Resumen de la lección "Cambio en el número de electrones en el nivel de energía externo de los átomos de elementos químicos"

¿Qué les sucede a los átomos de los elementos durante las reacciones químicas? ¿De qué dependen las propiedades de los elementos? A ambas preguntas se puede dar una respuesta: la razón está en la estructura del nivel externo. En nuestro artículo veremos la electrónica de los metales y no metales y descubriremos la relación entre la estructura del nivel externo y la. las propiedades de los elementos.

Propiedades especiales de los electrones.

al pasar reacción química entre las moléculas de dos o más reactivos, se producen cambios en la estructura de las capas electrónicas de los átomos, mientras que sus núcleos permanecen sin cambios. Primero, conozcamos las características de los electrones ubicados en los niveles del átomo más alejados del núcleo. Las partículas cargadas negativamente están dispuestas en capas a cierta distancia del núcleo y entre sí. El espacio alrededor del núcleo donde es más probable que se encuentren los electrones se llama orbital del electrón. En él se condensa aproximadamente el 90% de la nube de electrones cargada negativamente. El propio electrón en un átomo exhibe la propiedad de dualidad; puede comportarse simultáneamente como partícula y como onda.

Reglas para llenar la capa de electrones de un átomo.

El número de niveles de energía en los que se ubican las partículas es igual al número del período donde se ubica el elemento. ¿Qué indica la composición electrónica? Resultó que el número de electrones en el nivel de energía externo para los elementos s y p de los principales subgrupos de períodos pequeños y grandes corresponde al número de grupo. Por ejemplo, los átomos de litio del primer grupo, que tienen dos capas, tienen un electrón en la capa exterior. Los átomos de azufre contienen seis electrones en el último nivel de energía, ya que el elemento está ubicado en el subgrupo principal del sexto grupo, etc. Si hablamos de elementos d, entonces para ellos existe la siguiente regla: el número de negativos externos partículas es igual a 1 (para cromo y cobre) o 2. Esto se explica por el hecho de que a medida que aumenta la carga del núcleo atómico, primero se llena el subnivel d interno y los niveles de energía externos permanecen sin cambios.

¿Por qué cambian las propiedades de los elementos de períodos pequeños?

Los períodos 1, 2, 3 y 7 se consideran pequeños. El cambio suave en las propiedades de los elementos a medida que aumentan las cargas nucleares, de metales activos a gases inertes, se explica por un aumento gradual en el número de electrones en el nivel externo. Los primeros elementos en tales períodos son aquellos cuyos átomos tienen sólo uno o dos electrones que pueden ser fácilmente arrancados del núcleo. En este caso se forma un ion metálico cargado positivamente.

Los elementos anfóteros, por ejemplo el aluminio o el zinc, llenan sus niveles de energía externos con una pequeña cantidad de electrones (1 para el zinc, 3 para el aluminio). Dependiendo de las condiciones de la reacción química, pueden presentar propiedades tanto de metales como de no metales. Los elementos no metálicos de períodos pequeños contienen de 4 a 7 partículas negativas en las capas externas de sus átomos y las completan en un octeto, atrayendo electrones de otros átomos. Por ejemplo, el no metal con mayor electronegatividad, el flúor, tiene última capa 7 electrones y siempre toma un electrón no solo de los metales, sino también de elementos activos no metálicos: oxígeno, cloro, nitrógeno. Los períodos pequeños, como los grandes, terminan con gases inertes, cuyas moléculas monoatómicas han completado completamente los niveles de energía externos de hasta 8 electrones.

Características de la estructura de átomos de largos períodos.

