Dzisiaj porozmawiamy o tym, jaki jest poziom energii atomu, kiedy dana osoba spotyka się z tą koncepcją i gdzie jest ona stosowana.
Fizyka szkolna
Ludzie spotykają się po raz pierwszy nauki przyrodnicze W szkole. A jeśli na siódmym roku nauki dzieci nadal uznają nową wiedzę z biologii i chemii za interesującą, to w szkole średniej zaczynają się ich bać. Kiedy nadejdzie twoja kolej fizyka atomowa lekcje tej dyscypliny budzą już jedynie wstręt do niezrozumiałych zadań. Warto jednak pamiętać, że wszystkie odkrycia, które teraz stały się nudne przybory szkolne, nietrywialna historia i cały arsenał przydatnych aplikacji. Odkrywanie, jak działa świat, jest jak otwieranie pudełka, w którym znajduje się coś ciekawego: zawsze chcesz znaleźć sekretny schowek i odkryć w nim kolejny skarb. Dziś porozmawiamy o jednej z podstawowych fizyki, czyli budowie materii.
Niepodzielny, złożony, kwantowy
Ze starożytnego języka greckiego słowo „atom” tłumaczone jest jako „niepodzielny, najmniejszy”. Idea ta jest konsekwencją historii nauki. Niektórzy starożytni Grecy i Hindusi wierzyli, że wszystko na świecie składa się z drobnych cząstek.
W Współczesna historia przeprowadzono znacznie wcześniej niż badania fizyczne. Naukowcy XVII i XVIII wieku zajmowali się przede wszystkim wzrostem siła militarna kraj, król lub książę. Aby stworzyć materiały wybuchowe i proch, trzeba było zrozumieć, z czego się składają. W rezultacie naukowcy odkryli, że niektórych elementów nie da się rozdzielić powyżej pewnego poziomu. Oznacza to, że istnieją najmniejsze nośniki właściwości chemicznych.
Ale mylili się. Atom okazał się cząstką złożoną, a jego zdolność do zmian ma charakter kwantowy. Świadczą o tym także przejścia poziomów energetycznych atomu.
Pozytywny i negatywny
Pod koniec XIX wieku naukowcy byli bliscy zbadania najmniejszych cząstek materii. Na przykład było jasne: atom zawiera zarówno składniki naładowane dodatnio, jak i ujemnie. Ale nie było wiadomo: lokalizacja, interakcja i stosunek wagowy jego elementów pozostawały tajemnicą.
Rutherford przeprowadził eksperyment z rozpraszaniem cienkich cząstek alfa i odkrył, że w środku atomów znajdują się ciężkie pierwiastki dodatnie, a bardzo lekkie ujemne znajdują się na krawędziach. Oznacza to, że nośnikami różnych ładunków są cząstki, które nie są do siebie podobne. To wyjaśniało ładunek atomów: można było do nich dodać pierwiastek lub go usunąć. Równowaga utrzymująca neutralność całego układu została zakłócona, a atom uzyskał ładunek.
Elektrony, protony, neutrony
Później okazało się, że lekkie cząstki ujemne to elektrony, a ciężkie dodatnie jądro składa się z dwóch rodzajów nukleonów (protonów i neutronów). Protony różniły się od neutronów tylko tym, że te pierwsze były naładowane dodatnio i ciężkie, podczas gdy te drugie miały jedynie masę. Zmiana składu i ładunku jądra jest trudna: wymaga niesamowitej energii. Ale atom jest znacznie łatwiej dzielony przez elektron. Jest więcej atomów elektroujemnych, które chętniej „odbiorą” elektron i mniej atomów elektroujemnych, które chętniej go „oddadzą”. Tak powstaje ładunek atomu: jeśli jest nadmiar elektronów, to jest on ujemny, a jeśli jest niedobór, to jest dodatni.
Długie życie wszechświata
Ale ta struktura atomowa zaintrygowała naukowców. Zgodnie z panującą wówczas mądrością fizyka klasyczna, elektron, który stale poruszał się wokół jądra, powinien był w sposób ciągły emitować fale elektromagnetyczne. Ponieważ proces ten oznacza utratę energii, wszystkie ujemne cząstki wkrótce stracą prędkość i spadną na rdzeń. Jednak wszechświat istnieje już bardzo długo i jeszcze nie nastąpiła ogólnoświatowa katastrofa. Narastał paradoks zbyt starej materii.
Postulaty Bohra
Postulaty Bohra były w stanie wyjaśnić tę rozbieżność. Wtedy były to po prostu stwierdzenia, skoki w nieznane, które nie były poparte żadnymi obliczeniami ani teorią. Zgodnie z postulatami w atomie istniały poziomy energetyczne elektronów. Każda ujemnie naładowana cząstka może znajdować się tylko na tych poziomach. Przejście pomiędzy orbitalami (jak nazywane są poziomy) odbywa się poprzez skok, podczas którego uwalniany lub pochłaniany jest kwant energii elektromagnetycznej.
Odkrycie kwantu przez Plancka wyjaśniło później to zachowanie elektronów.
Światło i atom
Ilość energii potrzebnej do przejścia zależy od odległości między poziomami energetycznymi atomu. Im dalej są od siebie, tym większy jest emitowany lub pochłaniany kwant.
Jak wiadomo, światło jest kwantem pole elektromagnetyczne. Zatem, gdy elektron w atomie przemieszcza się z wyższego na niższy poziom, wytwarza światło. Jednocześnie ma to również zastosowanie prawo odwrotne: Kiedy fala elektromagnetyczna uderza w obiekt, wzbudza jego elektrony, które przemieszczają się na wyższą orbitę.
Ponadto poziomy energii atomu są indywidualne dla każdego typu pierwiastek chemiczny. Układ odległości między orbitalami jest inny dla wodoru i złota, wolframu i miedzi, bromu i siarki. Dlatego analiza widm emisyjnych dowolnego obiektu (w tym gwiazd) jednoznacznie określa, jakie substancje są w nim obecne i w jakich ilościach.
Ta metoda jest niezwykle szeroko stosowana. Stosowana jest analiza spektralna:
- w kryminologii;
- w kontroli jakości żywności i wody;
- w produkcji towarów;
- w tworzeniu nowych materiałów;
- w ulepszaniu technologii;
- w eksperymentach naukowych;
- w badaniu gwiazd.
