Бром схема строения атома: Строение атома брома (Br), схема и примеры

Содержание

Строение атома брома (Br), схема и примеры

Общие сведения о строении атома брома

Относится к элементам p-семейства. Неметалл. Обозначение – Br. Порядковый номер – 35. Относительная атомная масса – 79,904 а.е.м.

Электронное строение атома брома

Атом брома состоит из положительно заряженного ядра (+35), внутри которого есть 35 протонов и 45 нейтронов, а вокруг, по четырем орбитам движутся 35 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома брома.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

+35Br)2)8)18)7;

1s22s22p63s23p63d104s24p5.

Внешний энергетический уровень атома брома содержит 7 электронов, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Каждый валентный электрон атома брома можно охарактеризовать набором из четырех квантовых чисел: n (главное квантовое),

l (орбитальное), ml (магнитное) и s (спиновое):

Подуровень

n

l

ml

s

s

4

0

0

+1/2

s

4

0

0

-1/2

p

4

1

-1

+1/2

p

4

1

-1

-1/2

p

4

1

0

+1/2

p

4

1

0

-1/2

p

4

1

1

+1/2

Наличие одного неспаренного электрона свидетельствует о том, что степень окисления брома может быть равна -1 или +1.

Так как на четвертом уровне есть вакантные орбитали 4d-подуровня, то для атома брома характерно наличие возбужденного состояния:

Именно поэтому для брома также характерна степень окисления +3. Известно, что в своих соединениях бром также способен проявлять степени окисления +5 и +7.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

8 класс. Химия. Электронная оболочка атома - Электронная оболочка атома

Комментарии преподавателя

Состояние электронов в атоме

Выдающийся датский физик Нильс Бор (Рис.

1) предположил, что электроны в атоме могут двигаться не по любым, а по строго определенным орбитам.

Рис. 1. Бор Нильс Хендрих Давид (1885–1962)

При этом электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие – слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки. Таким образом, по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона увеличивается.

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои.

Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии; поэтому электронные слои называют еще энергетическими уровнями.

Правила распределения электронов

Ядро находится в центре атома каждого элемента, а электроны, образующие электронную оболочку, размещаются вокруг ядра слоями.

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент.

Например, натрий Na – элемент 3-го периода, значит, его электронная оболочка включает 3 энергетических уровня. В атоме брома Br – 4 энергетических уровня, т. к. бром расположен в 4-м периоде (Рис. 2).

Модель атома натрия:                 Модель атома брома:

                           

Рис. 2. Модели строения электронных оболочек атомов натрия и брома

Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается по формуле: 2n2, где n – номер энергетического уровня.

Таким образом, максимальное число электронов на:

1 слое – 2

2 слое – 8

3 слое – 18 и т. д.

У элементов главных подгрупп номер группы, к которой относится элемент, равен числу внешних электронов атома.

Внешними называют электроны последнего электронного слоя.

Например, в атоме натрия – 1 внешний электрон (т. к. это элемент IА подгруппы). В атоме брома – 7 электронов на последнем электронном слое (это элемент VIIА подгруппы).

Строение электронных оболочек элементов 1–3 периодов

В атоме водорода заряд ядра равен +1, и этот заряд нейтрализуется единственным электроном (Рис. 3).

Рис. 3. Схема строения атома водорода

Следующий за водородом элемент – гелий, тоже элемент 1-го периода. Следовательно, в атоме гелия 1 энергетический уровень, на котором размещаются два электрона (Рис. 4). Это максимально возможное число электронов для первого энергетического уровня.

Рис 4. Схема строения атома гелия

Элемент № 3 – это литий. В атоме лития 2 электронных слоя, т. к. это элемент 2-го периода. На 1 слое в атоме лития находится 2 электрона (этот слой завершен), а на 2 слое –1 электрон. В атоме бериллия на 1 электрон больше, чем в атоме лития (Рис. 5).

 

                                     

Рис.

5. Схемы строения атомов лития и бериллия

Аналогично можно изобразить схемы строения атомов остальных элементов второго периода (Рис. 6).

Рис. 6. Схемы строения атомов некоторых элементов второго периода

В атоме последнего элемента второго периода – неона – последний энергетический уровень является завершенным (на нем 8 электронов, что соответствует максимальному значению для 2-го слоя). Неон – инертный газ, который не вступает в химические реакции, следовательно, его электронная оболочка очень устойчива.

