Зависимость свойств элементов от электронной конфигурации. Электроотрицательность. Металлические и неметаллические свойства. Степень окисления и валентность элементов.

↑

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 3Следующая ⇒

Рассмотрим, как зависят от электронной конфигурации свойства элементов.

Первое понятие, от которого будем отталкиваться – понятие «завершенного электронного слоя». Слой считается завершенным если следующий электрон попадает на более высокий уровень. Завершенный слой - энергетически наиболее выгодная электронная конфигурация.  Для всех слоев кроме первого это - s²p⁶ (для 1 слоя - просто s²). (Выгодными энергетически являются также заполненные подуровни и наполовину заполненные подуровни). Поэтому все элементы стремятся иметь конфигурацию s²p⁶, но имеют ее только последние элементы в периодах. Они имеют настолько выгодное расположение электронов по орбиталям, что не хотят его менять и поэтому не вступают в химические реакции. Эти элементы называют инертными газами.

Все остальные элементы хотят иметь завершенный внешний электронный слой, но … увы. Чтобы завершить слой элементы либо отдают свои валентные электроны, либо присоединяют электроны, забирая у других атомов. Валентными называют электроны, которые атомы могут отдать в химических реакциях, которые принимают участие в образовании связей между атомами. К валентным электронам относятся электроны незавершенного внешнего электронного слоя и электроны d-подуровня предпоследнего слоя, если этот подуровень не завершён.

Вы пользовались понятием валентности элемента, как способности атома образовывать определенное число связей с другими атомами. Связи между атомами обычно образуются за счет неспаренных электронов и поэтому чтобы узнать какая валентность возможно для данного атома надо нарисовать для него распределение электронов по орбиталям и посмотреть – сколько неспаренных электронов. Только надо помнить, что кроме основного состояния (по правилу Клечковского) у атомов возможны и возбужденные состояния, в которых распределение электронов по орбиталям будет немного другим. Иногда таких состояний несколько и поэтому элемент может проявлять переменную валентность.

По способу получения завершенного электронного слоя все химические элементы делят на металлы и неметаллы. Металлы всегда завершают свой слой отдавая электроны, неметаллы способны забрать чужие электроны. От чего зависит эта способность – отдавать или забирать электроны? От электронной конфигурации элемента, от расположения электронов на уровнях, подуровнях и орбиталях.

Количество энергии, необходимой для отрыва от атома одного электрона называется энергией ионизации. Эта энергия зависит того, насколько прочно электрон связан с ядром атома. А сила взаимодействия между ядром атома и электронами внешнего слоя зависит от числа электронов на этом слое (величина заряда оболочки) и размера электронной оболочки (номера уровня, радиуса атома). Вспомните закон Кулона. Чем больше заряды и меньше расстояние, тем сильнее взаимодействие между заряженными частицами.

 Наименьшей энергией ионизации обладают щелочные металлы (1-А группа), которые имеют один электрон на внешнем слое. Эти металлы легко теряют этот электрон и поэтому являются типичными металлами. У элементов в периоде увеличивается число электронов на внешнем слое, значит растет величина заряда. А радиус немного уменьшается, электроны все больше притягиваются к ядру. И то и другое способствует увеличению энергии ионизации, а значит в периоде металлические свойства уменьшаются.

В группах у элементов конфигурации похожи, у них одинаковое число электронов на соответствующих подуровнях. Но у них разное число слоев, с увеличением числа слоев радиус атомов увеличивается и электроны слабее удерживаются ядром, а значит легче отрываются. Чем больше радиус атома, тем энергия ионизации становится меньше, металлические свойства увеличиваются.  

Типичные металлы – это s-элементы, у которых на внешнем слое 1-2 электрона. У d-элементов идет заполнение предпоследнего слоя, а на внешнем остаются тоже 2 электрона. Значит это тоже металлы, но уже не типичные, а «переходные». Эти металлы обычно достаточно легко отдают электроны внешнего слоя, т.е. ведут себя как обычные металлы. Но при взаимодействии с некоторыми элементами они могут потерять часть или даже все электроны частично заполненного предпоследнего d-подуровня. Т.е. валентными являются не только электроны внешнего слоя, но и незаполненного подуровня. У р-элементов на внешнем слое больше электронов, чем у s – элементов, а значит сила взаимодействия электронной оболочки с ядром тоже больше, энергия ионизации увеличивается. Поэтому металлические свойства для них не характерны.                                                      Но у р-элементов становиться возможным завершение внешнего слоя за счет притяжения к себе чужих электронов. Это свойство элементов называют электроотрицательностью (ЭО). Элементы с низкой ЭО – это металлы, они чужие электроны практически не притягивают. Чем больше ЭО, тем сильнее неметаллические свойства. Элементы с высокой ЭО относятся к неметаллам. Некоторые элементы называют металлоидами, т.е. металлические свойства преобладают, но…  В периодах ЭО увеличивается с увеличением порядкового номера потому что растет число электронов на внешнем слое. В группах ЭО уменьшается сверху вниз, т.е. с увеличение числа электронных слоев (увеличением радиуса атомов). Поллингу удалось измерить эту характеристику атомов, и он расположил элементы в ряд в порядке уменьшения ЭО:

Т.е. наиболее ярко неметаллические свойства проявляет фтор, у него максимальная ЭО и он никому не отдает свои электроны, зато заберет их практически у любого атома.

Важной характеристикой химического элемента является степень окисления. Степень окисления - это условный заряд, который мог бы появиться на атоме, если бы он принял чужие или отдал свои электроны. У атома число протонов, равно числу электронов, заряда нет, степень окисления равна нулю. Когда атом теряет свои электроны, стремясь получить завершенный электронный слой у него может появляется положительный заряд, говорят, что атом получает положительную степень окисления. Если такая частица реально существует, ее назовут положительным ионом (катионом). Для металлов возможны только положительные степени окисления. Причем для s – элементов только одна постоянная (или 1 или 2). У p - и d – элементов больше валентных электронов, и не всегда атом отдает все электроны. Но посчитать максимальную степень окисления, т.е. максимальное количество электронов, которые атом может отдать – всегда можно по ПС. Для элементов главных групп эта степень окисления равна номеру группы, т.е. числу электронов на внешнем слое. Отрицательная степень окисления может быть только у неметаллов. Она характеризует заряд, который бы появился на атоме, если тот примет электроны, чтобы завершить свой электронный слой. Отрицательная степень окисления у элемента может быть только одна. Для элементов с самой большой ЭО (фтора и кислорода) отрицательная степень окисления является практически единственно возможной. Можно составить формулы бинарных соединений элементов, пользуясь степенями окисления так же, как вы пользовались понятием валентности, только учитывая дополнительно возможные заряды на частицах. А по формуле вещества можно вычислить степень окисления элемента в нем. Для этого пользуются двумя правилами и алгоритмом.

Степень окисления элементов в простом веществе равна нулю.Примеры: Na⁰, H⁰₂, P⁰₄.

Познавательные статьи:



Техника нижней прямой подачи мяча

Комплекс физических упражнений для развития мышц плечевого пояса

Стандарт Порядок надевания противочумного костюма

Общеразвивающие упражнения без предметов