Зміна числа електронів на зовнішньому рівні. Конспект уроку "Зміна числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні атомів хімічних елементів"

Що відбувається із атомами елементів під час хімічних реакцій? Від чого залежить властивості елементів? На обидва ці питання можна дати одну відповідь: причина лежить у будові зовнішнього У нашій статті ми розглянемо електронне металів та неметалів та з'ясуємо залежність між структурою зовнішнього рівня та властивостями елементів.

Особливості електронів

При проходженні хімічної реакції між молекулами двох або більше реагентів відбуваються зміни у будові електронних оболонок атомів, тоді як їх ядра залишаються незмінними. Спочатку ознайомимося з характеристиками електронів, що є найбільш віддалених від ядра рівнях атома. Негативно заряджені частинки розташовуються шарами певній відстані від ядра і друг від друга. Простір навколо ядра, де знаходження електронів найбільш можливе, називається електронною орбіталлю. У ній сконденсовано близько 90% негативно зарядженої електронної хмари. Сам електрон в атомі виявляє властивість дуальності, він одночасно може поводитись і як частка, і як хвиля.

Правила заповнення електронної оболонки атома

Кількість енергетичних рівнів, на яких знаходяться частинки, дорівнює номеру періоду, де розміщується елемент. На що вказує електронний склад? Виявилося, що кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні для s- та p-елементів головних підгруп малих та великих періодів відповідає номеру групи. Наприклад, у атомів літію першої групи, що мають два шари, на зовнішній оболонці знаходиться один електрон. Атоми сірки містять на останньому енергетичному рівні шість електронів, тому що елемент розташований в головній підгрупі шостої групи і т. д. Якщо ж йдеться про d-елементи, то для них існує таке правило: кількість зовнішніх негативних частинок дорівнює 1 (хром і міді) або 2. Пояснюється це тим, що в міру збільшення заряду ядра атомів спочатку відбувається заповнення внутрішнього d-підрівня та зовнішні енергетичні рівні залишаються без змін.

Чому змінюються властивості елементів малих періодів?

У малих вважаються 1, 2, 3 та 7 періоди. Плавна зміна властивостей елементів у міру зростання ядерних зарядів, починаючи від активних металів та закінчуючи інертними газами, пояснюється поступовим збільшенням кількості електронів на зовнішньому рівні. Першими елементами в таких періодах є ті, чиї атоми мають лише один або два електрони, здатні легко відриватися від ядра. І тут утворюється позитивно заряджений іон металу.

Амфотерні елементи, наприклад, алюміній або цинк, свої зовнішні енергетичні рівні заповнюють невеликою кількістю електронів (1 - у цинку, 3 - у алюмінію). Залежно та умовами протікання хімічної реакції вони можуть виявляти як властивості металів, і неметалів. Неметалічні елементи малих періодів містять від 4 до 7 негативних частинок на зовнішніх оболонках своїх атомів і завершують до октету, притягуючи електрони інших атомів. Наприклад, неметал з найбільшим показником електронегативності - фтор, що має на останньому шарі 7 електронів і завжди забирає один електрон не тільки у металів, а й у активних неметалевих елементів: кисню, хлору, азоту. Закінчуються малі періоди, як і великі, інертними газами, одноатомні молекули яких мають повністю завершені до 8 електронів зовнішні енергетичні рівні.

Особливості будови атомів великих періодів

Парні ряди 4, 5 і 6 періодів складаються з елементів, зовнішні оболонки яких вміщують всього один або два електрони. Як ми говорили раніше, у них відбувається заповнення електронами d-або f-підрівнів передостаннього шару. Зазвичай це типові метали. Фізичні та хімічні властивості у них змінюються дуже повільно. Непарні ряди містять такі елементи, у яких заповнюються електронами зовнішні енергетичні рівні за наступною схемою: метали - амфотерний елемент - неметали - інертний газ. Ми вже спостерігали її прояв у всіх малих періодах. Наприклад, у непарному ряду 4 періоду мідь є металом, цинк - амфотерен, потім від галію до брому відбувається посилення неметалічних властивостей. Закінчується період криптон, атоми якого мають повністю завершену електронну оболонку.

Як пояснити розподіл елементів на групи?

Кожна група - а їх у короткій формі таблиці вісім, ділиться ще й на підгрупи, які називаються головними та побічними. Така класифікація відбиває різне становище електронів зовнішньому енергетичному рівні атомів елементів. Виявилося, що у елементів головних підгруп, наприклад, літію, натрію, калію, рубідії та цезію останній електрон розташований на s-підрівні. Елементи 7 групи головної підгрупи (галогени) заповнюють негативними частинками свій p-підрівень.