Американский химик Гилберт Льюис дал объяснение этому и выдвинул правило октета, в соответствии с которым устойчивым является восьмиэлектронный слой (за исключением 1 слоя: т. к. на нем может находиться не более 2 электронов, устойчивым для него будет двухэлектронное состояние).

После неона следует элемент 3-го периода – натрий. В атоме натрия – 3 электронных слоя, на которых расположены 11 электронов (Рис. 7).

Na

Рис. 7. Схема строения атома натрия

Натрий находится в 1 группе, его валентность в соединениях равна I, как и у лития. Это связано с тем, что на внешнем электронном слое атомов натрия и лития находится 1 электрон.

Свойства элементов периодически повторяются потому, что у атомов элементов периодически повторяется число электронов на внешнем электронном слое.

Строение атомов остальных элементов третьего периода можно представить по аналогии со строением атомов элементов 2-го периода.

Строение электронных оболочек элементов 4 периода

Четвертый период включает в себя 18 элементов, среди них есть элементы как главной (А), так и побочной (В) подгрупп. Особенностью строения атомов элементов побочных подгрупп является то, что у них последовательно заполняются предвнешние (внутренние), а не внешние электронные слои.

Четвертый период начинается с калия. Калий – щелочной металл, проявляющий в соединениях валентность I. Это вполне согласуется со следующим строением его атома. Как элемент 4-го периода, атом калия имеет 4 электронных слоя. На последнем (четвертом) электронном слое калия находится 1 электрон, общее количество электронов в атоме калия равно 19 (порядковому номеру этого элемента) (Рис. 8).

Рис. 8. Схема строения атома калия

За калием следует кальций. У атома кальция на внешнем электронном слое будут располагаться 2 электрона, как и у бериллия с магнием (они тоже являются элементами II А подгруппы).

Следующий за кальцием элемент – скандий. Это элемент побочной (В) подгруппы. Все элементы побочных подгрупп – это металлы. Особенностью строения их атомов является наличие не более 2-х электронов на последнем электронном слое, т. е. последовательно заполняться электронами будет предпоследний электронный слой.

Так, для скандия можно представить следующую модель строения атома (Рис. 9):

Рис. 9. Схема строения атома скандия

Такое распределение электронов возможно, т. к. на третьем слое максимально допустимое количество электронов – 18, т. е. восемь электронов на 3-м слое – это устойчивое, но не завершенное состояние слоя.

У десяти элементов побочных подгрупп 4-го периода от скандия до цинка последовательно заполняется третий электронный слой.

Схему строения атома цинка можно представить так: на внешнем электронном слое – два электрона, на предвнешнем – 18 (Рис. 10).

Рис. 10. Схема строения атома цинка

Следующие за цинком элементы относятся к элементам главной подгруппы: галлий, германий и т. д. до криптона. В атомах этих элементов последовательно заполняется 4-й (т. е. внешний) электронный слой. В атоме инертного газа криптона будет октет на внешней оболочке, т. е. устойчивое состояние.

Подведение итога урока

На этом уроке вы узнали, как устроена электронная оболочка атома и как объяснить явление периодичности. Познакомились с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.

 

Источники

http://www.youtube.com/watch?t=7&v=xgPDyORYV_Q

http://www.youtube.com/watch?v=RNu0Ql4Htjg

http://www.youtube.com/watch?v=8h3nw8m3x6k

http://www.youtube.com/watch?v=jzazkAQRmKU

заставка http://www.youtube.com/watch?v=z0Muwg71Rmc

источник презентации - http://www.myshared.ru/slide/834600/#

Конспект http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/8-klass 

2. Строение атома

Атом любого элемента состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, в целом атом – система электронейтральная. Заряд ядра равен порядковому номеру элемента в таблице Д.И.Менделеева. Состояние электрона в атоме описывается при помощи набора четырех квантовых чисел: главного n, орбитального l, магнитного ml и спинового ms. Определенные значения трех квантовых чисел (n, l,ml) описывают состояние электрона, называемое атомной орбиталью (АО).

Главное квантовое число n определяет энергию АО и номер энергетического уровня, на котором находится электрон, и может принимать целочисленные значения от единицы до бесконечности.

