои.

Каж­дый элек­трон­ный слой со­сто­ит из элек­тро­нов.

Электрон вращается вокруг ядра атома с невообразимой скоростью. Так, за 1 секунду он делает столько оборотов вокруг ядра атома, сколько оборотов делает пропеллер самолета вокруг оси за 5–5,5 лет непрерывной работы двигателя. Пропеллер самолета образует «облако», находящееся в одной плоскости, а электрон образует объемное облако –электронное облако, форма и размер которого зависят от энергии электрона.

Если обозначить точками все вероятные места нахождения электрона в атомном пространстве за некоторое время, то совокупность этих точек будет представлять собойэлектронное облако.

II. Электронное облако

Электронное облако – это модель, которая описывает состояние (движение) электрона в атоме.

Электронное облако не имеет строго очерченных границ и плотность его неравномерна.

Часть атомного пространства, в котором вероятность нахождения электрона наибольшая (~90%), называется орбиталью.

Виды электронных орбиталей

Форма орбитали в пространстве

Количество орбиталей в атоме.

Условное обозначение орбитали – клетка:

(электронное облако s – электрона)

Электронное облако такой формы может занимать в атоме одно положение

(электронное облако p – электрона)

Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x, y и z.

(электронное облако d – электрона)

Все d-орбитали (а их может быть уже пять) одинаковы по энергии, но по-разному расположены в пространстве. Да и по форме, напоминающей перевязанную лентами подушечку, одинаковы только четыре.
А пятая - вроде гантели, продетой в бублик

(электронное облако f – электрона)

Электронное облако такой формы может занимать в атоме семь положений.

Условное обозначение электрона – стрелка , направленная вверх↑ (электрон вращается вокруг собственной оси по часовой стрелке) или стрелка, направленная вниз↓ (электрон вращается вокруг собственной оси против часовой стрелки).

Число электронов в атоме определяют по порядковому номеру

О – 8 электронов, S – 16 электронов.

На одной орбитали могут находиться только ДВА электрона, которые вращаются вокруг своей оси в противоположных направлениях (по часовой стрелке и против часовой стрелке) – электроны с противоположными спинами:

Cледовательно, на s – орбитали максимально может разместиться два электрона (s 2 ); на p – орбитали максимально может разместиться шесть электронов (p 6 ) на d – орбитали максимально может разместиться десять электронов (d 10 ); f – четырнадцать электронов (f 14 ).

Располагаясь на различных расстояниях от ядра, электроны образуют электронные слои (энергетические уровни) – каждому слою соответствует определённый уровень энергии.

Условное обозначение уровня - скобка: )

Число энергетических уровней определяют по номеру периода, в котором находится химический элемент

О – 2 уровня, S – три уровня.

Для элементов главных подгрупп (А) число электронов на внешнем уровне = номеру группы.

₊₁₅P – V группа (А) – на внешнем уровне 5 электронов

Для элементов побочных подгрупп (В) число электронов на внешнем уровне = двум.

Исключения (один электрон) – хром, медь, серебро, золото и некоторые другие.

III. Формулы отражающие строение атомов первого и второго периодов

– схема строения атома, отображает распределение электронов по энергоуровням.

₊₁ Н 1s 1

– электронная формула, отображает число электронов по орбиталям.

- электронно-графическая формула – показывает распределение электронов по орбиталям и отображает спин электрона.

У элементов второго периода начинается заполнение второго энергетического уровня — он включает восемь электронов (n = 2, N = 8). Второй период содержит восемь элементов. У неона, элемента, завершающего второй период, первый и второй энергетические уровни оказываются целиком заполненными.

Аме­ри­кан­ский химик Гил­берт Льюис дал объ­яс­не­ние этому и вы­дви­нул пра­ви­ло ок­те­та, в со­от­вет­ствии с ко­то­рым устой­чи­вым яв­ля­ет­ся вось­ми­элек­трон­ный слой (за ис­клю­че­ни­ем 1 слоя: т. к. на нем может на­хо­дить­ся не более 2 элек­тро­нов, устой­чи­вым для него будет двух­элек­трон­ное со­сто­я­ние).

IV. Распределение электронов по энергетическим уровням элементов третьего и четвертого периодов ПСХЭ

1. Порядок заполнения уровней и подуровней электронами

Электронные формулы атомов химических элементов составляют в следующем порядке:

• Сначала по номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева определяют общее число электронов в атоме;
• Затем по номеру периода, в котором расположен элемент, определяют число энергетических уровней;
• Уровни разбивают на подуровни и орбитали, и заполняют их электронами в соответствии Принципом наименьшей энергии
• Для удобства электроны можно распределить по энергетическим уровням, воспользовавшись формулой N=2n2 и с учётом того, что:

1. У элементов главных подгрупп (s-;p-элементы) число электронов на внешнем уровне равно номеру группы.
2. У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне обычно дваэлектрона (исключение составляют атомы Cu,Ag,Au,Cr,Nb,Mo,Ru,Rh, у которых на внешнем уровне один электрон, у Pd на внешнем уровне нольэлектронов);
3. Число электронов на предпоследнем уровне равно общему числу электронов в атоме минус число электронов на всех остальных уровнях.

Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется :

Принципом наименьшей энергии

Шкала энергий:

2. Семейства химических элементов

Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнего энергетического уровня, называются s-элементами. Это первые 2 элемента каждого периода, составляющие главные подгруппы I и II групп.

Элементы, в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнего энергетического уровня, называются p-элементами. Это последние 6 элементов каждого периода (за исключением I и VII), составляющие главные подгруппы III-VIII групп.

Элементы, в которых заполняется d-подуровень второго снаружи уровня, называются d-элементами. Это элементы вставных декад IV, V, VI периодов.