Для представників побічних підгруп, таких як хром, типовим буде наповнення електронами d-підрівня. А в елементів, що входять до сімейства, накопичення негативних зарядів відбувається на f-підрівні передостаннього енергетичного рівня. Понад те, номер групи, зазвичай, збігається з кількістю електронів, здатних до утворення хімічних зв'язків.

У нашій статті ми з'ясували, яку будову мають зовнішні енергетичні рівні атомів хімічних елементів, та визначили їхню роль у міжатомних взаємодіях.

"Типи хімічних зв'язків" - Кристали тверді, тугоплавкі, без запаху, у воді нерозчинні. ЕО в періоді збільшується ЕО в групі зростає НАЙ електронегативний елемент фтор. Речовини легкоплавки часто мають запах. ІОННИЙ ЗВ'ЯЗОК, що утворюється в результаті електростатичного тяжіння. Атомний каркас має високу міцність.

«Металевий хімічний зв'язок» - Кращі провідники мідь та срібло. Високу відбивну здатність мають ртуть, срібло, паладій, алюміній. Відмінності металевого зв'язку з іонною та ковалентною. Металевий зв'язок має риси схожості з ковалентним зв'язком. У металевого зв'язку спільне з: Іонною – утворення іонів. Вироби із золота.

«Хімія «Хімічний зв'язок»» - Речовини із ковалентним зв'язком. Параметри ковалентного зв'язку. Водневий хімічний зв'язок. Два типи кристалічних ґрат. Метали утворюють металеві кристалічні ґрати. Іонний зв'язок – це електростатичне тяжіння між іонами. Різких меж між різними видами хімічних зв'язків немає. Ковалентний зв'язок.

«Ковалентний полярний зв'язок» - Електронні пари. Атоми. Вид хімічного зв'язку. Записати електронну та структурну формули. Формування поняття про ковалентний хімічний зв'язок. Метали та неметали. Елементи. Полюси. Тип зв'язку. Ковалентний полярний хімічний зв'язок. Ряд електронегативності. Посилення електронегативності. Загальні електронні пари.

"Водневий хімічний зв'язок" - Поява в електронних спектрах нової смуги поглинання. Комплекси з елементами 6-ої групи. Властивості ковалентного хімічного зв'язку. Стан молекулярних комплексів складу DА. Комплекси двох типів. Дисперсійна енергія. Донорно-акцепторний зв'язок. Симетрична. Залежність енергії від відстані. Дві молекули описують гамільтоніанами НА та НВ.

«Типи та характеристики хімічних зв'язків» - Іонний зв'язок. Ковалентна полярна. Ковалентний полярний зв'язок. Ковалентний зв'язок. Речовини з молекулярними кристалічними ґратами. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок. Властивості речовин. Зв'язок. Молекулярні та атомні кристалічні грати. Властивості речовин із металевим зв'язком. Іонні кристалічні ґрати.

Всього у темі 23 презентації

Урок хімії у 8 класі. «_____»___________________ 20_____ р.

Зміна числа електронів зовнішньому енергетичному рівні атомів хімічних елементів.

Ціль. Розглянути зміни властивостей атомів хімічних елементів у ПСХЕ Д.І. Менделєєва.

Освітні. Пояснити закономірності зміни властивостей елементів у межах малих періодів та основних підгруп; визначити причини зміни металевих та неметалічних властивостей у періодах та групах.

Розвиваючі. Розвивати вміння порівнювати та знаходити закономірності зміни властивостей у ПСХЕ Д.І. Менделєєва.

Виховні. Виховувати культуру навчальної праці під час уроків.

Хід уроку.

1. Орг. момент.

2. Повторення вивченого матеріалу.

Самостійна робота.

1 варіант.

6-10. Вкажіть кількість енергетичних рівнів у атомах наступних елементів.

2 варіант.

1-5. Вкажіть число нейтронів у ядрі атома.

6-10. Вкажіть кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

11-15. Зазначена електронна формула атома відповідає елементу.

3. Вивчення нової теми.

Завдання. Розподіліть електрони за енергетичними рівнями у таких елементів: Mg, S, Ar.

Завершені електронні шари мають підвищену стійкість і стабільність. Стійкістю володіють атоми, у яких на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться 8 електронів - інертні гази.

Атом завжди буде стійким, якщо у нього на зовнішньому енергетичному рівні буде 8ē.

Як атоми цих елементів можуть досягти 8-електронного зовнішнього рівня?

