§ 15. Строение электронных оболочек и характер химических элементов

Вспомните:

•    металлические элементы образуют простые вещества металлы и вещества преимущественно с основными свойствами;

•    неметаллические элементы образуют неметаллы и вещества преимущественно с кислотными свойствами; металлы активно реагируют с неметаллами.

Радиус атома

У электронной оболочки нет четких границ, поэтому радиус атомов определяют по расстоянию между ядрами соединенных атомов. Размер ядра атома по сравнению с размером атома мизерный, поэтому размер атомного ядра никоим образом не влияет на размер атомов (рис. 15.1). Радиус атомов полностью обусловлен числом электронных слоев (энергетических уровней).

В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента (сверху вниз) увеличивается число занятых энергетических уровней. Поэтому радиус атомов химических элементов одной группы увеличивается (рис. 15.2).

У атомов химических элементов одного периода число заполняемых электронных слоев одинаково. Это означает, что и радиус их атомов должен быть одинаковым. Но в периоде с увеличением порядкового номера химического элемента заряд ядра постепенно возрастает. Электроны с увеличением заряда ядра притягиваются к нему сильнее, и потому в периоде радиус атомов постепенно уменьшается (рис. 15.2, с. 77).

Причина инертности инертных элементов

Зная электронное строение атома, можно предсказать характер химических элементов и свойства их соединений. Эти свойства обусловлены электронами, которые находятся на внешних энергетических уровнях. Такие электроны называют валентными. Рассмотрим влияние строения внешнего электронного уровня на характер элементов.

Среди химических элементов особую группу составляют инертные элементы. Их особенность заключается в том, что они не «стремятся» образовывать соединения. У атомов инертных элементов чрезвычайно устойчивая электронная оболочка, которая обусловливает их химическую инертность. В чем заключается причина ее устойчивости? Проанализируем строение внешнего электронного уровня инертных элементов:

У атомов Гелия на внешнем уровне находится два электрона. Это максимальная вместимость первого энергетического уровня, т. е. у атомов Гелия электронная оболочка полностью заполнена. У атомов Неона электронная оболочка также содержит максимальное число электронов — восемь. Атомы других инертных элементов (Аргон, Криптон и др.) на внешнем уровне содержат по 8 электронов. Их внешний энергетический уровень хоть и не заполнен полностью, но это соответствует заполненным s- и ^-орбиталям на внешнем уровне. Именно этим и объясняется химическая инертность данных элементов: они вообще не вступают в химические реакции.

Таким образом, атомы с завершенными энергетическими уровнями или на внешнем уровне которых содержится восемь электронов, обладают повышенной химической устойчивостью.

Металлический и неметаллический характер химических элементов

Атомы всех других химических элементов стремятся иметь такую же электронную оболочку, как у инертных элементов. Для этого они отдают или присоединяют электроны, чтобы их электронная оболочка стала такой же, как у атомов ближайшего инертного элемента.

Отдавая или присоединяя электроны, атом превращается в заряженную частицу, которую называют ионом. Различают катионы — ионы с положительным зарядом и анионы — отрицательно заряженные ионы.

Если электронов на внешнем энергетическом уровне мало, то их легче отдать, что характерно для металлических элементов. А если электронов на внешнем уровне много, то такие атомы присоединяют электроны, что характерно для неметаллических элементов.

Атомы большинства неметаллических элементов могут также и отдавать электроны, но главное отличие заключается в том, что атомы металлических элементов способны только отдавать электроны, а неметаллических — и отдавать, и принимать.

Рассмотрим щелочной элемент Натрий — элемент главной подгруппы I группы. Простое вещество, образованное Натрием,— активный металл. Высокая химическая активность натрия объясняется наличием в его атомах единственного валентного электрона, который он легко отдает в химических реакциях. Теряя этот электрон, атом Натрия превращается в положительно заряженный ион Na+ с электронной формулой инертного элемента Неона:

Ионы Na+ входят в состав всех соединений Натрия, например соды и поваренной соли. В отличие от атомов Натрия, ионы Натрия химически инертны и почти безвредны для организма (рис. 15.3, с. 80). Весь Натрий, который содержится в организме человека (около 90 г), находится именно в виде ионов.

Рассмотрим галоген Флуор — элемент главной подгруппы VII группы. Простое соединение, образованное Флуором,— активный неметалл. Высокая химическая активность фтора объясняется тем, что в его атомах на внешнем уровне находится семь электронов. До его завершения не хватает лишь одного электрона, поэтому для них наиболее характерным является процесс присоединения электрона. Например, атом Флуора, присоединяя один электрон, превращается в ион F^-, у которого электронная формула инертного элемента Неона:

Рассмотрим Карбон — элемент главной подгруппы IV группы. Его атомы на внешнем уровне содержат по четыре электрона. Они могут принять электронную конфигурацию Гелия, отдав четыре электрона, или электронную конфигурацию Неона, присоединив четыре электрона:

Таким образом, Карбон может проявлять как металлические, так и неметаллические свойства. Но Карбон относят к неметаллическим элементам, так как главная особенность неметаллических элементов — способность присоединять электроны, и она преобладает над способностью их отдавать.

В атомах переходных элементов (d-элементов) на внешнем уровне, как правило, находится два электрона. Благодаря этому все переходные элементы являются металлическими. Все /-элементы (лантаноиды и актиноиды) также являются металлическими.

Электронные формулы ионов можно определить по формулам атомов, прибавив к ним или отняв от них нужное число электронов.