Las filas pares de los períodos 4, 5 y 6 están formadas por elementos cuyas capas exteriores albergan sólo uno o dos electrones. Como dijimos anteriormente, llenan los subniveles d o f de la penúltima capa con electrones. Generalmente se trata de metales típicos. Físico y Propiedades químicas cambian muy lentamente. Las filas impares contienen elementos cuyos niveles de energía externos están llenos de electrones según el siguiente esquema: metales - elemento anfótero - no metales - gas inerte. Ya hemos observado su manifestación en todos los pequeños períodos. Por ejemplo, en la fila impar del cuarto período, el cobre es un metal, el zinc es anfótero, luego del galio al bromo hay un aumento en las propiedades no metálicas. El período termina con el criptón, cuyos átomos tienen una capa electrónica completamente completa.

¿Cómo explicar la división de elementos en grupos?

Cada grupo, y en la forma abreviada de la tabla hay ocho, también se divide en subgrupos, llamados principal y secundario. Esta clasificación refleja las diferentes posiciones de los electrones en el nivel de energía externo de los átomos de los elementos. Resultó que para los elementos de los subgrupos principales, por ejemplo, litio, sodio, potasio, rubidio y cesio, el último electrón se encuentra en el subnivel s. Los elementos del grupo 7 del subgrupo principal (halógenos) llenan su subnivel p con partículas negativas.

Para los representantes de subgrupos laterales, como el cromo, será típico llenar el subnivel d con electrones. Y para los elementos incluidos en las familias, la acumulación de cargas negativas se produce en el subnivel f del penúltimo nivel de energía. Además, el número del grupo suele coincidir con el número de electrones capaces de formar enlaces químicos.

En nuestro artículo descubrimos qué estructura tienen los niveles de energía externos de los átomos. elementos químicos y determinó su papel en las interacciones interatómicas.

“Tipos de enlaces químicos”: los cristales son duros, refractarios, inodoros e insolubles en agua. EO en el período aumenta EO en el grupo aumenta el elemento MÁS electronegativo flúor. Las sustancias son fusibles y, a menudo, tienen olor. UN ENLACE IÓNICO formado como resultado de la atracción electrostática. El marco atómico tiene alta resistencia.

“Enlace químico metálico”: los mejores conductores son el cobre y la plata. El mercurio, la plata, el paladio y el aluminio tienen una alta reflectividad. Diferencias entre enlaces metálicos y enlaces iónicos y covalentes. Un enlace metálico tiene características similares a un enlace covalente. Un enlace metálico tiene algo en común con: Un enlace iónico: la formación de iones. Productos de oro.

“Química “Enlace Químico”” - Sustancias con enlaces covalentes. Parámetros del enlace covalente. Enlace químico de hidrógeno. Dos tipos de redes cristalinas. Los metales forman redes cristalinas metálicas. El enlace iónico es una atracción electrostática entre iones. Límites definidos entre diferentes tipos no hay enlaces químicos. Enlace covalente.

“Enlace polar covalente” - Pares de electrones. Átomos. Vista enlace químico. Anota las fórmulas electrónicas y estructurales. Formación del concepto de enlaces químicos covalentes. Metales y no metales. Elementos. polacos. Tipo de comunicación. Enlace químico polar covalente. Serie de electronegatividad. Aumento de la electronegatividad. Pares de electrones comunes.

“Enlace químico del hidrógeno” - La aparición de una nueva banda de absorción en los espectros electrónicos. Complejos con elementos del 6º grupo. Propiedades de los enlaces químicos covalentes. Estados de complejos moleculares de composición DA. Complejos de dos tipos. Energía dispersiva. Vínculo donante-aceptador. Simétrico. Dependencia de la energía de la distancia. Los hamiltonianos HA y HB describen dos moléculas.

“Tipos y características de los enlaces químicos” - Enlace iónico. Polar covalente. covalente conexión polar. Enlace covalente. Sustancias con red cristalina molecular. Conexión metálica. Enlace de hidrógeno. Propiedades de las sustancias. Conexión. Redes cristalinas moleculares y atómicas. Propiedades de sustancias con enlaces metálicos. Redes cristalinas iónicas.

Son 23 presentaciones en total.