Ta lista tylko w przybliżeniu pokazuje, jak przydatne okazało się odkrycie poziomów elektronowych w atomie. Poziomice elektroniczne są najbardziej szorstkie i największe. Istnieją subtelniejsze poziomy wibracji i jeszcze subtelniejsze poziomy rotacji. Ale dotyczą one tylko złożonych związków - cząsteczek i ciał stałych.
Trzeba powiedzieć, że struktura jądra nie została jeszcze w pełni zbadana. Nie ma na przykład odpowiedzi na pytanie, dlaczego określonej liczbie protonów odpowiada dokładnie ta liczba neutronów. Naukowcy to sugerują jądro atomowe zawiera także analogię poziomów elektronicznych. Jednak nie zostało to jeszcze udowodnione.
Ryż. 7. Przedstawienie kształtów i orientacji
S-,P-,D-, orbitale wykorzystujące powierzchnie graniczne.
Liczba kwantowaM l zwany magnetyczny . Określa przestrzenne położenie orbitalu atomowego i przyjmuje wartości całkowite z – l do + l przez zero, czyli 2 l+ 1 wartości (Tabela 27).
Orbitale tego samego podpoziomu ( l= const) mają tę samą energię. Ten stan nazywa się zdegenerowany energetycznie. Więc P-orbitalny – trzykrotny, D- pięć razy i F– siedmiokrotny degenerat. Powierzchnie graniczne S-,P-,D-, orbitale pokazano na ryc. 7.
S -orbitale sferycznie symetryczny dla każdego N i różnią się od siebie jedynie wielkością kuli. Ich maksymalnie symetryczny kształt wynika z faktu, że kiedy l= 0 i μ l = 0.
Tabela 27
Liczba orbitali na podpoziomach energetycznych
|
Orbitalna liczba kwantowa |
Magnetyczna liczba kwantowa |
Liczba orbitali o danej wartości l |
|
M l | ||
|
–2, –1, 0, +1, +2 | ||
|
–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 |
P -orbitale istnieć, kiedy N≥ 2 i l= 1, zatem możliwe są trzy opcje orientacji w przestrzeni: M l= –1, 0, +1. Wszystkie orbitale p mają płaszczyznę węzłową, która dzieli orbital na dwa obszary, zatem powierzchnie graniczne mają kształt hantli zorientowanych w przestrzeni pod kątem 90° względem siebie. Osie symetrii są dla nich wyznaczonymi osiami współrzędnych P X , P y , P z .
D -orbitale określona przez liczbę kwantową l = 2 (N≥ 3), przy czym M l= –2, –1, 0, +1, +2, czyli charakteryzują się pięcioma możliwościami orientacji w przestrzeni. D-wyznacza się orbitale zorientowane łopatkami wzdłuż osi współrzędnych D z² i D X ²– y² i ostrza zorientowane wzdłuż dwusiecznych kątów współrzędnych – D xy , D yz , D xz .
Siedem F -orbitale, odpowiedni l = 3 (N≥ 4), są przedstawiane jako powierzchnie graniczne.
Liczby kwantowe N, l I M nie charakteryzują w pełni stanu elektronu w atomie. Ustalono eksperymentalnie, że elektron ma jeszcze jedną właściwość - spin. W uproszczeniu spin można przedstawić jako obrót elektronu wokół własną oś. Spinowa liczba kwantowa m S ma tylko dwa znaczenia M S= ±1/2, reprezentujące dwa rzuty momentu pędu elektronu na wybraną oś. Elektrony z różnymi M S są oznaczone strzałkami skierowanymi w górę i w dół.
Kolejność wypełniania orbitali atomowych
Zapełnianie orbitali atomowych (AO) elektronami odbywa się według zasady najmniejszej energii, zasady Pauli, reguły Hunda, a dla atomów wieloelektronowych – reguły Klechkowskiego.
Zasada najmniejszej energii wymaga, aby elektrony zapełniły AO w kolejności rosnącej energii elektronów na tych orbitali. Odzwierciedla to ogólną zasadę - maksymalna stabilność systemu odpowiada minimum jego energii.
Zasada Pauli (1925) zabrania obecności elektronów o tym samym zestawie liczb kwantowych w atomie wieloelektronowym. Oznacza to, że dowolne dwa elektrony w atomie (lub cząsteczce lub jonie) muszą różnić się od siebie wartością co najmniej jednej liczby kwantowej, czyli na jednym orbicie nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony o różnych spinach (sparowane elektrony). Każdy podpoziom zawiera 2 l+ 1 orbitale zawierające nie więcej niż 2(2 l+ 1) elektrony. Wynika z tego, że pojemność S-orbitale – 2, P-orbitale – 6, D-orbitale – 10 i F-orbitale – 14 elektronów. Jeśli liczba elektronów dla danego l suma od 0 do N– 1, wówczas otrzymujemy wzór Bora-Pogrzebać, który określa całkowitą liczbę elektronów na danym poziomie N:
Wzór ten nie uwzględnia oddziaływania elektron-elektron i przestaje obowiązywać, gdy N ≥ 3.
Orbitale o tych samych energiach (zdegenerowane) są wypełniane zgodnie z reguła Gunda : Konfiguracja elektronowa z maksymalnym spinem ma najniższą energię. Oznacza to, że jeśli na orbicie p znajdują się trzy elektrony, to są one rozmieszczone w następujący sposób: , a całkowity spin S=3/2, a nie tak: , S=1/2.
Reguła Klechkowskiego (zasada najmniejszej energii). W atomach wieloelektronowych, podobnie jak w atomie wodoru, stan elektronu określają wartości tych samych czterech liczb kwantowych, ale w tym przypadku elektron znajduje się nie tylko w polu jądra, ale także w polu innych elektronów. Dlatego o energii w atomach wieloelektronowych decyduje nie tylko zasada główna, ale także orbitalna liczba kwantowa, a raczej ich suma: energia orbitali atomowych rośnie wraz ze wzrostem sumyN + l; jeżeli kwota jest taka sama, w pierwszej kolejności wypełniany jest poziom z mniejszą wartościąNi dużyl. Energia orbitali atomowych rośnie zgodnie z szeregiem:
|
1S<2S<2P<3S<3P<4S≈3D<4P<5S≈4D<5P<6S≈4F≈5D<6P<7S≈5F≈6D<7P. |
Tak więc cztery liczby kwantowe opisują stan elektronu w atomie i charakteryzują energię elektronu, jego spin, kształt chmury elektronów i jego orientację w przestrzeni. Kiedy atom przechodzi z jednego stanu do drugiego, następuje restrukturyzacja chmury elektronów, czyli zmiana wartości liczb kwantowych, czemu towarzyszy absorpcja lub emisja kwantów energii przez atom.