Например, электронная формула атома Лития — 1s²2s¹, а катиона Лития Li+ — 1s², что совпадает с электронной формулой Гелия.

При образовании анионов присоединенные электроны занимают свободные места на орбиталях. Например, формула атома Хлора 1s²2s²2^⁶3s²3_p⁵, а аниона Cl^- — 1s²2s²2^⁶3s²3^⁶, что совпадает с электронной формулой Аргона.

Изменение металлических и неметаллических свойств

У различных химических элементов — металлических или неметаллических — разная химическая активность. Это так же обусловлено числом валентных электронов на внешнем электронном уровне их атомов.

Элементам І группы нужно отдать один электрон, а ІІ группы — два электрона. Один электрон отдать легче, чем два. Следовательно, чем больше электронов на внешнем электронном уровне, тем атомам сложнее их отдавать, поэтому с увеличением числа электронов на внешнем уровне (в периодах) металлические свойства элементов ослабевают.

Чем больше электронов не хватает до завершения электронного уровня, тем тяжелее их присоединять, поэтому, чем меньше электронов на внешнем уровне, тем слабее проявляются неметаллические свойства элементов.

В периоде с увеличением порядкового номера металлические свойства элементов и образованных ими простых веществ ослабляются, а неметаллические — усиливаются (рис. 15.4, с. 82).

У элементов одной группы на внешнем уровне находится одинаковое число электронов. Например, у атомов щелочных элементов по одному электрону, но они расположены на разных уровнях: у атомов Лития — на втором, Натрия — на третьем и т. д. Чем дальше от ядра расположены валентные электроны, тем слабее они притягиваются к ядру. Поэтому атомы Натрия отдают электроны легче, чем атомы Лития.

С увеличением радиуса атомов внешние электроны легче терять, поэтому металлические свойства в группах усиливаются. Вместе с тем неметаллические свойства элементов в группах с увеличением радиуса атомов ослабевают. Металлические свойства элементов одной подгруппы сильнее всего выражены у элементов с наибольшим радиусом (наибольшим порядковым номером), а неметаллические — у элементов с наименьшим радиусом (наименьшим порядковым номером) (рис. 15.5).

Среди всех химических элементов наиболее активным металлическим элементом является Франций (поскольку Франций в природе не встречается, а получен искусственно, то среди существующих элементов наиболее активным является металлический элемент — Цезий).

А наиболее активный неметаллический элемент — Флуор.

Как вы смогли заметить, свойства элементов и их соединений обусловлены строением электронных оболочек их атомов. А значит, и периодичность изменения этих свойств связана с периодичностью повторений электронной конфигурации атомов.

Выводы

1.    Радиус атомов определяется размером электронной оболочки. В периодах радиус атомов уменьшается, а в группах — увеличивается.

2.    Свойства элементов и их соединений обусловлены строением электронных оболочек атомов. Металлические свойства проявляют главным образом элементы, у атомов которых на внешних уровнях находится не больше четырех электронов. Атомы неметаллических элементов содержат на внешнем уровне четыре и больше электронов.

3.    В периодах металлические свойства элементов с увеличением порядкового номера ослабевают, а в группах — усиливаются. Неметаллические свойства, наоборот, в периодах усиливаются, а в группах — ослабевают.

Контрольные вопросы

1.    Чем обусловлены металлические и неметаллические свойства элементов?

2.    Как определить число валентных электронов в электронных оболочках атомов химических элементов главных подгрупп?

3.    Почему атомы принимают (отдают) электроны в химических реакциях?

4.    Почему инертные элементы не вступают в химические реакции?

5.    Какие частицы называют ионами?

6.    Как изменяется сила притяжения валентных электронов к ядру в периоде и в подгруппе?

7.    Как изменяются металлические и неметаллические свойства элементов в группах и периодах Периодической системы с увеличением порядкового номера? Чем объясняются такие изменения?

8.    Что определяет радиус атомов? Как он изменяется в периодах и группах?

Задания для усвоения материала

1.    Выпишите из данного перечня отдельно символы: а) атомов; б) катионов; в) анионов; г) молекул.

Na, Na+, O, O₂, O^-2, Fe, SO^-2, Mg+², HNO₃, NO^-, NH+, NO₂.

2.    Запишите электронные конфигурации: а) атома Хлора и иона Cl^-; б) атома Магния и иона Mg+².

3.    Сколько протонов и электронов содержит: а) атом Алюминия; б) ион Al+³?

4.    Атом какого элемента содержит столько же электронов, сколько их в ионе Na+?

5.    Сравните электронное строение ионов S^-2, Cl^-, K+, Ca+² со строением атома Аргона.

6.    Сколько электронов не хватает до завершения внешнего энергетического уровня атомам: а) Оксигена; б) Хлора; в) Фосфора?

7.    У иона некоторого элемента E+² такое же электронное строение, как и у атома Аргона. Определите этот элемент.

8.    По Периодической системе определите число электронов, которое максимально может отдавать и присоединять атом Фосфора.

9.    Почему существенно отличаются свойства элементов главных подгрупп I и VII групп? Поясните ответ с точки зрения строения их электронных оболочек.

10.    В чем заключается отличие электронной оболочки иона Натрия от электронных оболочек: а) атома Натрия; б) атома Неона; в) иона K+?

11.    Почему элементы Флуор и Хлор обладают сходными свойствами?

Это материал учебника Химия 8 класс Григорович