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Cambio en el número de electrones en el nivel de energía externo de los átomos de elementos químicos.

Objetivo. Considere los cambios en las propiedades de los átomos de elementos químicos en PSHE D.I. Mendeleev.

Educativo. Explicar los patrones de cambios en las propiedades de los elementos dentro de pequeños períodos y subgrupos principales; determinar las razones de los cambios en las propiedades metálicas y no metálicas en períodos y grupos.

De desarrollo. Desarrollar la capacidad de comparar y encontrar patrones de cambios en propiedades en PSHE D.I. Mendeleev.

Educativo. Fomentar una cultura del trabajo académico en el aula.

Durante las clases.

1. Org. momento.

2. Repetición del material estudiado.

Trabajo independiente.

Opción 1.

6-10. Indique el número de niveles de energía en los átomos de los siguientes elementos.

Opcion 2.

1-5. Indique el número de neutrones en el núcleo de un átomo.

6-10. Indique el número de electrones en el nivel de energía exterior.

11-15. La fórmula electrónica indicada del átomo corresponde al elemento.

3. Estudiar un tema nuevo.

Ejercicio. Distribuye los electrones entre los niveles de energía de los siguientes elementos: Mg, S, Ar.

Las capas electrónicas completadas tienen mayor robustez y estabilidad. Los átomos que tienen 8 electrones en su nivel de energía exterior (gases inertes) son estables.

Un átomo siempre será estable si tiene 8ē en su nivel de energía externo.

¿Cómo pueden los átomos de estos elementos alcanzar el nivel exterior de 8 electrones?

2 formas de completar:

donar electrones

Acepta electrones.

Los metales son elementos que donan electrones; en su nivel energético exterior tienen 1-3 ē.

Los no metales son elementos que aceptan electrones; su nivel de energía exterior es 4-7ē.

Cambio de propiedades en PSHE.

En un período, a medida que aumenta el número atómico de un elemento, las propiedades metálicas se debilitan y las propiedades no metálicas aumentan.

1. Aumenta el número de electrones en el nivel de energía externo.

2. El radio del átomo disminuye.

3. El número de niveles de energía es constante.

En los principales subgrupos, las propiedades no metálicas disminuyen y las metálicas aumentan.

1. El número de electrones en el nivel de energía externo es constante;

2. Aumenta el número de niveles de energía;

3. El radio del átomo aumenta.

Por tanto, el francio es el metal más fuerte, el flúor es el no metal más fuerte.

4. Consolidación.

Ejercicios.

1. Organice estos elementos químicos en orden creciente de propiedades metálicas:

A) Al, Na, Cl, Si, P

B) Mg, Ba, Ca, Be

B) N, Sb, Bi, Como

D) Cs, Li, K, Na, Rb

2. Organice estos elementos químicos en orden creciente de propiedades no metálicas:

B) C, Sn, Ge, Si

B) Li, O, N, B, C

D) Br, F, I, Cl

3. Subraye los símbolos de los metales químicos:

A) Cl, Al, S, Na, P, Mg, Ar, Si

B) Sn, Si, Pb, Ge, C

Organizar en orden decreciente de propiedades metálicas.

4. Subraye los símbolos de los elementos químicos de los no metales:

A) Li, F, N, Be, O, B, C

B) Bi, As, N, Sb, P

Organizar en orden decreciente de propiedades no metálicas.

Tarea. Página 61-63. Ej. 4 página 66

Cada período de la tabla periódica de D.I. Mendeleev termina con un gas inerte o noble.

El más común de los gases inertes (nobles) en la atmósfera terrestre es el argón, que se aisló en forma pura antes que otros análogos. ¿A qué se debe la inercia del helio, el neón, el argón, el criptón, el xenón y el radón? El hecho es que los átomos de gases inertes tienen ocho electrones en los niveles más externos del núcleo (el helio tiene dos). Ocho electrones en el nivel exterior es el número límite para cada elemento de la tabla periódica de D.I. Mendeleev, excepto el hidrógeno y el helio. Se trata de una especie de ideal de la fuerza del nivel de energía, al que aspiran los átomos de todos los demás elementos de la tabla periódica de D.I.