Орбитальное квантовое число l определяет форму АО и энергетический подуровень, оно может принимать значения от нуля до n-1. Исторически атомным орбиталям со значениями l, равным 0, 1, 2, 3 присвоены буквенные обозначения s-, p-, d-, f-. В графических схемах электронного строения атомов каждая орбиталь обозначается символом .

Магнитное квантовое число ml определяет пространственную ориентацию АО и отчасти ее форму, оно может принимать значения от –l до +l.

Спиновое квантовое число ms характеризует собственный момент импульса и связанный с ним магнитный момент и может принимать значения ±1/2.

Последовательность распределения электронов в атоме по мере увеличения значений l и n выражается электронными или электронно-графическими формулами.

При заполнении АО действует принцип Паули, из которого следует, что в атоме не может быть двух электронов, характеризующихся одинаковым набором значений четырех квантовых чисел. Состояние электронов в атоме должно отличаться значением хотя бы одного квантового числа.

Заполнение энергетических подуровней подчиняется правилу Хунда, согласно которому электроны в основном состоянии в атоме располагаются так, чтобы модуль суммарного спина всех электронов подуровня был максимальным. Например, четыре валентных p-электрона атома кислорода размещаются в квантовых ячейках следующим образом:

Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней в атомах выражается правилом Клечковкого: порядок заполнения определяется возрастанием суммы n+l, а при одинаковом ее значении первым заполняется подуровень с меньшим значением n в этой сумме. Например,

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s5d1(La)4f

(лантаноиды)5d6p7s6d1(Ac)5f(актиноиды)6d…

Принадлежность элемента к электронному семейству определяется характером заполнения энергетических подуровней: s-элементы – заполнение внешнего s-подуровня (например, литий 1s22s1), р-элементы – заполнение внешнего p-подуровня (например, фтор – 1s22s22p5), d-элементы – заполнение предвнешнего d-подуровня (например, ванадий – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s3d3), f-элементы – заполнение f-подуровня второго снаружи уровня (например, неодим – 1s2 2s2 2p2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f4).

Для d- и f-элементов возможны отклонения от описанного способа заполнения АО – так называемый провал электрона. Это явление связано с тем, что для атома устойчивым состоянием является полностью или наполовину заполненная АО, т.е. d10, d5, f14, f7. В ситуации, когда до достижения такого состояния не хватает одного электрона, он переходит («проваливается») с предыдущего уровня. Например, электронный паспорт серебра 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d9 с учетом провала электрона примет вид 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10.

Если на валентных энергетических уровнях имеются вакантные АО, то при получении электронами порции энергии (возбуждении атома) становится возможным «разъединение» валентных электронов, т. е. их переходы с тех подуровней, где все АО заняты полностью () или частично (), на другие валентные подуровни того же уровня, имеющие незаполненные АО. При этом с тех АО, которые в основном (соответствующем минимальной энергии атома) состоянии были заняты полностью, «уходит» по одному электрону последовательно, т.е. возможно несколько возбужденных состояний. Возбуждение меняет валентное состояние атома (число его неспаренных электронов).

Пример 1. Составить электронную формулу атома брома и графическую схему заполнения электронами валентных орбиталей в нормальном и возбужденном состояниях.

Решение. 1. Порядковый номер брома – 35, следовательно атом брома имеет 35 электронов. Бром находится в IV периоде периодической системы, следовательно, АО с n, равным 1; 2 и 3 заполнены полностью. Бром относится к p-элементам, следовательно, заполнен 4s-подуровень. В ряду 4p-элементов бром – пятый элемент, следовательно, на 4p-подуровне – пять электронов. Таким образом, электронная формула брома имеет вид 1s22s22p63s23p64s23d104p5.

2. Валентными орбиталями в этом атоме являются орбитали внешнего (четвертого) электронного слоя, т.е. 4s-, 4p- и незаполненные 4d-орбитали. Графически схема заполнения электронами этих орбиталей имеет вид

в таком состоянии бром имеет валентность 1, которой соответствуют степени окисления 1 и +1.

3. При затрате некоторой энергии спаренный p-электрон перейдет на свободную d-орбиталь. В этом первом возбужденном состоянии

бром имеет валентность 3, которой соответствует степень окисления +3.

4. При передаче атому брома еще некоторого количества энергии следующий p-электрон также перейдет на свободную d-орбиталь. Во втором возбужденном состоянии

бром имеет валентность 5, которой соответствует степень окисления +5.