Элементы, в которых заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня, называются f-элементами. К f-элементам относятся лантаноиды и актиноиды.

В третьем периоде происходит заполнение третьего энергетического уровня. Третий уровень (n = 3) может максимально вмещать 18 электронов. Однако элементов в третьем периоде всего восемь. К концу третьего периода (у аргона) полностью заполняются 3s- и 3p-подуровни, а 3d-подуровень остается пустым, поэтому третий уровень не заполняется до конца.

В четвертом периоде у первых двух элементов (калия и кальция) электроны идут на четвертый энергетический уровень (4s-подуровень), а затем у последующих десяти элементов (от скандия до цинка) завершается заполнение третьего энергетического уровня (3d-подуровня).

«Проскок» или «провал» электрона

У атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место «провал» электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома. Например, электронная формула атома меди, исходя из вышенаписанного, должна иметь вид: Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 . Однако в действительности один из двух 4s-электронов «проваливается» на 3d-подуровень, и атом меди имеет следующую конфигурацию: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 .

Для элементов IБ-подгруппы характерна конфигурация внешнего слоя: ns 1 (n−1)d 10 .

Для элементов Cr и Mo характерна конфигурация внешнего слоя: ns 1 (n−1)d 5 .

Особо следует отметить палладий, у которого «проваливаются» два электрона:

Pd1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10

V. Тест

Решите тестовые задания (один верный вариант ответа).

1. Заряд ядра атома фосфора равен

2. Количество энергоуровней в атоме равно

а) порядковому номеру элемента;

б) номеру группы;

в) заряду ядра атома;

г) номеру периода

3. Число нейтронов в атоме цинка равно

4. В ряду элементов Na, Mg, Al, Cl металлические свойства

в) не изменяются;

г) сначала убывают, а затем возрастают

5. Формула высшего оксида RO2 характерна для

6. Электронная формула строения атома меди, это-

а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 ;

б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 ;

в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 6 4s 2 3d 10 ;

г) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 11 .

7. Заряд ядра атома кальция равен

8. Число электронов на внешнем энергоуровне для элементов главных подгрупп равно

а) номеру периода;

в) порядковому номеру элемента;

г) атомной массе.

9. Число нейтронов в атоме железа равно

10. В ряду элементов C, Si, Ge, Sn способность отдавать валентные электроны

б) не изменяется;

г) сначала увеличивается, а затем уменьшается.

11. Формула летучего водородного соединения для элемента с электронным строением атома 1s22s22p2 – это

На внешнем энергетическом уровне два электрона имеются у атомов металлов

Тип 1 № 7079

Определите, атомы каких двух из указанных в ряду элементов имеют на внешнем энергетическом уровне четыре электрона. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Для выполнения заданий 1–3 используйте следующий ряд химических элементов:

Ответом в заданиях 1–3 является последовательность цифр, под которыми указаны химические элементы в данном ряду.

Тип 2 № 7080

Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева находятся в одном периоде.

Расположите выбранные элементы в порядке возрастания их металлических свойств. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности.

Металлические свойства усиливаются по периоду справа налево: , и .

Источник: Демонстрационная версия ЕГЭ—2017 по химии, Демонстрационная версия ЕГЭ—2018 по химии, Демонстрационная версия ЕГЭ−2019 по химии

Тип 3 № 7081

Из числа указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые проявляют низшую степень окисления, равную –4. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Низшую степень окисления, равную –4, проявляют элементы IV группы: кремний и углерод.

На внешнем энергетическом уровне четыре электрона имеют элементы IV группы: углерод и кремний.

Тип 1 № 7148

Определите, атомы каких двух из указанных в ряду элементов имеют на внешнем энергетическом уровне один электрон. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Тип 2 № 7149

В одном периоде находятся , , . Металлические свойства усиливаются по периоду справа налево: , и .

Тип 3 № 7150

Из числа указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые проявляют высшую степень окисления, равную +1. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Высшую степень окисления, равную +1, проявляют элементы I группы: натрий и калий.

На внешнем уровне один электрон имеют атомы I группы: натрий и калий.

Тип 1 № 7151

Определите, атомы каких двух из указанных в ряду элементов имеют на внешнем энергетическом уровне пять электронов. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Тип 3 № 7152

Из числа указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые проявляют низшую степень окисления, равную −2. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Низшую степень окисления, равную −2, проявляют элементы VI группы: сера и кислород.

Тип 2 № 7153

На внешнем уровне пять электронов имеют атомы элементов V группы: фосфор и азот.

Тип 1 № 7154

Определите, атомы каких двух из указанных в ряду элементов имеют на внешнем энергетическом уровне два электрона. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Тип 3 № 7155

Из числа указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые проявляют высшую степень окисления, равную +2. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Высшую степень окисления, равную +2, проявляют элементы II группы: бериллий и магний.

Тип 2 № 7156

Расположите выбранные элементы в порядке возрастания их неметаллических свойств. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности.

В одном периоде находятся , , . Неметаллические свойства усиливаются по периоду слева направо: , и .

Тип 1 № 28070

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии содержат одинаковое число валентных электронов. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Тип 2 № 28071

Из указанных в ряду химических элементов выберите три р−элемента. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения их атомного радиуса. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности.

Из перечня элементов p−элементами являются алюминий, кремний, азот. Известно, что атомный радиус уменьшается вверх по группе и вправо по периоду. Тогда последовательность химических элементов в порядке уменьшения их атомного радиуса следующая: азот.

Тип 3 № 28072

Из числа указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые имеют одинаковую разницу между высшей и низшей степенью окисления. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

1) У натрия наивысшая степень окисления равна +1, а наименьшая 0. Разность равна 1.

2) У алюминия наивысшая +3, а наименьшая 0. Разность равна 3.