Los átomos pueden alcanzar esta posición de los electrones de dos maneras: donando electrones del nivel externo (en este caso, el nivel externo incompleto desaparece y el penúltimo, que se completó en el período anterior, pasa a ser externo) o aceptando electrones que no son suficientes para alcanzar los ansiados ocho. Los átomos que tienen menos electrones en su nivel exterior se los ceden a los átomos que tienen más electrones en su nivel exterior. Es fácil ceder un electrón, cuando es el único en el nivel exterior, a los átomos de elementos del subgrupo principal del grupo I (grupo IA). Es más difícil dar dos electrones, por ejemplo, a los átomos de elementos del subgrupo principal del grupo II (grupo IIA). Es aún más difícil ceder los tres electrones externos a los átomos de los elementos del grupo III (grupo IIIA).

Los átomos de los elementos metálicos tienen tendencia a ceder electrones del nivel exterior.. Y cuanto más fácilmente los átomos de un elemento metálico ceden sus electrones externos, más en mayor medida Tiene propiedades metálicas. Está claro, por tanto, que los metales más típicos de la tabla periódica de D.I Mendeleev son los elementos del subgrupo principal del grupo I (grupo IA). Por el contrario, los átomos de elementos no metálicos tienden a aceptar los que faltan antes de completar el nivel de energía externo. De lo anterior podemos sacar la siguiente conclusión. Dentro del período, con un aumento en la carga del núcleo atómico y, en consecuencia, con un aumento en el número de electrones externos, las propiedades metálicas de los elementos químicos se debilitan. Se mejoran las propiedades no metálicas de los elementos, caracterizadas por la facilidad de aceptar electrones al nivel externo.

Los no metales más típicos son los elementos del subgrupo principal del grupo VII (grupo VIIA) de la tabla periódica de D. I. Mendeleev. El nivel exterior de los átomos de estos elementos contiene siete electrones. Hasta ocho electrones en el nivel externo, es decir, en el estado estable de los átomos, carecen de un electrón. Se adhieren fácilmente y exhiben propiedades no metálicas.

¿Cómo se comportan los átomos de los elementos del subgrupo principal del grupo IV (grupo IVA) del sistema periódico de D.I. Después de todo, tienen cuatro electrones en el nivel exterior, y parecería que no les importa si dan o reciben cuatro electrones. Resultó que la capacidad de los átomos para donar o aceptar electrones está influenciada no solo por el número de electrones en el nivel externo, sino también por el radio del átomo. Durante el período, el número de niveles de energía de los átomos de los elementos no cambia, es el mismo, pero el radio disminuye a medida que aumenta la carga positiva del núcleo (el número de protones que contiene). Como resultado, la atracción de los electrones hacia el núcleo aumenta y el radio del átomo disminuye, el átomo parece encogerse. Por lo tanto, resulta cada vez más difícil renunciar a los electrones externos y, a la inversa, resulta cada vez más fácil aceptar los hasta ocho electrones que faltan.

Dentro de un mismo subgrupo, el radio de un átomo aumenta al aumentar la carga del núcleo atómico, desde cuando numero constante electrones en el nivel exterior (es igual al número de grupo), el número de niveles de energía aumenta (es igual al número de período). Por lo tanto, al átomo le resulta cada vez más fácil ceder sus electrones externos.

En la tabla periódica de D.I. Mendeleev, a medida que aumenta el número de serie, las propiedades de los átomos de los elementos químicos cambian de la siguiente manera.

¿Cuál es el resultado de la aceptación o donación de electrones por parte de átomos de elementos químicos?