POZIOMY ENERGII
| Nazwa parametru | Oznaczający |
| Temat artykułu: | POZIOMY ENERGII |
| Rubryka (kategoria tematyczna) | Edukacja |
STRUKTURA ATOMOWA
1. Rozwój teorii budowy atomu. Z
2. Jądro i powłoka elektronowa atomu. Z
3. Budowa jądra atomu. Z
4. Nuklidy, izotopy, liczba masowa. Z
5. Poziomy energii.
6. Kwantowo-mechaniczne wyjaśnienie budowy.
6.1. Orbitalny model atomu.
6.2. Zasady wypełniania orbitali.
6.3. Orbitale z s-elektronami (s-orbitale atomowe).
6.4. Orbitale z p-elektronami (orbitale atomowe).
6.5. Orbitale z elektronami d-f
7. Podpoziomy energetyczne atomu wieloelektronowego. Liczby kwantowe.
POZIOMY ENERGII
Strukturę powłoki elektronowej atomu określają różne rezerwy energii poszczególnych elektronów w atomie. Zgodnie z modelem atomu Bohra elektrony mogą zajmować w atomie pozycje odpowiadające dokładnie określonym (skwantowanym) stanom energetycznym. Stany te nazywane są poziomami energii.
Liczbę elektronów, które mogą znajdować się na odrębnym poziomie energii, określa wzór 2n 2, gdzie n jest numerem poziomu, który jest oznaczony cyframi arabskimi 1 - 7. Maksymalne wypełnienie pierwszych czterech poziomów energii wynosi c . według wzoru 2n 2 wynosi: dla pierwszego poziomu – 2 elektrony, dla drugiego – 8, dla trzeciego – 18 i dla czwartego poziomu – 32 elektrony. Nie osiągnięto maksymalnego wypełnienia elektronami wyższych poziomów energii w atomach znanych pierwiastków.
Ryż. 1 pokazuje wypełnienie poziomów energetycznych pierwszych dwudziestu pierwiastków elektronami (od wodoru H do wapnia Ca, czarne kółka). Wypełniając poziomy energetyczne we wskazanej kolejności otrzymujemy najprostsze modele atomów pierwiastków, zachowując przy tym kolejność wypełniania (od dołu do góry i od lewej do prawej na rysunku), aż ostatni elektron wskaże symbol odpowiedni element Na trzecim poziomie energii M(maksymalna pojemność to 18 e-) dla pierwiastków Na – Ar jest już tylko 8 elektronów, wtedy zaczyna się budować czwarty poziom energetyczny N– pojawiają się na nim dwa elektrony dla pierwiastków K i Ca. Kolejne 10 elektronów ponownie zajmuje poziom M(pierwiastki Sc – Zn (nie pokazane), a następnie poziom N jest nadal wypełniany sześcioma kolejnymi elektronami (pierwiastki Ca-Kr, białe kółka).
| Ryż. 1 | Ryż. 2 |
Jeżeli atom znajduje się w stanie podstawowym, to jego elektrony zajmują poziomy o minimalnej energii, czyli każdy kolejny elektron zajmuje najbardziej korzystną energetycznie pozycję, jak na rys. 1. Pod wpływem zewnętrznym na atom związanym z przekazaniem mu energii, np. poprzez ogrzewanie, elektrony przenoszone są na wyższe poziomy energetyczne (rys. 2). Ten stan atomu nazywa się zwykle wzbudzonym. Przestrzeń zwolnioną na niższym poziomie energii wypełnia (co jest korzystną pozycją) elektronem z wyższego poziomu energii. Podczas przejścia elektron oddaje niewielką ilość energii, która odpowiada różnicy energii pomiędzy poziomami. W wyniku przejść elektronowych pojawia się charakterystyczne promieniowanie. Z linii widmowych pochłoniętego (emitowanego) światła można wyciągnąć ilościowe wnioski na temat poziomów energii atomu.
Zgodnie z kwantowym modelem atomu Bohra, elektron posiadający określony stan energetyczny porusza się w atomie po orbicie kołowej. Elektrony o tej samej energii znajdują się w równych odległościach od jądra, każdy poziom energii ma swój własny zestaw elektronów, który Bohr nazwał warstwą elektronową. Jednak według Bohra elektrony jednej warstwy poruszają się po powierzchni kulistej, elektrony kolejnej warstwy poruszają się po innej powierzchni kulistej. wszystkie kule są wpisane jedna w drugą, a środek odpowiada jądru atomowemu.
POZIOMY ENERGII - pojęcie i rodzaje. Klasyfikacja i cechy kategorii „POZIOMY ENERGII” 2017, 2018.
Malyugina 14. Zewnętrzne i wewnętrzne poziomy energii. Kompletność poziomu energii.
Przypomnijmy pokrótce to, co już wiemy o budowie powłoki elektronowej atomów:
ü liczba poziomów energetycznych atomu = liczba okresu, w którym znajduje się pierwiastek;
ü maksymalną pojemność każdego poziomu energii oblicza się za pomocą wzoru 2n2
ü zewnętrzna powłoka energetyczna nie może zawierać więcej niż 2 elektrony dla pierwiastków pierwszego okresu i więcej niż 8 elektronów dla pierwiastków innych okresów
Wróćmy jeszcze raz do analizy schematu wypełniania poziomów energii w elementach o małych okresach:
Tabela 1. Poziomy energii napełniania
dla elementów o małych okresach
Numer okresu | Liczba poziomów energii = numer okresu | Symbol elementu, jego numer seryjny | Całkowity elektrony | Rozkład elektronów według poziomów energii | Numer grupy |
|
|
H +1 )1 | +1 N, 1e- | |||||
|
Nmi + 2 ) 2 | +2 Nie, 2e- | |||||
|
Li + 3 ) 2 ) 1 | + 3 Li, 2e-, 1e- | |||||
|
We +4 ) 2 )2 | + 4 Być, 2e-,2 mi- | |||||
|
V +5 ) 2 )3 | +5 B, 2e-, 3e- | |||||
|
C +6 ) 2 )4 | +6 C, 2e-, 4e- | |||||
|
N + 7 ) 2 ) 5 | + 7 N, 2e-,5 mi- | |||||
|
O + 8 ) 2 ) 6 | + 8 O, 2e-,6 mi- | |||||
|
F + 9 ) 2 ) 7 | + 9 F, 2e-,7 mi- | |||||
|
Nie + 10 ) 2 ) 8 | + 10 Nie, 2e-,8 mi- | |||||
|
Nie + 11 ) 2 ) 8 )1 | +1 1 Nie, 2e-, 8e-, 1e- | |||||
|
Mg + 12 ) 2 ) 8 )2 | +1 2 Mg, 2e-, 8e-, 2 mi- | |||||
|
Glin + 13 ) 2 ) 8 )3 | +1 3 Glin, 2e-, 8e-, 3 mi- | |||||
|
Si + 14 ) 2 ) 8 )4 | +1 4 Si, 2e-, 8e-, 4 mi- | |||||
|
P + 15 ) 2 ) 8 )5 | +1 5 P, 2e-, 8e-, 5 mi- | |||||
|
S + 16 ) 2 ) 8 )6 | +1 5 P, 2e-, 8e-, 6 mi- | |||||
|
kl + 17 ) 2 ) 8 )7 | +1 7 kl, 2e-, 8e-, 7 mi- | |||||
18 Ar |
Ar+ 18 ) 2 ) 8 )8 | +1 8 Ar, 2e-, 8e-, 8 mi- |
Przeanalizuj tabelę 1. Porównaj liczbę elektronów na ostatnim poziomie energetycznym z numerem grupy, w której znajduje się pierwiastek chemiczny.