3) У кремния наивысшая +4, а наименьшая −4. Разность равна 8.

4) У азота наивысшая +5, а наименьшая −3. Разность равна 8.

5) У ванадия наивысшая +5, а наименьшая 0. Разность равна 5.

Выпишем валентные электроны в атоме каждого из элементов:

4. — 2s 2 2p 3 .

5. — 3d 3 4s 2 (валентные электроны на d-подуровне).

Задания Д1 № 2584

Одинаковое число валентных электронов имеют атомы калия и

Число валентных электронов у элементов главных подгрупп совпадает с номером группы, а в одной группе находятся калий и натрий.

Задания Д1 № 2627

На 2s-энергетическом подуровне расположены все валентные электроны атома

На 2s-энергетическом подуровне будут расположены все валентные электроны атома находящегося в первой или во второй группе второго периода. Это бериллий.

Задания Д1 № 2799

Валентные электроны атома магния находятся на энергетическом подуровне

Магний находится в третьем периоде, во второй группе. Поэтому валентные электроны атома магния находятся на энергетическом подуровне 3s.

Задания Д1 № 2885

На Зs-энергетическом подуровне в основном состоянии расположены все валентные электроны атома

Задания Д1 № 3014

Валентные электроны атома кальция в основном состоянии находятся на энергетическом подуровне

Кальций находится в четвертом периоде, во второй группе. Поэтому валентные электроны атома кальция находятся на энергетическом подуровне 4s.

Задания Д1 № 3449

Элемент находится в 4-м периоде, IIIB группе. Конфигурация его валентных электронов:

Этот элемент - скандий, конфигурация его валентных электронов

3 главная группа это скандий и тогда верно 1 , но 3 побочная как у вас в задании это будет галлий и ответ верный 2 .

скандий находится в побочной подгруппе, а галлий - в главной.

Галий в 4 периоде 3В группе, а скандий - 4 периоде 3А группе. Тут правильный ответ 2.

Дарья, Вы затронули очень "скользкий" вопрос.

По принятой IUPAC современной нумерации, вообще нет никаких А и В подгрупп, а есть 18 групп. И элемент скандий находится просто в группе 3.

В то же время многие (в том числе и наши Рособрнадзор, ФИПИ и др.) продолжают использовать старую нумерацию. Но дело в том, что в Европе и Америке эти нумерации отличаются, поэтому для Европы СКАНДИЙ в 3В группе, а для АМЕРИКИ в 3А. И таблицы изданные в разных частях света отличаются друг от друга. Мы все таки находимся не в Америке, поэтому правильным ответом всё же будет первый.

(Комментарий к ответу свыше)

На экзамене дается определенная ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА, по которой мы можем видеть, что Скандий - главная подгруппа, а Галлий - побочная.

На экзамене у нас не будет написано какая у нас таблица - европейского или американского типа. Нам просто дадут таблицу(которая уже закреплена в демоверсии ЕГЭ).

Мария, по таблице, которая даётся на экзамене, СКАНДИЙ - побочная подгруппа. Главные подгруппы начинаются в 1-м и 2-м периодах, а побочные в 4-м.

Задания Д1 № 3533

Элемент находится в 3-м периоде, IVA группе. Конфигурация его валентных электронов —

Это кремний, валентные электроны имеют конфигурацию .

Задания Д1 № 3767

Валентные электроны в атоме кальция находятся на подуровне

Это элемент 4 периода IIа группы, поэтому валентные электроны в атоме кальция находятся на подуровне 4s.

Тип 1 № 9794

Определите, атомы каких двух из указанных элементов имеют 5 валентных электронов. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Тип 2 № 9795

Выберите три элемента, которые в периодической системе находятся в одном периоде, и расположите эти элементы в порядке увеличения радиуса атома. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности.

Элемент находится в 1 периоде, — вo 2 периоде, — во 2 периоде, вo 2 периоде, в 3 периоде. Таким образом, нужные элементы — это , , . Известно, что атомный радиус увеличивается вниз по группе и влево по периоду, поэтому последовательность этих атомов в порядке увеличения атомного радиуса выглядит как → → .

Тип 3 № 9796

Выберите два элемента, высшая степень окисления которых равна +1. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Максимальная положительная степень окисления элемента обычно численно совпадает с номером его группы в периодической системе. и находятся в 1 группе и имеют высшую степень окисления +1, и находятся в 5 группе и имеют степень окисления +5, — вo 7 группе, но является исключением и его максимальная степень окисления это 0.

Число валентных электронов определяется номером группы, в которой находится атом. В пятой группе из представленных атомов находятся азот и фосфор .

Азот пятивалентным не бывает. У него возможна только степень окисления +5.

Полина, Вы правы.

Но в решении нигде и не утверждается, что у азота бывает валентность пять.

В решении говорится о количестве валентных электронов. А их у азота пять

Тип 1 № 27060

Определите элементы, у атомов которых в основном состоянии все валентные электроны находятся только на s-подуровнях. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в порядке возрастания.

Тип 2 № 27061

Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева находятся в одном периоде. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения их атомного радиуса. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности.

В списке элементов 3 элемента в одном периоде: магний, алюминий и сера. Радиус атома уменьшается при движении по периоду слева направо, следовательно, радиус серы самый маленький, а магния — самый большой.

Тип 3 № 27062

Из числа указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые имеют одинаковую разность между значениями их высшей и низшей степеней окисления. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в порядке возрастания.

1) У серы наивысшая степень окисления равна +6, а наименьшая −2. Разность равна 8.

2) У ванадия наивысшая +5, а наименьшая 0. Разность равна 5.

3) У магния наивысшая +2, а наименьшая 0. Разность равна 2.

4) У алюминия наивысшая +3, а наименьшая 0. Разность равна 3.