5. При передаче атому брома еще некоторого количества энергии s-электрон также перейдет на свободную d-орбиталь. В третьем возбужденном состоянии

бром имеет валентность 7, которой соответствует степень окисления +7.

Пример 2. Составить электронные формулы атома селена в состояниях Se2 и Se+4 и графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей.

Решение. 1. Cоставим электронную формулу атома селена (см. пример 1): 1s22s22p63s23p64s23d104p4. Графическая схема заполнения электронами валентных орбиталей имеет вид

2. Для получения Se2 необходимо к атому селена добавить два электрона на 4p-орбиталь (согласно правилу Клечковского). Тогда графическая схема примет вид

Электронная формула Se2 – 1s22s22p63s23p64s23d104p6.

3. Для получения Se+4 необходимо убрать четыре электрона с 4p-орбитали, атома селена:

Электронная формула Se+4 – 1s22s22p63s23p64s23d104p0.

Пример 3. Составить полную электронную формулу элемента, валентные электроны которого имеют конфигурацию 3d6, определить, к какому периоду таблицы Д.И.Менделеева принадлежит данный элемент.

Решение. Согласно правилу Клечковского 3d-элементы находятся в четвертом периоде таблицы Д. И.Менделеева. На данной орбитали находится шесть электронов, значит, это шестой по счету среди 3d-элементов, т.е. железо, полная электронная формула которого 1s22s22p63s23p64s23d6.

Задание I. Составить электронные формулы элементов, графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей в спокойном и возбужденном состояниях, указать, к какому типу эти элементы относятся.

1. B, Al, Th.

2. Po, Ba, Lu.

3. Mg, Pm, Be.

4. Br, Co, Hf.

5. C, Tm, As.

6. Nd, Ca, V.

7. Ta, O, Ce.

8. Y, Rb, S.

9. At, Xe, Lr.

10. Cs, U, H.

11. Cl, Cu, Bi.

12. Na, Ac, Fe.

13. Pb, Ra, Dy.

14. Ag, Re, In.

15. Cd, K, Pa.

16. P, Se, Li.

17. Yb, Mn, Sn.

18. Mo, La, N.

19. Pu, Ni, Sb.

20. Au, Np, Rn.

21. Cr, Tl, Cm.

22. Si, I, Zr.

23. Tb, Sr, Bk.

24. Fr, Ti, W.

25. He, Hg, Gd.

26. Pt, Ne, Sm.

27. Ga, Ru, Ho.

28. Sc, Pr, Os.

29. Ar, Ir, Eu.

30. Zn, Rh, Er.

31. Kr, Pd, Am.

32. Ge, Cf, F.

Задание II. Составить электронные формулы атомов в указанных состояниях и графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей.

33. Li+, C+2.

34. O2, F.

35. Na+, N3.

36. Ca+2, C+4.

37. Al+3, B3.

38. C4, Ba+2.

39. S+6, P3.

40. P+5, Cl1.

41. I+5, Fe+3.

42. Be+2, Co+3.

43. Cr+6, Cu+2.

44. I, P+3.

45. Cr+3, Br+3.

46. Ag+, Sn+4.

47. Zn+2, S2.

48. K+, Fe+2.

49. Zr+4, Pb+2.

50. N+5, Br.

51. Ni+2, Cl+5.

52. Se2, Cs+.

53. Te2, Sr+2.

54. Bi+3, Si4.

55. B+3, Sc+2.

56. Mg+2, Mn+7.

57. Cd+2, Sn+2.

58. Nb+3, Hg+.

59. Tl+, V+3.

60. Ti+4, Mn+2.

61. Os+3, Au+3.

62. Rb+, Ce+3.

63. Fr+1, Y+3.

64. H+, Re+7.

Задание III. Исходя из состояния валентных электронов, составить электронную формулу элемента в нулевой степени окисления. Определить, к какому периоду таблицы Д.И.Менделеева принадлежит данный элемент.

65. 4d1.

66. 3d10.

67.  4s13d10.

68. 5d2.

69. 6p2.

70. 6s14f145d10.

71. 4s23d5.

72. 4s13d5.

73. 7s26d1.

74. 5d3.

75. 6s24f2.

76. 6p1.

77. 5s14d5.

78. 4f3.

79. 6d15f3.

80. 5s24d5.

81. 5d8.

82. 5s14d10.

83. 5s24d10.

84. 5s2.

85. 5p3.

86. 6p4.

87.  4d6.

88. 5d6.