Czy zauważyłeś to? liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii atomów pokrywa się z numerem grupy, w którym występuje dany pierwiastek (z wyjątkiem helu)?
!!! Ta zasada jest prawdziwa tylko dla elementów główny podgrupy
Każdy okres systemu kończy się elementem obojętnym(hel He, neon Ne, argon Ar). Zewnętrzny poziom energii tych pierwiastków zawiera maksymalną możliwą liczbę elektronów: hel -2, pozostałe pierwiastki - 8. Są to pierwiastki grupy VIII głównej podgrupy. Nazywa się poziom energii podobny do struktury poziomu energii gazu obojętnego zakończony. Jest to swego rodzaju granica siły poziomu energii dla każdego pierwiastka układu okresowego. Cząsteczki prostych substancji - gazów obojętnych - składają się z jednego atomu i charakteryzują się obojętnością chemiczną, to znaczy praktycznie nie wchodzą w reakcje chemiczne.
W pozostałych elementach PSHE poziom energii różni się od poziomu energii elementu obojętnego; takie poziomy nazywane są niedokończony. Atomy tych pierwiastków dążą do uzupełnienia zewnętrznego poziomu energii poprzez oddawanie lub przyjmowanie elektronów.
Pytania do samokontroli
1. Jaki poziom energii nazywamy zewnętrznym?
2. Jaki poziom energii nazywa się wewnętrznym?
3. Jaki poziom energii nazywa się pełnym?
4. Elementy której grupy i podgrupy mają pełny poziom energii?
5. Jaka jest liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energetycznym pierwiastków głównych podgrup?
6. W jaki sposób elementy jednej głównej podgrupy są podobne w strukturze poziomu elektronicznego?
7. Ile elektronów na poziomie zewnętrznym zawierają elementy a) grupy IIA;
b) grupa IVA; c) VII Grupa A
Zobacz odpowiedź
1. Ostatni
2. Dowolny oprócz ostatniego
3. Ten, który zawiera maksymalną liczbę elektronów. A także poziom zewnętrzny, jeśli w pierwszym okresie zawiera 8 elektronów - 2 elektrony.
4. Pierwiastki grupy VIIIA (pierwiastki obojętne)
5. Numer grupy, w której znajduje się element
6. Wszystkie elementy głównych podgrup na zewnętrznym poziomie energii zawierają tyle elektronów, ile wynosi numer grupy
7. a) pierwiastki grupy IIA mają 2 elektrony na poziomie zewnętrznym; b) elementy grupy IVA mają 4 elektrony; c) Pierwiastki z grupy VII A mają 7 elektronów.
Zadania do samodzielnego rozwiązania
1. Zidentyfikuj pierwiastek na podstawie następujących cech: a) ma 2 poziomy elektronowe, na zewnętrznym - 3 elektrony; b) ma 3 poziomy elektroniczne, na zewnętrznym - 5 elektronów. Zapisz rozkład elektronów na poziomach energetycznych tych atomów.
2. Które dwa atomy mają taką samą liczbę wypełnionych poziomów energii?
Zobacz odpowiedź:
1. a) Ustalmy „współrzędne” pierwiastka chemicznego: 2 poziomy elektroniczne – II okres; 3 elektrony na poziomie zewnętrznym – grupa III A. To jest bor 5B. Schemat rozkładu elektronów według poziomów energii: 2e-, 3e-
b) III okres, grupa VA, pierwiastek fosfor 15P. Schemat rozkładu elektronów według poziomów energii: 2e-, 8e-, 5e-
2. d) sód i chlor.
Wyjaśnienie: a) sód: +11 )2)8 )1 (wypełniony 2) ← → wodór: +1)1
b) hel: +2 )2 (wypełniony 1) ← → wodór: wodór: +1)1
c) hel: +2 )2 (wypełnione 1) ← → neon: +10 )2)8 (wypełnione 2)
*G) sód: +11 )2)8 )1 (wypełniony 2) ← → chlor: +17 )2)8 )7 (wypełnione 2)
4. Dziesięć. Liczba elektronów = liczba atomowa
5 c) arsen i fosfor. Atomy znajdujące się w tej samej podgrupie mają tę samą liczbę elektronów.
Wyjaśnienia:
a) sód i magnez (w różnych grupach); b) wapń i cynk (w tej samej grupie, ale w różnych podgrupach); * c) arsen i fosfor (w jednej, głównej, podgrupie) d) tlen i fluor (w różnych grupach).
7. d) liczba elektronów na poziomie zewnętrznym
8. b) liczba poziomów energii
9. a) lit (znajdujący się w grupie IA okresu II)
10. c) krzem (grupa IVA, III okres)
11. b) bor (2 poziomy - IIokres, 3 elektrony na poziomie zewnętrznym – IIIAGrupa)
E.N.Frenkel
Poradnik z chemii
Podręcznik dla tych, którzy nie wiedzą, a chcą poznać i zrozumieć chemię
Część I. Elementy chemii ogólnej
(pierwszy poziom trudności)
Kontynuacja. Zobacz początek w numerach 13, 18, 23/2007
Rozdział 3. Podstawowe informacje o budowie atomu.