5) У водорода наивысшая +1, а наименьшая −1. Разность равна 2.

Задания Д1 № 489

Какая электронная конфигурация соответствует распределению валентных электронов в атоме хрома?

Хром — это элемент 4 периода 6 группы побочной подгруппы, у него заполняется 3d-орбиталь, на внешнем уровне должно быть 2 электрона, но у хрома происходит провал одного s-электрона на d-орбиталь предыдущего уровня. Такая же ситуация у элементов побочной подгруппы 1 группы и у некоторых других элементов.

простите, но если хром находится в 6 группе, то на внешнем уровне у него должно ведь быть 6 электронов.

Количество электронов на внешнем уровне равно номеру группы у элементов ГЛАВНЫХ подгрупп.

Хром находится в ПОБОЧНОЙ подгруппе 6 группы. У хрома 6 валентных электронов, но не все они расположены на внешнем уровне. Это d-элемент и у него заполняется предвнешний электронный уровень. Электроная формула хрома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

а второй вариант же подойдет,почему нет?

электронная формула во втором варианте соответствует атому серы.

Извините, может я что-то не так понимаю, но хром находится в 6 группе ГЛАВНОЙ подгруппе.

Вероятно, Вы действительно что-то не так понимаете.

Хром - d-элемент, он находится в ПОБОЧНОЙ подгруппе, как и все другие d-элементы (это по нашим российским традициям)

Хотя по рекомендациям IUPAC деление на подгруппы отсутствует вообще, а есть просто 18 групп, и тогда хром - элемент шестой группы.

Но мы обсуждаем вопросы российского экзамена, поэтому придерживаемся российских традиций.

Извините может я что-то не понимаю, но нельзя так записывать электроны у хрома поскольку электроны на орбиталях d5 и d9 не устойчивы поэтому мы пишем d4 s2 или d8 s2. правильно?

Не устойчивы конфигурации 3d 4 4s 2 и 3d 9 4s 2

Устойчивыми являются состояния с полностью, или наполовину заполненными подуровнями. Поэтому у хрома 3d 4 4s 2 переходит в 3d 5 4s 1 , а у меди 3d 9 4s 2 переходит в 3d 10 4s 1

Здравствуйте, у меня есть вопрос: как определить, что у хрома есть провал s-электрона на d-орбиталь? В принципе, не только у хрома, у других элементов это тоже встречается. Это надо запомнить (т.е электр. конфигурации) или как-то определять?

Это надо запомнить.

Запомните ХРОМ и МЕДЬ, а остальные вряд ли встретятся

Правило "проскока" позволяет понять этот случай: Если на d-поуровне при построении электронной структуры получиться 4 или 9 электронов, то d-подуровень достривается до 5 или 10 электронов за счет внешнего s-подуровня.

У вольфрама этого не происходит. Его конфигурация 5d 4 6s 2

Тип 1 № 10377

Определите, атомы каких из указанных элементов имеют один валентный электрон. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Тип 2 № 10378

Радиус атома увеличивается по периоду справа налево: , и .

Тип 3 № 10379

Выберите два элемента, низшая степень окисления которых равна –1. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Низшая степень окисления равна −1 у элементов 7 группы и водорода.

На внешнем энергетическом уровне один электрон имеют элементы I группы: водород и литий.

Добрый день. Разве у фтора не один валентный электрон? Согласно электронной конфигурации у него 1 неспаренный электрон.

Именно он учавствует в образовании химической связи а значит он и является валентным. Другие шесть спареных электронов хоть и находятся на внешнем уровне но не учавствуют в образовании связей. По определению только электроны учавствующие в образовании связи считаются валентными.

Если мое мнение ошибочно дайте ссылочку. С уважением Александр.

Спаренные электроны, находящиеся на p-орбитали фтора, могут образовывать связь по донорно-акцепторному механизму (например, в ионе

Тип 1 № 10416

Определите, атомы каких из указанных элементов имеют три валентных электрона. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Тип 2 № 10417

Выберите три элемента, которые в Периодической системе находятся в одном периоде, и расположите эти элементы в порядке усиления неметаллических свойств. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности.

Неметаллические свойства усиливаются по периоду слева направо: , и .

Тип 3 № 10418

Выберите два элемента, которые в соединениях могут проявлять степень окисления +4. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Низшая степень окисления вычисляется по формуле №группы −8, а высшая равна номеру группы.

Для азота низшая −3, а высшая + 5, таким образом он может проявлять степень окисления в промежутке от низшей до высшей (−3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5). Степень окисления +4 азот имеет в диоксиде азота .

Для кремния низшая −4, а высшая + 4. Степень окисления +4 кремний имеет в диоксиде кремния .

Для бора и алюминия высшая степень окисления +3, а кислород обычно не проявляет положительную степень окисления, исключением является соединение , где кислород принимает степень окисления +2, так как соединен с более электроотрицательным элементом.

На внешнем энергетическом уровне три электрона имеют элементы III группы: бор и алюминий.

Задания Д1 № 4560

Электронная конфигурация внешнего уровня элемента — 4s 2 3d 3 . В периодической системе элемент находится в

1) 3 периоде, III группе

2) 3 периоде, V группе

3) 4 периоде, III группе

4) 4 периоде, V группе

Его последний валентный электрон находится на 4 уровне - это элемент 4 периода, сумма валентных электронов = 5 - это элемент V группы.

Тип 1 № 31477

У каких из указанных элементов число электронов на внешнем уровне (в основном состоянии) больше числа внутренних электронов? Запишите номера выбранных элементов в порядке возрастания.

Тип 2 № 31478

Из указанного ряда выберите три неметалла. Расположите их в порядке увеличения радиуса атома. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности.