2 шляхи завершення:

Віддати електрони

Прийняти електрони.

Метали - це елементи, які віддають електрони, на зовнішньому енергетичному рівні вони мають 1-3 ē.

Неметали - це елементи, які приймають електрони, на зовнішньому енергетичному рівні вони перебувають 4-7ē.

Зміна властивостей у ПСХЕ.

У межах періоду зі зростанням порядкового номера елемента металеві властивості слабшають, а неметалеві властивості посилюються.

1. Зростає кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

2. Радіус атома зменшується

3. Число енергетичних рівнів постійно

У основних підгрупах неметалеві характеристики зменшуються, а металеві посилюються.

1.Кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні постійно;

2. Число енергетичних рівнів збільшується;

3. Радіус атома збільшується.

Таким чином, францій – найсильніший метал, фтор – найсильніший неметал.

4. Закріплення.

Вправи.

1. Розташуйте дані хімічні елементи у порядку збільшення металевих властивостей:

А) Al, Na, Cl, Si, P

Б) Mg, Ba, Ca, Be

В) N, Sb, Bi, As

Г) Cs, Li, K, Na, Rb

2. Розташуйте дані хімічні елементи у порядку збільшення неметалічних властивостей:

Б) C, Sn, Ge, Si

В) Li, O, N, B, C

г) Br, F, I, Cl

3. Наголосіть на символах хімічних металів:

А) Cl, Al, S, Na, P, Mg, Ar, Si

Б) Sn, Si, Pb, Ge, C

Розташуйте у порядку зменшення металевих властивостей.

4. Наголосіть на символах хімічних елементів неметалів:

а) Li, F, N, Be, O, B, C

Б) Bi, As, N, Sb, P

Розташуйте як зменшення неметалевих властивостей.

Домашнє завдання.Стор. 61 - 63. Кер. 4 стор. 66

Кожен період Періодичної системи Д. І. Менделєєва закінчується інертним, чи благородним, газом.

Найпоширенішим з інертних (шляхетних) газів в атмосфері Землі є аргон, який вдалося виділити в чистому вигляді раніше за інші аналоги. У чому причина інертності гелію, неону, аргону, криптону, ксенону та радону? У цьому, що з атомів інертних газів на зовнішніх, найвіддаленіших від ядра рівнях перебуває вісім електронів (у гелію - два). Вісім електронів на зовнішньому рівні – граничне число для кожного елемента Періодичної системи Д. І. Менделєєва, крім водню та гелію. Це своєрідний ідеал міцності енергетичного рівня, якого прагнуть атоми решти елементів Періодичної системи Д. І. Менделєєва.

Домагатися такого положення електронів атоми можуть двома шляхами: віддаючи електрони із зовнішнього рівня (у цьому випадку зовнішній незавершений рівень зникає, а передостанній, який був завершений у попередньому періоді, стає зовнішнім) або приймаючи електрони, яких не вистачає до заповітної вісімки. Атоми, що мають на зовнішньому рівні менше електронів, віддають їх атомам, у яких на зовнішньому рівні більше електронів. Легко віддати один електрон, що він єдиний зовнішньому рівні, атомам елементів головної підгрупи I групи (IA групи). Важче віддавати два електрони, наприклад, атомам елементів головної підгрупи II групи (IIA групи). Ще важче віддавати свої три зовнішні електрони атомам елементів III групи (IIIA групи).

Тенденцію до віддачі електронів із зовнішнього рівня мають атоми елементів-металів. І чим легше атоми елемента-металу віддають свої зовнішні електрони, тим у більшою міроювиражені в нього металеві властивості. Зрозуміло тому, що найбільш типовими металами в Періодичній системі Менделєєва Д. І. є елементи головної підгрупи I групи (IA групи). І навпаки, тенденцію до прийняття відсутніх до завершення зовнішнього енергетичного рівня мають атоми елементів-неметалів. Зі сказаного можна зробити наступний висновок. У межах періоду зі збільшенням заряду атомного ядра, відповідно і зі збільшенням числа зовнішніх електронів металеві властивості хімічних елементів слабшають. Неметалічні властивості елементів, що характеризуються легкістю прийняття електронів зовнішній рівень, у своїй посилюються.

Найбільш типовими неметалами є елементи головної підгрупи VII групи (VIIA групи) Періодичної системи Д. І. Менделєєва. На зовнішньому рівні атомів цих елементів є сім електронів. До восьми електронів на зовнішньому рівні, тобто до стійкого стану атомів, їм не вистачає по одному електрону. Вони легко їх приєднують, виявляючи неметалеві властивості.