Prawo okresowe D.I.Mendelejewa
Pamiętaj, czym jest atom, z czego jest zbudowany, czy atom zmienia się w reakcjach chemicznych.
Atom jest elektrycznie obojętną cząstką składającą się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanych elektronów.
Liczba elektronów może się zmieniać podczas procesów chemicznych, ale ładunek jądrowy zawsze pozostaje taki sam. Znając rozkład elektronów w atomie (strukturę atomową), można przewidzieć wiele właściwości danego atomu, a także właściwości prostych i złożonych substancji, których jest on częścią.
Budowa atomu, tj. Skład jądra i rozkład elektronów wokół jądra można łatwo określić na podstawie położenia pierwiastka w układzie okresowym.
W układzie okresowym D.I. Mendelejewa pierwiastki chemiczne ułożone są w określonej kolejności. Sekwencja ta jest ściśle związana ze strukturą atomową tych pierwiastków. Każdy pierwiastek chemiczny w układzie jest przypisany numer seryjny dodatkowo możesz określić dla niego numer okresu, numer grupy i typ podgrupy.
Sponsorem publikacji artykułu jest sklep internetowy „Megamech”. W sklepie znajdziesz produkty futrzane na każdy gust - kurtki, kamizelki i futra wykonane z lisa, nutrii, królika, norek, lisa srebrnego, lisa polarnego. Firma oferuje Państwu także zakup luksusowych wyrobów futrzanych oraz skorzystanie z usług krawieckich na zamówienie. Wyroby futrzane hurtowo i detalicznie - od kategorii budżetowej do klasy luksusowej, rabaty do 50%, 1 rok gwarancji, dostawa na terenie całej Ukrainy, Rosji, krajów WNP i UE, odbiór z showroomu w Krzywym Rogu, towary od wiodących ukraińskich producentów, Rosja, Turcja i Chiny. Możesz przeglądać katalog produktów, ceny, kontakty i uzyskać porady na stronie internetowej, która znajduje się pod adresem: „megameh.com”.
Znając dokładny „adres” pierwiastka chemicznego - grupę, podgrupę i numer okresu, można jednoznacznie określić budowę jego atomu.
Okres to poziomy rząd pierwiastków chemicznych. Współczesny układ okresowy ma siedem okresów. Pierwsze trzy okresy są mały, ponieważ zawierają 2 lub 8 elementów:
I okres – H, He – 2 pierwiastki;
II okres – Li… Ne – 8 elementów;
III okres – Na...Ar – 8 elementów.
Inne okresy – duży. Każdy z nich zawiera 2–3 rzędy elementów:
IV okres (2 rzędy) – K...Kr – 18 elementów;
6. okres (3 rzędy) – Cs…Rn – 32 elementy. Okres ten obejmuje szereg lantanowców.
Grupa– pionowy rząd pierwiastków chemicznych. W sumie jest osiem grup. Każda grupa składa się z dwóch podgrup: główna podgrupa I podgrupa boczna. Na przykład:
Główną podgrupę tworzą pierwiastki chemiczne o krótkich okresach (na przykład N, P) i dużych okresach (na przykład As, Sb, Bi).
Podgrupę boczną tworzą pierwiastki chemiczne tylko o długich okresach (na przykład V, Nb,
Ta).
Wizualnie podgrupy te są łatwe do rozróżnienia. Główna podgrupa jest „wysoka”, zaczyna się od 1. lub 2. okresu. Podgrupa wtórna jest „niska”, zaczyna się od 4. okresu.
Tak więc każdy pierwiastek chemiczny układu okresowego ma swój własny adres: okres, grupa, podgrupa, numer seryjny.
Na przykład wanad V jest pierwiastkiem chemicznym czwartego okresu, grupa V, podgrupa wtórna, numer seryjny 23.
Zadanie 3.1. Wskaż okres, grupę i podgrupę pierwiastków chemicznych o numerach seryjnych 8, 26, 31, 35, 54.
Zadanie 3.2. Podaj numer seryjny i nazwę pierwiastka chemicznego, jeżeli wiadomo, że się on znajduje:
a) w okresie 4. grupa VI, podgrupa wtórna;
b) w okresie 5, grupa IV, podgrupa główna.
Jak można powiązać informację o położeniu pierwiastka w układzie okresowym ze strukturą jego atomu?
Atom składa się z jądra (mają ładunek dodatni) i elektronów (mają ładunek ujemny). Ogólnie rzecz biorąc, atom jest elektrycznie obojętny.
Pozytywny atomowy ładunek jądrowy równy numerowi seryjnemu pierwiastka chemicznego.
Jądro atomu jest cząstką złożoną. Prawie cała masa atomu skupia się w jądrze. Ponieważ pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o tym samym ładunku jądrowym, w pobliżu symbolu pierwiastka podano następujące współrzędne:
Na podstawie tych danych można określić skład jądra. Jądro składa się z protonów i neutronów.
Proton P ma masę 1 (1,0073 amu) i ładunek +1. Neutron N nie ma ładunku (neutralny), a jego masa jest w przybliżeniu równa masie protonu (1,0087 a.m.).
Ładunek jądra zależy od protonów. Ponadto liczba protonów jest równa(według rozmiaru) ładunek jądra atomowego, tj. numer seryjny.
Liczba neutronów N określona na podstawie różnicy wielkości: „masa rdzenia” A i „numer seryjny” Z. Zatem dla atomu glinu:
N = A – Z = 27 –13 = 14N,
Zadanie 3.3. Określ skład jąder atomowych, jeśli pierwiastek chemiczny występuje w:
a) III okres, grupa VII, podgrupa główna;
b) 4. okres, grupa IV, podgrupa wtórna;
c) 5. okres, grupa I, podgrupa główna.
Uwaga! Określając liczbę masową jądra atomu, należy zaokrąglić masę atomową wskazaną w układzie okresowym. Dzieje się tak, ponieważ masy protonu i neutronu są praktycznie całkowite, a masę elektronów można pominąć.
Ustalmy, które z poniższych jąder należą do tego samego pierwiastka chemicznego:
A (20 R + 20N),
B (19 R + 20N),
W 20 R + 19N).
Jądra A i B należą do atomów tego samego pierwiastka chemicznego, ponieważ zawierają tę samą liczbę protonów, czyli ładunki tych jąder są takie same. Badania pokazują, że masa atomu nie ma istotnego wpływu na jego właściwości chemiczne.
Izotopy to atomy tego samego pierwiastka chemicznego (ta sama liczba protonów), które różnią się masą (różną liczbą neutronów).