Из предложенного перечня неметаллами являются кислород, фтор и сера. Известно, что атомный радиус увеличивается при движении вниз по группе и влево по периоду. Тогда последовательность химических элементов в порядке увеличения их атомного радиуса следующая: фтор — кислород — сера.

Тип 3 № 31479

Из указанного ряда выберите два элемента, которые в соединениях могут проявлять степень окисления +6. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в порядке возрастания.

В указанном ряду элементов степень окисления +6 могут иметь хром и сера.

Выпишем валентные электроны и количество внутренних электронов в атоме каждого из элементов:

1. — 4s 2 , 2 электрона на внешнем уровне, всего 20 электронов, значит, 18 электронов на внутренних уровнях.

2. — 2s 2 2p 4 , 6 электронов на внешнем уровне, всего 8 электронов, значит, 2 электрона на внутренних уровнях.

3. — 2s 2 2p 5 , 7 электронов на внешнем уровне, всего 9 электронов, значит, 2 электрона на внутренних уровнях.

4. — 4s 1 3d 5 , 6 электронов на внешнем уровне, всего 24 электрона, значит, 18 электронов на внутренних уровнях.

5. — 3s 2 3p 4 , 6 электронов на внешнем уровне, всего 16 электронов, значит, 10 электронов на внутренних уровнях.

Соответственно, у кислорода и фтора на внешнем уровне находится больше электронов, чем на внутренних уровнях.

8 класс, химия, конспект 4. "Строение атома. Периодическая система.Электронные схемы и формулы"

Планетарная модель атома Резерфорда – вокруг ядра (с протонами и нейтронами) по слоям (или уровням) вращаются электроны.

Модель изотопа атома лития:

В ядре 3 протона (красные) и 4 нейтрона (синие).

Вокруг ядра вращаются электроны по шаровым орбитам. Нужно учитывать, что третий электрон движется на большем расстоянии от ядра
и он неспаренный!

ОПРЕДЕЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТАРНЫХ ЧАСТИЦ .

· ПРОТОН – элементарная частица с единичным положительным зарядом и единичной относительной массой.

· НЕЙТРОН – нейтральная элементарная частица с единичной относительной массой.

· ЭЛЕКТРОН – отрицательно заряженная элементарная частица с незначительной массой

· Атомный номер элемента, заряд ядра атома и число протонов в ядре обозначают буквой Z, а число нейтронов – буквой N.

· Суммарное число протонов и нейтронов называют МАССОВЫМ ЧИСЛОМ атома А = Z + N
Оно приблизительно равно (округлённо) относительной атомной массе А_r

· Ч ИСЛО НЕЙТРОНОВ в ядре равно округленной атомной массе (или массовому числу конкретного изотопа) минус номер элемента N = A – Z

· ИЗОТОПЫ элемента имеют одинаковое количество протонов и разное число нейтронов, то есть разные массовые числа и одинаковый порядковый номер.

У разных изотопов слева от знака элемента обозначают верхним индексом массовое число, а нижним порядковый номер или заряд ядра

Cl

То есть количество протонов и электронов в атоме равно порядковому номеру,

а количество нейтронов надо посчитать. Оно равно разности

между массой атома и количеством протонов.

Конкретная масса изотопа или дана в условии задачи, или нужно взять округленную до целого числа атомную массу из таблицы Менделеева.

Для хлора с массовым числом 35 (из рамочки сверху) число нейтронов 35-17=18

Для

СОСТОЯНИЕ ЭЛЕКТРОНА В АТОМЕ

Электрон в атоме находится в постоянном движении вокруг ядра.

Электронное облако — область пространства, в каждой точке которой может находиться данный электрон.

Электронная орбиталь — область околоядерного пространства, в которой вероятность нахождения электрона более 90 %.

Чем дальше электрон от ядра, тем больше его энергия и слабее связь с ядром.

На одной орбитали может содержаться не более двух электронов. Два электрона на одной орбитали называют спаренными. Если на орбитали находится один электрон, то он неспаренный.

Отрицательно заряженные электроны отталкиваются и поэтому находятся на разных расстояниях от ядра. При этом электроны, имеющие приблизительно равный запас энергии, образуют энергетический уровень.

Периодическая таблица Д.И.Менделеева (ПСХЭ)

Период – горизонтальный ряд элементов.

Малые периоды – 1-3. Большие (2 горизонтальных ряда) – 4 -7.

Группа – вертикальный столбик.

Главная подгруппа (А) – элементы больших и малых периодов (начинается сверху таблицы – высокий столбик, точно друг под другом по линейке)

Побочная подгруппа(В) – элементы только больших периодов (начинается в 4 периоде – низкий столбик, точно друг под другом по линейке)

ФИЗИЧЕСКИЙ СМЫСЛ НОМЕРОВ В ТАБЛИЦЕ МЕНДЕЛЕЕВ А.

· Порядковый номер элемента – заряд ядра, количество протонов и ТАКОЕ ЖЕ количество электронов.

· Номер периода – количество электронных слоёв (или энергетических уровней).

· Номер группы – количество внешних электронов (или электронов на внешнем уровне) для элементов главных подгрупп.

Ø Наибольшее влияние на свойства атомов оказывают электроны внешнего слоя. Это валентные электроны.

Ø В химических процессах участвуют только валентные электроны.

Число электронов на внешнем уровне атомов периодически повторяется, поэтому периодически повторяются свойства химических элементов. Это сущность и физический смысл периодического закона.

Важно знать, что, независимо от номера энергетического уровня, на внешнем (последнем) уровне не может быть больше восьми электронов.

Внешний восьмиэлектронный энергетический уровень является наиболее устойчивым и называется завершённым . Такие энергетические уровни имеются у самых неактивных элементов — благородных газов.

Число электронов на внешнем уровне равно:

· для элементов главных подгрупп — номеру группы;

· для элементов побочных подгрупп — оно не может быть больше двух!