Як поводяться атоми елементів головної підгрупи IV групи (IVA групи) Періодичної системи Д. І. Менделєєва? Адже у них на зовнішньому рівні чотири електрони, і їм, здавалося б, все одно, віддати або прийняти чотири електрони. З'ясувалося, що здатність атомів віддавати чи приймати електрони впливає як число електронів на зовнішньому рівні, а й радіус атома. У межах періоду кількість енергетичних рівнів у атомів елементів не змінюється, воно однаково, а ось радіус зменшується, оскільки збільшується позитивний заряд ядра (кількість протонів у ньому). Внаслідок цього тяжіння електронів до ядра посилюється, і радіус атома зменшується, атом як би стискується. Тому стає все важче віддати зовнішні електрони і, навпаки, все легше прийняти недостатні до восьми електрони.

У межах однієї й тієї ж підгрупи радіус атома збільшується зі збільшенням заряду атомного ядра, оскільки за постійному числі електронів зовнішньому рівні (він дорівнює номеру групи) збільшується число енергетичних рівнів (воно дорівнює номеру періоду). Тому атому стає дедалі легше віддати зовнішні електрони.

У періодичній системі Д. І. Менделєєва зі збільшенням порядкового номера властивості атомів хімічних елементів змінюються в такий спосіб.

Який результат прийняття або віддачі електронів атомами хімічних елементів?

Уявімо, що «зустрічаються» два атоми: атом металу IA групи та атом неметалу VIIA групи. У атома металу на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться єдиний електрон, а атому неметалу якраз не вистачає саме одного електрона, щоб його зовнішній рівень виявився завершеним.

Атом металу легко віддасть свій найвіддаленіший від ядра і слабо пов'язаний з ним електрон атому неметалу, який надасть йому вільне місце на своєму зовнішньому енергетичному рівні.

Тоді атом металу, позбавлений одного негативного заряду, набуде позитивного заряду, а атом неметалу завдяки отриманому електрону перетвориться на негативно заряджену частинку - іон.

Обидва атоми здійснять свою «заповітну мрію» - отримають таку бажану вісімку електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Але що буде далі? Різноіменно заряджені іони у повній відповідності до закону тяжіння протилежних зарядів відразу з'єднаються, тобто між ними виникне хімічний зв'язок.

Розглянемо утворення цього хімічного зв'язку на прикладі добре знайомої всім сполуки хлориду натрію (кухонної солі):

Процес перетворення атомів на іони зображений на схемі та малюнку:

Наприклад, іонний зв'язок утворюється і при взаємодії атомів кальцію та кисню:

Таке перетворення атомів на іони відбувається завжди при взаємодії атомів типових металів і типових неметалів.

На закінчення розглянемо алгоритм (послідовність) міркувань під час запису схеми утворення іонного зв'язку, наприклад між атомами кальцію та хлору.

1. Кальцій – це елемент головної підгрупи ІІ групи (НА групи) Періодичної системи Д. І. Менделєєва, метал. Його атому легше віддати два зовнішні електрони, ніж прийняти шість:

2. Хлор – це елемент головної підгрупи VII групи (VIIA групи) таблиці Д. І. Менделєєва, неметал. Його атому легше прийняти один електрон, якого йому не вистачає до завершення зовнішнього енергетичного рівня, ніж віддати сім електронів із зовнішнього рівня:

3. Спочатку знайдемо найменше загальне кратне між зарядами іонів, що утворилися, воно дорівнює 2 (2×1). Потім визначимо, скільки атомів кальцію потрібно взяти, щоб вони віддали два електрони (тобто треба взяти 1 атом Са), і скільки атомів хлору треба взяти, щоб вони могли прийняти два електрони (тобто потрібно взяти 2 атоми Сl) .

4. Схематично утворення іонного зв'язку між атомами кальцію та хлору можна записати так:

Для висловлювання складу іонних сполук користуються формульними одиницями – аналогами молекулярних формул.

Цифри, що показують число атомів, молекул або формульних одиниць, називають коефіцієнтами, а цифри, що показують кількість атомів у молекулі або іонів у формульній одиниці, називають індексами.

У першій частині параграфа ми зробили висновок про характер та причини зміни властивостей елементів. У другій частині параграфа наведемо ключові слова.

Ключові слова та словосполучення

1. Атоми металів та неметалів.
2. Іони позитивні та негативні.
3. Іонний хімічний зв'язок.
4. Коефіцієнти та індекси.