89. 5f7.

90. 5d6.

91. 5f2.

92. 4d7.

93. 5d14f7.

94. 4f10.

95. 4d8.

96. 5p6.

Схемы образования веществ с различным типом связи

Ответ на вопрос 5.

Элемент с порядковым номером 35 - это бром (Br). Заряд ядра его атома равен 35. Атом брома содержит 35 протонов, 35 электронов и 45 нейтронов.

§ 7 . Изменения в составе ядер атомов химических элементов. Изотопы

Ответ на вопрос 1.

Изотопы 40 19 K и40 18 Ar проявляют разные свойства, потому что имеют разный заряд ядра и разное количество электронов.

Ответ на вопрос 2.

Относительная атомная масса аргона близка к 40, т.к. в ядре его атома 18 протонов и 22 нейтрона, а в ядре атома калия 19 протонов и 20 нейтронов, поэтому его относительная атомная масса близка к 39. Так как число протонов в ядре атома калия больше, он стоит в таблице после аргона.

Ответ на вопрос 3.

Изотопы - это разновидности атомов одного элемента, имеющие одинаковое количество протонов и электронов и различное число нейтронов.

Ответ на вопрос 4.

Изотопы хлора схожи по свойствам, т.к. свойства определяются зарядом ядра, а не его относительной массой, даже при изменении относительной атомной массы изотопов хлора на 1 или 2 единицы масса изменяется незначительно, в отличие от изотопов водорода, где при добавлении одного или двух нейтронов масса ядра изменяется в 2 или 3 раза.

Ответ на вопрос 5.

Дейтериевая (тяжелая вода) - соединение, где 1 атом кислорода связан с двумя атомами изотопа водорода 2 1 D , формула D2 O. Сравнение свойств D2 O и Н2 О

Ответ на вопрос 6.

Вначале расположен элемент с большим значением относительной

атомной массы в парах:

Te-I (теллур-иод) 128 Te и127 I.

Th-Pa (торий-протактиний) 232 90 Th и231 91 Pa . U-Np (уран-нептуний) 238 92 U и237 93 Np .

§ 8 . Строение электронных оболочек атомов

Ответ на вопрос 1.

а) Al +13

б) Р

в) О

13 Al 2e– , 8e– , 3e–

15 Р 2e– , 8e– , 5e–

8 О 2e– , 6e–

а) - схема строения атома алюминия; б) - схема строения атома фосфора; в) - схема строения атома кислорода.

Ответ на вопрос 2.

а) сравним строение атомов азота и фосфора.

7 N 2e– , 5e–

15 Р 2e– , 8e– , 5e–

Cтроение электронной оболочки этих атомов схоже, оба на последнем энергетическом уровне содержат 5 электронов. Однако у азота всего 2 энергетических уровня, а у фосфора их 3.

б) Сравним строение атомов фосфора и серы.

15 Р 2e– , 8e– , 5e–

16 S 2e– , 8e– , 6e–

Атомы фосфора и серы имеют по 3 энергетических уровня, причем у каждого последний уровень незавершенный, но у фосфора на последнем энергетическом уровне 5 электронов, а у серы 6.

Ответ на вопрос 3.

Атом кремния содержит в ядре 14 протонов и 14 нейтронов. Число электронов, находящихся вокруг ядра, как и число протонов равно порядковому номеру элемента. Число энергетических уровней определяется номером периода и равно 3. Число внешних электронов определяется номером группы и равно 4.

Ответ на вопрос 4.

Количество содержащихся в периоде элементов равно максимально возможному числу электронов на внешнем энергетическом уровне и это число определяется по формуле 2n2 , где n - номер периода.

Поэтому в первом периоде содержится только 2 элемента (2 12 ), а во втором периоде 8 элементов (2 22 ).

Ответ на вопрос 5.

В астрономии - Период вращения Земли вокруг своей оси 24 часа.

В географии - Смена сезонов с периодом 1 год.

В физике - Периодические колебания маятника.

В биологии - Каждая клетка дрожжей в оптимальных условиях раз в 20 мин. делится.

Ответ на вопрос 6.

Электроны и строение атома были открыты в начале XX века, чуть позже было написано это стихотворение, которое отражает во многом нуклеарную, или планетарную, теорию строения атома, а также автор допускает возможность, что и электроны тоже сложные частицы, строение которых мы еще просто не изучили.