Очень важно правильно определять число внешних электронов, так как именно с ними связаны важнейшие свойства атома. В химических реакциях атомы стремятся «приобрести» устойчивый, завершённый внешний уровень (8ē). Для этого атомы, на внешнем уровне которых мало электронов, «предпочитают» их отдать.

Химические элементы, атомы которых способны только отдавать электроны, относятся к МЕТАЛЛАМ. Очевидно, что на внешнем уровне атома металла должно быть мало электронов: 1, 2, 3. Чем легче отдает электроны атом, тем сильнее выражены его металлические свойства.

МЕТАЛЛЫ – элементы с 1-3 электронами на внешнем уровне (кроме водорода, гелия и бора).

Самые активные – щелочные – главная подгруппа 1 группы (кроме водорода).

Металлы в ПСХЭ – главные подгруппы 1-3 групп (кроме водорода и бора) и элементы
всех побочных подгрупп внутри и внизу таблицы Д.И.Менделеева.

Если на внешнем энергетическом уровне атома много электронов, то такие атомы стремятся принять электроны до завершения внешнего энергетического уровня, т. е. до восьми электронов. Такие элементы относятся к НЕМЕТАЛЛАМ.

Металлы и неметаллы главных подгрупп в таблице Менделеева отделяет диагональ, которую можно провести от бора к астату. На этой линии и выше (включая водород) располагаются неметаллы, ниже — металлы.

НЕМЕТАЛЛЫ ( их всего 23) элементы – с 4-8 электронами на внешнем уровне

в таблице Менделеева расположены ТОЛЬКО в главных подгруппах .

Внешние энергетические уровни атомов неМе заполнены на половину и более (исключение бор).

Особую группу составляют БЛАГОРОДНЫЕ ГАЗЫ (главная подгруппа 8 группы), имеют завершенный внешний уровень – 8 электронов , поэтому не вступают в химические реакции,
за что получили своё второе название - ИНЕРТНЫЕ ГАЗЫ.

7 группу называют ГАЛОГЕНАМИ – это самые активные неметаллы,

так как до завершения внешнего электронного уровня не хватает 1 электрона.

Простые вещества у галогенов всегда – двухатомные молекулы.

ФТОР никогда не отдаёт электроны, только забирает. Фтор – самый сильный неметалл.

На втором месте КИСЛОРОД , который стремится забрать у других элементов 2 электрона.

Кислород отдаёт электроны только фтору, но только 2.

Энергетический уровень (электронный слой) — совокупность электронов с близкими значениями энергии.

Энергетические уровни нумеруют, начиная с самого близкого к ядру.

На каждом энергетическом уровне может находиться ограниченное число электронов:

Установлено, что максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n² , где n — его номер. Значит, на энергетическом уровне может находиться

Ø на первом – не более 2 электронов;

Ø на втором – не более 8 электронов;

Ø на третьем – не более 18 электронов.

Каждый следующий по порядку атом повторяет электронную структуру предыдущего и ещё один электрон в главных подгруппах добавляется на внешний уровень, а в побочных подгруппах – на предыдущий (или предпредпоследний для лантаноидов и актиноидов – внизу таблицы).

Для того, чтобы составить ЭЛЕКТРОННУЮ СХЕМУ – распределение электронов по уровням, следует воспользоваться следующим АЛГОРИТМОМ:

1. Определить общее число электронов в атоме (по порядковому номеру).
2. Определить число энергетических уровней (по номеру периода).
3. Определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы).
4. Указать число электронов на всех уровнях, кроме предпоследнего.
5. Рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.

Например скандий – 4 период 3 группа, побочная подгруппа (или подгруппа В)

2е - 8е - …е - 2е - 2+8+2=12

Sc номер 21 21-12=9, значит на третьем уровне 9 электронов

Sc 2 е - , 8 е - , 9е - , 2е -

Первые две цифры будут повторяться для всех элементов, начиная с №10 (неона).

Распределение электронов по подуровням.

Электроны в атоме занимают не только определённые уровни, но и определённые подуровни каждого уровня. Вид подуровня (орбитали) обозначается латинской буквой: s, p, d.

s -орбиталь p -орбиталь Известны и более сложные по форме орбитали.

На каждой орбитали не может быть больше 2-х электронов. Электроны стремятся занять свободную орбиталь. Р-электроны азота занимают каждый свою орбиталь – все они неспаренные.

Число возможных подуровней равно номеру уровня:

· первый уровень состоит из одного s-подуровня;

· второй уровень состоит из двух подуровней: s и р и т. д.

На каждом подуровне может находиться строго ограниченное число электронов:

· на s-подуровне — не больше 2ē;

· на р-подуровне — не больше 6ē;

· на d-подуровне — не больше 10ē;

· на f -подуровне — не больше 14ē.

Подуровни одного уровня заполняются в строго определённом порядке:

Таким образом, р-подуровнь не может начать заполняться,
если не заполнен s-подуровень данного энергетического уровня и т. д.

По электронной схеме для скандия Sc можно записать электронную формулу :

Закономерности изменения химических свойств элементов. Характеристика элементов

Перечислим закономерности изменения свойств, проявляемые в пределах периодов:

— металлические свойства уменьшаются;

— неметаллические свойства усиливаются;

— степень окисления элементов в летучих водородных соединениях возрастает от $–4$ до $–1$;

— оксиды от основных через амфотерные сменяются кислотными оксидами;

— гидроксиды от щелочей через амфотерные сменяются кислотами.

Д. И. Менделеев в $1869$ г. сделал вывод — сформулировал Периодический закон, который звучит так:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.

Систематизируя химические элементы на основе их относительных атомных масс, Менделеев уделял большое внимание также свойствам элементов и образуемых ими веществ, распределяя элементы со сходными свойствами в вертикальные столбцы — группы.