Робота з комп'ютером

1. Зверніться до електронної програми. Вивчіть матеріал уроку та виконайте запропоновані завдання.
2. Знайдіть в Інтернеті електронні адреси, які можуть бути додатковими джерелами, які розкривають зміст ключових слів і словосполучень параграфа. Запропонуйте вчителю свою допомогу у підготовці нового уроку - зробіть повідомлення за ключовими словами та словосполученнями наступного параграфа.

Запитання та завдання

1. Порівняйте будову та властивості атомів: а) вуглецю та кремнію; б) кремнію та фосфору.
2. Розгляньте схеми утворення іонного зв'язку між атомами хімічних елементів: а) калію та кисню; б) літію та хлору; в) магнію та фтору.
3. Назвіть типовий метал і типовий неметал Періодичної системи Д. І. Менделєєва.
4. Використовуючи додаткові джерела інформації, поясніть, чому інертні гази почали називати благородними.

>> Хімія: Зміна числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні атомів хімічних елементів Кожен період системи елементів Д. І. Менделєєва закінчується інертним газом.

Найпоширенішим з інертних (шляхетних) газів в атмосфері Землі є аргон, який вдалося виділити в чистому вигляді раніше за інші аналоги. У чому причина інертності гелію, неону, аргону, криптону, ксенону та радону? У тому, що у атомів інертних газів на зовнішніх, найвіддаленіших від ядра рівнях знаходиться вісім електронів (у гелію – два). Вісім електронів на зовнішньому рівні - граничне число для кожного елемента Періодичної системи, крім водню і гелію. Це своєрідний ідеал міцності енергетичного рівня, якого прагнуть атоми решти елементів Періодичної системи.

Домагатися такого положення електронів атоми можуть двома нутями: віддаючи електрони із зовнішнього рівня (у цьому випадку зовнішній незавершений рівень зникає, а передостанній, який був завершений у попередньому періоді, стає зовнішнім) або приймаючи електрони, яких не вистачає до заповітної вісімки. Атоми, що мають на зовнішньому рівні менше електронів, віддають їх атомам, у яких на зовнішньому рівні більше електронів. Легко віддати один електрон, що він єдиний зовнішньому рівні, атомам елементів головної підгрупи I групи. Важче віддавати два електрони, наприклад, атомам елементів головної підгрупи II групи. Ще важче віддавати свої три зовнішні електрони атомам елементів III групи. Тенденцію до віддачі електронів із зовнішнього рівня мають атоми металів. І чим легше атоми елемента-металу віддають свої зовнішні електрони, тим більшою мірою виражені у нього металеві властивості. Зрозуміло тому, що найбільш типовими металами Періодичної системі є елементи головної підгрупи I групи. Зі сказаного можна зробити наступний висновок.

У межах періоду зі зростанням заряду атомного ядра, відповідно, і зі зростанням числа зовнішніх злектронов металеві властивості хімічних елементів зменшуються. Неметалічні властивості, що характеризуються легкістю прийняття електронів зовнішній рівень, у своїй посилюються.

Найбільш типовими неметалами є елементи головної підгрупи VII групи. На зовнішньому рівні атомів цих елементів є сім електронів. До восьми електронів на зовнішньому рівні, тобто до сталого стану атомів ім нс вистачає по одному електрону. Вони легко їх приєднують, виявляючи неметалеві властивості.

А як поводяться атоми елементів головної підгрупи IV групи? Адже у них на зовнішньому рівні чотири електрони та ім. здавалося б. все одно, віддати або прийняти чотири електрони. З'ясувалося, що на здатність атомів віддавати або приймати електрони впливає не тільки кількість електронів на зовнішньому рівні, а й така важлива характеристика атома, як його радіус. У межах періоду число енергетичних рівнів у атомів хімічних елементів не змінюється, воно однаково, а ось радіус зменшується, оскільки зростає позитивний заряд ядра (кількість протонів у ньому). Внаслідок цього тяжіння електронів до ядра посилюється, і радіус атома зменшується, атом як би стискується. Тому стає все важче віддати зовнішні електрони і, навпаки, все легше прийняти недостатні до восьми електрони.

У межах однієї й тієї ж підгрупи радіус атома зростає зі збільшенням заряду атомного ядра, оскільки за постійному числі електронів зовнішньому рівні (він дорівнює номеру групи) зростає число енергетичних рівнів (воно дорівнює номеру періоду). Тому атому стає дедалі легше віддати зовнішні електрони.

У межах одного й того ж періоду металеві властивості зменшуються, а номстллічні -збільшуються, оскільки:
а) збільшуються заряди атомних ядер;
б) зростає кількість електронів на зовнішньому рівні