Izotopy i ich związki chemiczne różnią się od siebie właściwościami fizycznymi, ale właściwości chemiczne izotopów tego samego pierwiastka chemicznego są takie same. Zatem izotopy węgla-14 (14 C) mają takie same właściwości chemiczne jak węgiel-12 (12 C), które są zawarte w tkankach każdego żywego organizmu. Różnica objawia się jedynie radioaktywnością (izotop 14 C). Dlatego izotopy wykorzystuje się do diagnozowania i leczenia różnych chorób oraz do badań naukowych.
Wróćmy do opisu budowy atomu. Jak wiadomo, jądro atomu nie zmienia się w procesach chemicznych. Co się zmienia? Całkowita liczba elektronów w atomie i rozkład elektronów są zmienne. Ogólny liczba elektronów w atomie obojętnym Nietrudno to ustalić - jest on równy numerowi seryjnemu, tj. ładunek jądra atomowego:
Elektrony mają ładunek ujemny –1, a ich masa jest znikoma: 1/1840 masy protonu.
Ujemnie naładowane elektrony odpychają się i znajdują w różnych odległościach od jądra. W której elektrony o w przybliżeniu równej energii znajdują się w mniej więcej równych odległościach od jądra i tworzą poziom energetyczny.
Liczba poziomów energetycznych w atomie jest równa liczbie okresu, w którym znajduje się pierwiastek chemiczny. Poziomy energii są umownie wyznaczane w następujący sposób (na przykład dla Al):
Zadanie 3.4. Określ liczbę poziomów energii w atomach tlenu, magnezu, wapnia i ołowiu.
Każdy poziom energii może zawierać ograniczoną liczbę elektronów:
Pierwszy ma nie więcej niż dwa elektrony;
Drugi ma nie więcej niż osiem elektronów;
Trzeci ma nie więcej niż osiemnaście elektronów.
Liczby te pokazują, że na przykład drugi poziom energii może mieć 2, 5 lub 7 elektronów, ale nie może mieć 9 lub 12 elektronów.
Warto wiedzieć, że niezależnie od tego, na jakim poziomie energii się znajdujemy poziom zewnętrzny(ostatni) nie może mieć więcej niż osiem elektronów. Zewnętrzny poziom energii ośmiu elektronów jest najbardziej stabilny i nazywany jest całkowitym. Takie poziomy energii występują w najbardziej nieaktywnych pierwiastkach – gazach szlachetnych.
Jak określić liczbę elektronów na zewnętrznym poziomie pozostałych atomów? Jest na to prosta zasada: liczba elektronów zewnętrznych równa się:
Dla elementów głównych podgrup - numer grupy;
Dla elementów podgrup bocznych nie może być ich więcej niż dwa.
Na przykład (ryc. 5):
Zadanie 3.5. Wskaż liczbę elektronów zewnętrznych pierwiastków chemicznych o liczbach atomowych 15, 25, 30, 53.
Zadanie 3.6. Znajdź pierwiastki chemiczne w układzie okresowym, których atomy mają pełny poziom zewnętrzny.
Bardzo ważne jest prawidłowe określenie liczby elektronów zewnętrznych, ponieważ związane są z nimi najważniejsze właściwości atomu. Zatem w reakcjach chemicznych atomy dążą do uzyskania stabilnego, pełnego poziomu zewnętrznego (8 mi). Dlatego atomy, które mają niewiele elektronów na swoim zewnętrznym poziomie, wolą je oddawać.
Nazywa się pierwiastki chemiczne, których atomy mogą jedynie oddawać elektrony metale. Oczywiście na zewnętrznym poziomie atomu metalu powinno znajdować się kilka elektronów: 1, 2, 3.
Jeśli na zewnętrznym poziomie energetycznym atomu znajduje się wiele elektronów, wówczas atomy te mają tendencję do przyjmowania elektronów do czasu osiągnięcia zewnętrznego poziomu energetycznego, tj. do ośmiu elektronów. Takie elementy nazywane są niemetale.
Pytanie. Czy pierwiastki chemiczne podgrup drugorzędnych są metalami czy niemetalami? Dlaczego?
Odpowiedź: Metale i niemetale z głównych podgrup układu okresowego są oddzielone linią, którą można poprowadzić od boru do astatu. Powyżej tej linii (i na linii) znajdują się niemetale, poniżej - metale. Poniżej tej linii znajdują się wszystkie elementy podgrup bocznych.
Zadanie 3.7. Określ, czy metalami czy niemetalami są: fosfor, wanad, kobalt, selen, bizmut. Wykorzystaj położenie pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków chemicznych i liczbę elektronów w powłoce zewnętrznej.
Aby zestawić rozkład elektronów na pozostałych poziomach i podpoziomach należy zastosować następujący algorytm.
1. Określ całkowitą liczbę elektronów w atomie (według liczby atomowej).
2. Określ liczbę poziomów energii (według numeru okresu).
3. Określ liczbę elektronów zewnętrznych (według rodzaju podgrupy i numeru grupy).
4. Wskaż liczbę elektronów na wszystkich poziomach z wyjątkiem przedostatniego.
Przykładowo zgodnie z ust. 1–4 dla atomu manganu wyznacza się:
Razem 25 mi; rozdzielone (2 + 8 + 2) = 12 mi; Oznacza to, że na trzecim poziomie znajduje się: 25 – 12 = 13 mi.
Otrzymaliśmy rozkład elektronów w atomie manganu:
Zadanie 3.8. Opracuj algorytm, rysując diagramy budowy atomów pierwiastków nr 16, 26, 33, 37. Wskaż, czy są to metale, czy niemetale. Wyjaśnij swoją odpowiedź.
Kompilując powyższe schematy budowy atomu, nie wzięliśmy pod uwagę, że elektrony w atomie zajmują nie tylko poziomy, ale także pewne podpoziomy każdy poziom. Rodzaje podpoziomów są oznaczone literami łacińskimi: S, P, D.
Liczba możliwych podpoziomów jest równa numerowi poziomu. Pierwszy poziom składa się z jednego
S-podpoziom. Poziom drugi składa się z dwóch podpoziomów – S I R. Trzeci poziom – z trzech podpoziomów – S, P I D.
Każdy podpoziom może zawierać ściśle ograniczoną liczbę elektronów:
na podpoziomie s – nie więcej niż 2e;
na podpoziomie p - nie więcej niż 6e;
na podpoziomie d – nie więcej niż 10e.