Иногда, в нарушение выявленной им закономерности, Менделеев ставил более тяжелые элементы с меньшими значениями относительных атомных масс. Например, он записал в свою таблицу кобальт перед никелем, теллур перед йодом, а когда были открыты инертные (благородные) газы, — аргон перед калием. Такой порядок расположения Менделеев считал необходимым потому, что иначе эти элементы попали бы в группы несходных с ними по свойствам элементов, в частности щелочной металл калий попал бы в группу инертных газов, а инертный газ аргон — в группу щелочных металлов.

Д. И. Менделеев не мог объяснить эти исключения из общего правила, не мог объяснить и причину причину периодичности свойств элементов и образованных ими веществ. Однако он предвидел, что эта причина кроется в сложном строении атома, внутреннее строение которого в то время не было изучено.

В соответствии с современными представлениями о строении атома, основой классификации химических элементов являются заряды их атомных ядер, и современная формулировка периодического закона такова:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер.

Периодичность в изменении свойств элементов объясняется периодической повторяемостью в строении внешних энергетических уровней их атомов. Именно число энергетических уровней, общее число расположенных на них электронов и число электронов на внешнем уровне отражают принятую в Периодической системе символику, т.е. раскрывают физический смысл номера периода, номера группы и порядкового номера элемента.

Строение атома позволяет объяснить и причины изменения металлических и неметаллических свойств элементов в периодах и группах.

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева обобщают сведения о химических элементах и образованных ими веществах и объясняют периодичность в изменении их свойств и причину сходства свойств элементов одной и той же группы. Эти два важнейших значения Периодического закона и Периодической системы дополняет еще одно, которое заключается в возможности прогнозировать, т.е. предсказывать, описывать свойства и указывать пути открытия новых химических элементов.

Общая характеристика металлов главных подгрупп I±III групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Химические элементы — металлы

Большинство химических элементов относят к металлам — $92$ из $114$ известных элементов.

Все металлы, кроме ртути, в обычном состоянии — твердые вещества и имеют ряд общих свойств.

Металлы — это ковкие, пластичные, тягучие вещества, имеющие металлический блеск и способны проводить тепло и электрический ток.

Атомы элементов-металлов отдают электроны внешнего (а некоторые и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

Это свойство атомов металлов, как вы знаете, определяется тем, что они имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (в основном от $1$ до $3$ на внешнем слое).

Исключение составляют лишь $6$ металлов: атомы германия, олова, свинца на внешнем слое имеют $4$ электрона, атомы сурьмы и висмута — $5$, атомы полония — $6$.

Для атомов металлов характерны небольшие значения электроотрицательности (от $0.7$ до $1.9$) и исключительно восстановительные свойства, т.е. способность отдавать электроны.

Вы уже знаете, что в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева металлы находятся ниже диагонали бор — астат, а также выше ее, в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют известные вам закономерности в изменении металлических, а значит, восстановительных свойств атомов элементов.

Химические элементы, расположенные вблизи диагонали бор — астат ($Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb$), обладают двойственными свойствами: в одних своих соединениях ведут себя как металлы, в других проявляют свойства неметаллов.

В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.

Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов этих металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.

Простые вещества, образованные химическими элементами — металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено $76$ элементов, из них только $14$ не являются металлами. В организме человека некоторые элементы- металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т.е. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, цинк, молибден присутствуют в небольших количествах, т.е. это микроэлементы.

Особенности строения металлов главных подгрупп I–III групп.

Щелочные металлы — это металлы главной подгруппы I группы. Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону. Щелочные металлы — сильные восстановители. Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента (т.е. сверху вниз в Периодической таблице). Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения. Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами — окислителями. В реакциях с водой они образуют растворимые в воде основания (щелочи).

Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона. Они являются восстановителями, имеют степень окисления $+2$. В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов.

Главную подгруппу III группы составляют элементы бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Все элементы относятся к $p$-элементам. На внешнем энергетическом уровне они имеют по три $(s^2p^1)$ электрона, чем объясняется сходство свойств. Степень окисления $+3$. Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор — элемент-неметалл, а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют оксиды и гидроксиды.

Характеристика переходных элементов ± меди, цинка, хрома, железа по их положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностям строения их атомов

Большинство элементов-металлов находится в побочных группах Периодической системы.

В четвертом периоде у атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, так как он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. $K, Ca — s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами $3d$-подуровень.

Рассмотрим, какие силы действуют на электрон, который добавляется в атом при возрастании заряда ядра. С одной стороны, притяжение атомным ядром, что заставляет электрон занимать самый нижний свободный энергетический уровень. С другой стороны, отталкивание уже имеющимися электронами. Когда на энергетическом уровне оказывается $8$ электронов (заняты $s-$ и $р-$орбитали), их общее отталкивающее действие так сильно, что следующий электрон попадает вместо расположенной по энергии ниже $d-$орбитали на более высокую $s-$орбиталь следующего уровня. Электронное строение внешних энергетических уровней у калия $. 3d^4s^1$, у кальция — $. 3d^4s^2$.

Последующее прибавление еще одного электрона у скандия приводит к началу заполнения $3d$-орбитали вместо еще более высоких по энергии $4р$-орбиталей. Это оказывается энергетически выгоднее. Заполнение $3d$-орбитали заканчивается у цинка, имеющего электронное строение $1s^2s^2p^3s^3p^3d^4s^2$. Следует отметить, что у элементов меди и хрома наблюдается явление «провала » электрона. У атома меди десятый $d$-электрон перемещается на третий $3d$-подуровень.