Imaginemos que dos átomos “se encuentran”: un átomo metálico del grupo IA y un átomo no metálico del grupo VIIA. Un átomo metálico tiene un solo electrón en su nivel de energía externo, mientras que a un átomo no metálico solo le falta un electrón para que su nivel externo esté completo.

Un átomo metálico cederá fácilmente su electrón, más alejado del núcleo y débilmente unido a él, a un átomo no metálico, lo que le dará lugar libre en su nivel de energía externa.

Luego, el átomo metálico, privado de una carga negativa, adquirirá una carga positiva, y el átomo no metálico, gracias al electrón resultante, se convertirá en una partícula cargada negativamente: un ion.

Ambos átomos cumplirán su " sueño preciado" - recibirá los tan codiciados ocho electrones en el nivel de energía exterior. ¿Pero qué pasa después? Los iones con carga opuesta, en total conformidad con la ley de atracción de cargas opuestas, se unirán inmediatamente, es decir, surgirá un enlace químico entre ellos.

Consideremos la formación de este enlace químico usando el ejemplo del conocido compuesto cloruro de sodio (sal de mesa):

El proceso de convertir átomos en iones se muestra en el diagrama y la figura:

Por ejemplo, enlace iónico También se forma por la interacción de átomos de calcio y oxígeno:

Esta transformación de átomos en iones siempre ocurre durante la interacción de átomos de metales típicos y no metales típicos.

En conclusión, consideremos el algoritmo (secuencia) de razonamiento al escribir el esquema para la formación de un enlace iónico, por ejemplo, entre átomos de calcio y cloro.

1. El calcio es un elemento del subgrupo principal del grupo II (grupo HA) de la tabla periódica de D.I. Mendeleev, un metal. Es más fácil para su átomo ceder dos electrones externos que aceptar los seis que faltan:

2. El cloro es un elemento del subgrupo principal del grupo VII (grupo VIIA) de la tabla de D.I. Mendeleev, un no metal. Es más fácil para su átomo aceptar un electrón, que le falta para completar el nivel de energía exterior, que ceder siete electrones del nivel exterior:

3. Primero, encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones resultantes: es igual a 2 (2×1). Luego determinamos cuántos átomos de calcio se deben tomar para que puedan ceder dos electrones (es decir, se debe tomar 1 átomo de Ca) y cuántos átomos de cloro se deben tomar para que puedan aceptar dos electrones (es decir, 2 Cl). se deben tomar átomos).

4. Esquemáticamente, la formación de un enlace iónico entre átomos de calcio y cloro se puede escribir de la siguiente manera:

Para expresar la composición de compuestos iónicos, se utilizan unidades de fórmula: análogos de fórmulas moleculares.

Los números que muestran el número de átomos, moléculas o unidades fórmula se llaman coeficientes, y los números que muestran el número de átomos en una molécula o iones en una unidad fórmula se llaman índices.

En la primera parte del párrafo, llegamos a una conclusión sobre la naturaleza y las razones de los cambios en las propiedades de los elementos. En la segunda parte del párrafo presentamos las palabras clave.

Palabras y frases clave

1. Átomos de metales y no metales.
2. Los iones son positivos y negativos.
3. Enlace químico iónico.
4. Coeficientes e índices.

trabajar con computadora

1. Consulte la solicitud electrónica. Estudie el material de la lección y complete las tareas asignadas.
2. Busque direcciones de correo electrónico en Internet que puedan servir como fuentes adicionales que revelen el contenido de las palabras clave y frases del párrafo. Ofrezca su ayuda al profesor en la preparación de una nueva lección: envíe un mensaje por palabras clave y frases en el siguiente párrafo.

Preguntas y tareas

1. Compare la estructura y propiedades de los átomos: a) carbono y silicio; b) silicio y fósforo.
2. Considere los esquemas para la formación de enlaces iónicos entre átomos de elementos químicos: a) potasio y oxígeno; b) litio y cloro; c) magnesio y flúor.
3. Nombra el metal más típico y el no metal más típico de la tabla periódica de D. I. Mendeleev.
4. Utilizando fuentes de información adicionales, explique por qué los gases inertes pasaron a denominarse gases nobles.