Podpoziomy tego samego poziomu wypełniane są w ściśle określonej kolejności: SPD.
Zatem, R-podpoziom nie może rozpocząć się zapełniania jeśli nie jest wypełniony S-podpoziom danego poziomu energetycznego itp. W oparciu o tę zasadę nie jest trudno stworzyć konfigurację elektronową atomu manganu:
Ogólnie konfiguracja elektronowa atomu mangan zapisuje się następująco:
25 Mn 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 5 4S 2 .
Zadanie 3.9. Utwórz konfiguracje elektroniczne atomów pierwiastków chemicznych nr 16, 26, 33, 37.
Dlaczego konieczne jest tworzenie konfiguracji elektronicznych atomów? W celu określenia właściwości tych pierwiastków chemicznych. Tylko o tym należy pamiętać elektrony walencyjne.
Elektrony walencyjne znajdują się na zewnętrznym poziomie energii i są niekompletne
d-podpoziom poziomu przedzewnętrznego.
Określmy liczbę elektronów walencyjnych dla manganu:
lub w skrócie: Mn... 3 D 5 4S 2 .
Co można określić na podstawie wzoru na konfigurację elektronową atomu?
1. Jaki to element - metalowy czy niemetalowy?
Mangan jest metalem, ponieważ zewnętrzny (czwarty) poziom zawiera dwa elektrony.
2. Jaki proces jest charakterystyczny dla metalu?
Atomy manganu zawsze oddają w reakcjach jedynie elektrony.
3. Jakie elektrony i ile odda atom manganu?
W reakcjach atom manganu oddaje dwa elektrony zewnętrzne (są najdalej od jądra i są przez nie najsłabiej przyciągane) oraz pięć elektronów zewnętrznych D-elektrony. Całkowita liczba elektronów walencyjnych wynosi siedem (2 + 5). W tym przypadku osiem elektronów pozostanie na trzecim poziomie atomu, tj. powstaje kompletny poziom zewnętrzny.
Wszystkie te argumenty i wnioski można odzwierciedlić za pomocą diagramu (ryc. 6):
Powstałe konwencjonalne ładunki atomu nazywane są stany utlenienia.
Rozważając budowę atomu, w podobny sposób można wykazać, że typowe stopnie utlenienia dla tlenu wynoszą –2, a dla wodoru +1.
Pytanie. Z jakim pierwiastkiem chemicznym może tworzyć związki mangan, biorąc pod uwagę jego stopień utlenienia uzyskany powyżej?
ODPOWIEDŹ: Tylko tlenem, ponieważ jego atom ma stopień utlenienia o przeciwnym ładunku. Wzory odpowiednich tlenków manganu (tutaj stopnie utlenienia odpowiadają wartościowościom tych pierwiastków):
Struktura atomu manganu sugeruje, że mangan nie może mieć wyższego stopnia utlenienia, ponieważ w tym przypadku konieczne byłoby dotknięcie stabilnego, już zakończonego poziomu przedzewnętrznego. Dlatego stopień utlenienia +7 jest najwyższy, a odpowiadający mu tlenek Mn 2 O 7 jest najwyższym tlenkiem manganu.
Aby skonsolidować wszystkie te koncepcje, rozważ strukturę atomu telluru i niektóre jego właściwości:
Jako niemetal, atom Te może przyjąć 2 elektrony przed osiągnięciem poziomu zewnętrznego i oddać „dodatkowe” 6 elektronów:
Zadanie 3.10. Narysuj konfiguracje elektronowe atomów Na, Rb, Cl, I, Si, Sn. Określ właściwości tych pierwiastków chemicznych, wzory ich najprostszych związków (z tlenem i wodorem).
Wnioski praktyczne
1. W reakcjach chemicznych biorą udział tylko elektrony walencyjne, które mogą znajdować się tylko na dwóch ostatnich poziomach.
2. Atomy metali mogą oddawać tylko elektrony walencyjne (wszystkie lub kilka), akceptując dodatnie stopnie utlenienia.
3. Atomy niemetali mogą przyjmować elektrony (do ośmiu brakujących) na ujemnych stopniach utlenienia i oddawać elektrony walencyjne (wszystkie lub kilka), gdy uzyskują dodatnie stopnie utlenienia.
Porównajmy teraz właściwości pierwiastków chemicznych jednej podgrupy, na przykład sodu i rubidu:
Nie...3 S 1 i Rb...5 S 1 .
Co mają wspólnego struktury atomowe tych pierwiastków? Na zewnętrznym poziomie każdego atomu jeden elektron to aktywne metale. Aktywność metalu wiąże się ze zdolnością do oddawania elektronów: im łatwiej atom oddaje elektrony, tym wyraźniejsze są jego właściwości metaliczne.
Co utrzymuje elektrony w atomie? Ich przyciąganie do rdzenia. Im bliżej jądra znajdują się elektrony, tym silniej są przyciągane przez jądro atomu, tym trudniej jest je „wyrwać”.
Na tej podstawie odpowiemy na pytanie: który pierwiastek – Na czy Rb – łatwiej oddaje swój zewnętrzny elektron? Który pierwiastek jest bardziej aktywnym metalem? Oczywiście rubid, ponieważ jego elektrony walencyjne są dalej od jądra (i słabiej trzymane przez jądro).
Wniosek. W głównych podgrupach, od góry do dołu, właściwości metaliczne rosną, ponieważ Promień atomu wzrasta, a elektrony walencyjne są mniej przyciągane do jądra.
Porównajmy właściwości pierwiastków chemicznych z grupy VIIa: Cl...3 S 2 3P 5 i ja...5 S 2 5P 5 .
Oba pierwiastki chemiczne są niemetalami, ponieważ Brakuje jednego elektronu, aby ukończyć poziom zewnętrzny. Atomy te będą aktywnie przyciągać brakujący elektron. Co więcej, im silniej atom niemetalu przyciąga brakujący elektron, tym wyraźniejsze są jego właściwości niemetaliczne (zdolność do przyjmowania elektronów).
Co powoduje przyciąganie elektronu? Ze względu na dodatni ładunek jądra atomowego. Ponadto im bliżej jądra znajduje się elektron, tym silniejsze jest ich wzajemne przyciąganie, tym bardziej aktywny jest niemetal.
Pytanie. Który pierwiastek ma bardziej wyraźne właściwości niemetaliczne: chlor czy jod?
ODPOWIEDŹ: Oczywiście z chlorem, ponieważ jego elektrony walencyjne znajdują się bliżej jądra.