Электронная формула меди $. 3d^4s^1$. У атома хрома на четвертом энергетическом уровне ($s$-орбиталь) должно быть $2$ электрона. Однако один из двух электронов переходит на третий энергетический уровень, на незаполненную $d$-орбиталь, его электронная формула $. 3d^4s^1$.

Таким образом, в отличие от элементов главных подгрупп, где происходит постепенное заполнение электронами атомных орбиталей внешнего уровня, у элементов побочных подгрупп заполняются $d$-орбитали предпоследнего энергетического уровня. Отсюда и название: $d$-элементы.

Все простые вещества, образованные элементами подгрупп Периодической системы, являются металлами. Благодаря большему числу атомных орбиталей, чем у элементов-металлов главных подгрупп, атомы $d$-элементов образуют большое число химических связей между собой и потому создают более прочную кристаллическую решетку. Она прочнее и механически, и по отношению к нагреванию. Поэтому металлы побочных подгрупп — самые прочные и тугоплавкие среди всех металлов.

Известно, если атом имеет более трех валентных электронов, то элемент проявляет переменную валентность. Это положение относится к большинству $d$-элементов. Максимальная их валентность, как у элементов главных подгрупп, равна номеру группы (хотя есть и исключения). Элементы с равным числом валентных электронов входят в группу под одним номером $(Fe, Co, Ni)$.

У $d$-элементов изменение свойств их оксидов и гидроксидов в пределах одного периода при движении слева направо, т.е. с увеличением их валентности, происходит от основных свойств через амфотерные к кислотным. Например, хром имеет валентности $+2, +3, +6$; а его оксиды: $CrO$ — основной, $Cr_O_3$ — амфотерный, $CrO_3$ — кислотный.

Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV±VII групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Химические элементы – неметаллы

Самой первой научной классификацией химических элементов было деление их на металлы и неметаллы. Эта классификация не утратила своей значимости и в настоящее время.

Неметаллы — это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.

Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы — инертные, или благородные, газы, атомы которых имеют завершенный внешний электронный слой. Электронная конфигурация атомов этих элементов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам. Они являются теми объектами, которые разделяют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Инертные, или благородные, газы («благородство» выражается в инертности) иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких температур. Так, гелий Не переходит в жидкое состояние при $t°= –268,9 °С$.

Инертность в химическом отношении у этих элементов относительна. Для ксенона и криптона известны соединения с фтором и кислородом: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$ и др. Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли восстановителей.

Из определения неметаллов следует, что для их атомов характерны высокие значения электроотрицательности. Она изменяется в пределах от $2$ до $4$. Неметаллы — это элементы главных подгрупп, преимущественно $р$-элементы, исключение составляет водород — s-элемент.

Все элементы-неметаллы (кроме водорода) занимают в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева верхний правый угол, образуя треугольник, вершиной которого является фтор $F$, а основанием — диагональ $B — At$.

Однако следует особо остановиться на двойственном положении водорода в Периодической системе: в главных подгруппах I и VII групп. Это не случайно. С одной стороны, атом водорода, подобно атомам щелочных металлов, имеет на внешнем (и единственном для него) электронном слое один электрон (электронная конфигурация $1s^1$), который он способен отдавать, проявляя свойства восстановителя.

В большинстве своих соединений водород, как и щелочные металлы, проявляет степень окисления $+1$. Но отдача электрона атомом водорода происходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. С другой стороны, атому водорода, как и атомам галогенов, до завершения внешнего электронного слоя недостает одного электрона, поэтому атом водорода может принимать один электрон, проявляя свойства окислителя и характерную для галогена степень окисления — $1$ в гидридах (соединениях с металлами, подобных соединениям металлов с галогенами — галогенидам). Но присоединение одного электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов.

Свойства атомов элементов – неметаллов

У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, т.е. способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности, которая закономерно изменяется в периодах и подгруппах.

Фтор — самый сильный окислитель, его атомы в химических реакциях не способны отдавать электроны, т.е. проявлять восстановительные свойства.

Конфигурация внешнего электронного слоя.

В периоде: — заряд ядра увеличивается; — радиус атома уменьшается; — число электронов на внешнем слое увеличивается; — электроотрицательность увеличивается; — окислительные свойства усиливаются; — неметаллические свойства усиливаются.

В главной подгруппе: — заряд ядра увеличивается; — радиус атома увеличивается; — число электронов на внешнем слое не изменяется; — электроотрицательность уменьшается; — окислительные свойства ослабевают; — неметаллические свойства ослабевают.

Другие неметаллы могут проявлять восстановительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами; в периодах и подгруппах их восстановительная способность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной.

Химических элементов-неметаллов всего $16$! Совсем немного, если учесть, что известно $114$ элементов. Два элемента-неметалла составляют $76%$ массы земной коры. Это кислород ($49%$) и кремний ($27%$). В атмосфере содержится $0.03%$ массы кислорода в земной коре. Неметаллы составляют $98.5%$ массы растений, $97.6%$ массы тела человека. Неметаллы $C, H, O, N, S, Р$ — органогены, которые образуют важнейшие органические вещества живой клетки: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты. В состав воздуха, которым мы дышим, входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород $О_2$, азот $N_2$, углекислый газ $СО_2$, водяные пары $Н_2О$ и др.).

Водород — главный элемент Вселенной. Многие космические объекты (газовые облака, звезды, в том числе и Солнце) более чем наполовину состоят из водорода. На Земле его, включая атмосферу, гидросферу и литосферу, только $0.88%$. Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Поэтому небольшое содержание его только кажущееся, и из каждых $100$ атомов на Земле $17$ — атомы водорода.

Читайте также:

  
• Пленка на поверхности металла
  
• Фрезерно гравировальные работы по металлу
  
• Классификация лома цветных металлов
  
• Фестиваль металла в россии
  
• Ferrum что за металл