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Cambio en el número de electrones en el nivel de energía externo de los átomos de elementos químicos.

Objetivo. Considere los cambios en las propiedades de los átomos de elementos químicos en PSHE D.I. Mendeleev.

Educativo. Explicar los patrones de cambios en las propiedades de los elementos dentro de pequeños períodos y subgrupos principales; determinar las razones de los cambios en las propiedades metálicas y no metálicas en períodos y grupos.

De desarrollo. Desarrollar la capacidad de comparar y encontrar patrones de cambios en propiedades en PSHE D.I. Mendeleev.

Educativo. Fomentar una cultura del trabajo académico en el aula.

Durante las clases.

Org. momento.

Repetición del material aprendido.

Trabajo independiente.

Opción 1.

Opcion 2.

1-5. Indique el número de neutrones en el núcleo de un átomo.

11-15. La fórmula electrónica indicada del átomo corresponde al elemento.

Estudiando un nuevo tema.

Ejercicio. Distribuye los electrones entre los niveles de energía de los siguientes elementos: Mg, S, Ar.

Las capas electrónicas completadas tienen mayor robustez y estabilidad. Los átomos que tienen 8 electrones en su nivel de energía exterior (gases inertes) son estables.

Un átomo siempre será estable si tiene 8ē en su nivel de energía externo.

¿Cómo pueden los átomos de estos elementos alcanzar el nivel exterior de 8 electrones?

2 formas de completar:

donar electrones

Acepta electrones.

Los metales son elementos que donan electrones; en su nivel energético exterior tienen 1-3 ē.

Los no metales son elementos que aceptan electrones; su nivel de energía exterior es 4-7ē.

Cambio de propiedades en PSHE.

Dentro de un período con número de serie creciente elemento, las propiedades metálicas se debilitan y las propiedades no metálicas se mejoran.

El número de electrones en el nivel de energía exterior aumenta.

El radio atómico disminuye

El número de niveles de energía es constante.

En los principales subgrupos Las propiedades no metálicas disminuyen y las propiedades metálicas aumentan..

El número de electrones en el nivel de energía exterior es constante;

El número de niveles de energía aumenta;

El radio del átomo aumenta.

Por tanto, el francio es el metal más fuerte, el flúor es el no metal más fuerte.

Consolidación.

Ejercicios.

Organice estos elementos químicos en orden creciente de propiedades metálicas:

A) Al, Na, Cl, Si, P

B) Mg, Ba, Ca, Be

B) N, Sb, Bi, Como

D) Cs, Li, K, Na, Rb

Organice estos elementos químicos en orden creciente de propiedades no metálicas:

B) C, Sn, Ge, Si

B) Li, O, N, B, C

D) Br, F, I, Cl

Subraye los símbolos químicos de los metales:

A) Cl, Al, S, Na, P, Mg, Ar, Si

B) Sn, Si, Pb, Ge, C

Organizar en orden decreciente de propiedades metálicas.

Subraya los símbolos de los elementos químicos de los no metales:

A) Li, F, N, Be, O, B, C

B) Bi, As, N, Sb, P

Organizar en orden decreciente de propiedades no metálicas.

Tarea. Página 61-63. Ej. 4 página 66

Opción 1.

1-5. Indique el número de neutrones en el núcleo de un átomo.

6-10. Indique el número de niveles de energía en los átomos de los siguientes elementos.

11-15. La fórmula electrónica indicada del átomo corresponde al elemento.

Opcion 2.

1-5. Indique el número de neutrones en el núcleo de un átomo.

6-10. Indique el número de electrones en el nivel de energía exterior.

11-15. La fórmula electrónica indicada del átomo corresponde al elemento.