Wniosek. Aktywność niemetali w podgrupach maleje od góry do dołu, ponieważ Promień atomu wzrasta i jądro staje się coraz trudniejsze do przyciągnięcia brakujących elektronów.
Porównajmy właściwości krzemu i cyny: Si...3 S 2 3P 2 i Sn...5 S 2 5P 2 .
Zewnętrzny poziom obu atomów ma cztery elektrony. Jednak te pierwiastki w układzie okresowym znajdują się po przeciwnych stronach linii łączącej bor i astat. Dlatego krzem, którego symbol znajduje się nad linią B – At, ma wyraźniejsze właściwości niemetaliczne. Przeciwnie, cyna, której symbol znajduje się poniżej linii B – At, wykazuje silniejsze właściwości metaliczne. Wyjaśnia to fakt, że w atomie cyny cztery elektrony walencyjne są usuwane z jądra. Dlatego dodanie brakujących czterech elektronów jest trudne. Jednocześnie uwolnienie elektronów z piątego poziomu energetycznego następuje dość łatwo. W przypadku krzemu możliwe są oba procesy, z przewagą pierwszego (akceptacja elektronów).
Wnioski do rozdziału 3. Im mniej zewnętrznych elektronów jest w atomie i im dalej znajdują się one od jądra, tym silniejsze są właściwości metaliczne.
Im więcej zewnętrznych elektronów znajduje się w atomie i im bliżej jądra, tym więcej pojawia się właściwości niemetalicznych.
Na podstawie wniosków sformułowanych w tym rozdziale można sporządzić „charakterystykę” dowolnego pierwiastka chemicznego układu okresowego.
Właściwość Opis Algorytm
pierwiastek chemiczny według jego położenia
w układzie okresowym
1. Narysuj schemat budowy atomu, tj. określić skład jądra i rozkład elektronów na poziomach i podpoziomach energetycznych:
Określ całkowitą liczbę protonów, elektronów i neutronów w atomie (według liczby atomowej i względnej masy atomowej);
Określ liczbę poziomów energii (według numeru okresu);
Określ liczbę elektronów zewnętrznych (według rodzaju podgrupy i numeru grupy);
Wskaż liczbę elektronów na wszystkich poziomach energii z wyjątkiem przedostatniego;
2. Wyznacz liczbę elektronów walencyjnych.
3. Określ, które właściwości - metal czy niemetal - są bardziej widoczne w danym pierwiastku chemicznym.
4. Wyznacz liczbę oddanych (odebranych) elektronów.
5. Wyznaczać najwyższy i najniższy stopień utlenienia pierwiastka chemicznego.
6. Sporządzić wzory chemiczne najprostszych związków z tlenem i wodorem dla tych stopni utlenienia.
7. Określ charakter tlenku i utwórz równanie jego reakcji z wodą.
8. Dla substancji wskazanych w ust. 6 utwórz równania reakcji charakterystycznych (patrz rozdział 2).
Zadanie 3.11. Korzystając z powyższego schematu utwórz opisy atomów siarki, selenu, wapnia i strontu oraz właściwości tych pierwiastków chemicznych. Jakie ogólne właściwości wykazują ich tlenki i wodorotlenki?
Jeśli wykonałeś ćwiczenia 3.10 i 3.11, łatwo zauważyć, że nie tylko atomy pierwiastków tej samej podgrupy, ale także ich związki mają wspólne właściwości i podobny skład.
Okresowe prawo D.I.Mendelejewa:właściwości pierwiastków chemicznych, a także właściwości prostych i złożonych przez nie substancji, są okresowo zależne od ładunku jąder ich atomów.
Fizyczne znaczenie prawa okresowości: właściwości pierwiastków chemicznych powtarzają się okresowo, ponieważ konfiguracje elektronów walencyjnych (rozkład elektronów poziomu zewnętrznego i przedostatniego) powtarzają się okresowo.
Zatem pierwiastki chemiczne tej samej podgrupy mają ten sam rozkład elektronów walencyjnych, a zatem podobne właściwości.
Na przykład pierwiastki chemiczne z grupy piątej mają pięć elektronów walencyjnych. Jednocześnie w atomach chemicznych elementy głównych podgrup– wszystkie elektrony walencyjne znajdują się na poziomie zewnętrznym: ... ns 2 n.p. 3 gdzie N– numer okresu.
Na atomach elementy podgrup bocznych Na poziomie zewnętrznym znajdują się tylko 1 lub 2 elektrony, reszta jest na poziomie D-podpoziom poziomu przedzewnętrznego: ... ( N – 1)D 3 ns 2 gdzie N– numer okresu.
Zadanie 3.12. Ułóż krótkie wzory elektroniczne na atomy pierwiastków chemicznych nr 35 i 42, a następnie skomponuj rozkład elektronów w tych atomach zgodnie z algorytmem. Upewnij się, że Twoja przepowiednia się sprawdzi.
Ćwiczenia do rozdziału 3
1. Formułować definicje pojęć „okres”, „grupa”, „podgrupa”. Co mają wspólnego pierwiastki chemiczne tworzące: a) okres? b) grupa; c) podgrupa?
2. Co to są izotopy? Jakie właściwości – fizyczne czy chemiczne – mają izotopy? Dlaczego?
3. Sformułuj prawo okresowe D.I. Mendelejewa. Wyjaśnij jego znaczenie fizyczne i zilustruj przykładami.
4. Jakie są właściwości metaliczne pierwiastków chemicznych? Jak zmieniają się w obrębie grupy i na przestrzeni czasu? Dlaczego?
5. Jakie są niemetaliczne właściwości pierwiastków chemicznych? Jak zmieniają się w obrębie grupy i na przestrzeni czasu? Dlaczego?
6. Napisz krótkie wzory elektroniczne pierwiastków chemicznych nr 43, 51, 38. Potwierdź swoje założenia opisując budowę atomów tych pierwiastków za pomocą powyższego algorytmu. Określ właściwości tych elementów.
7. Według krótkich formuł elektronicznych
a) ...4 S 2 4p 1 ;
b) ...4 D 1 5S 2 ;
o 3 D 5 4s 1
określić położenie odpowiednich pierwiastków chemicznych w układzie okresowym D.I. Mendelejewa. Nazwij te pierwiastki chemiczne. Potwierdź swoje założenia opisując strukturę atomów tych pierwiastków chemicznych zgodnie z algorytmem. Wskaż właściwości tych pierwiastków chemicznych.
Ciąg dalszy nastąpi