Ответ на вопрос 7.

Приведенные в учебнике 2 четверостишия говорят об огромном поэтическом таланте В. Брюсова и гибком уме его, раз он мог так легко понять и принять все достижения современной ему науки, а также, по всей видимости, просвещенности и образованности в данной области.

§ 9 . Изменение числа электронов на внешнем энергетическом уровне атомов химических элементов

Ответ на вопрос 1.

а) Сравним строение и свойства атомов углерода и кремния

6 С 2e– , 4e–

14 Si 2e– , 8e– , 4e–

По строению электронной оболочки эти элементы схожи: оба на последнем энергетическом уровне имеют по 4 электрона, но у углерода 2 энергетических уровня, а у кремния 3. Т.к. число электронов на внешнем уровне одинаково, то и свойства этих элементов будут похожи, но радиус атома кремния больше, поэтому по сравнению с углеродом он будет проявлять больше металлических свойств.

б) Сравним строение и свойства атомов кремния и фосфора:

14 Si 2e– , 8e– , 4e–

15 Р 2e– , 8e– , 5e–

Атомы кремния и фосфора имеют по 3 энергетических уровня, причем у каждого последний уровень незавершенный, но у кремния на последнем энергетическом уровне 4 электрона, а у фосфора 5, поэтому радиус атома фосфора меньше и он в большей степени проявляет неметаллические свойства, чем кремний.

Ответ на вопрос 2.

а) Рассмотрим схему образования ионной связи между алюминием и кислородом.

1. Алюминий - элемент главной подгруппы III группы, металл. Его атому легче отдать 3 внешних электрона, чем принять недостающие

Al0 – 3e– → Al+ 3

2. Кислород - элемент главной подгруппы VI группы, неметалл. Его атому легче принять 2 электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать 6 электронов с внешнего уровня.

O0 + 2e– → О− 2

3. Сначала найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 6(3 2). Чтобы атомы Al отдали 6

электронов, их нужно взять 2(6:3), чтобы атомы кислорода смогли принять 6 электронов, их нужно взять 3(6:2).

4. Схематично образование ионной связи между атомами алюминия и кислорода можно записать так:

2Al0 + 3O0 → Al2 +3 O3 –2 → Al2 O3

6e–

б) Рассмотрим схему образования ионной связи между атомами лития и фосфора.

1. Литий - элемент I группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 внешний электрон, чем принять недостающие 7:

Li0 – 1e– → Li+ 1

2. Фосфор - элемент главной подгруппы V группы, неметалл. Его атому легче принять 3 электрона, которых не хватает до завершения вешнего уровня, чем отдать 5 электронов:

Р0 + 3e– → Р− 3

3. Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 3(3 1). Чтобы атомы лития отдали

3 электронов, их нужно взять 3(3:1), чтобы атомы фосфора смогли принять 5 электронов, нужно взять только 1 атом (3:3).

4. Схематично образование ионной связи между атомами лития и фосфора можно записать так:

3Li0 – + P0 → Li3 +1 P–3 → Li3 P

в) Рассмотрим схему образования ионной связи между атомами магния и фтора.

1. Магний - элемент II группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 2 внешних электрона, чем принять недостающие

Mg0 – 2e– → Mg+ 2

2. Фтор - элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его атому легче принять 1 электрон, которого не хватает до завершения вешнего уровня, чем отдать 7 электронов:

F0 + 1e– → F− 1

3. Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2(2 1). Чтобы атомы магния отдали 2 электрона, нужен только один атом, чтобы атомы фтора смогли принять 2 электрона, их нужно взять 2(2:1).

4. Схематично образование ионной связи между атомами лития и фосфора можно записать так:

Mg0 +– 2F0 → Mg+2 F2 –1 → MgF2

Ответ на вопрос 3.

Самые типичные металлы расположены в периодической системе

в начале периодов и в конце групп, таким образом, самым типичным металлом является франций (Fr). Типичные неметаллы расположены

в конце периодов и в начале групп. Таким образом, самый типичный неметалл фтор (F). (Гелий не проявляет каких-либо химических свойств).

Ответ на вопрос 4.

Инертные газы стали называть благородными, так же как и металлы, потому что в природе они встречаются исключительно в свободном виде и с большим трудом образуют химические соединения.

Ответ на вопрос 5.

Выражение «Улицы ночного города были залиты неоном» химически неверно, т. к. неон - инертный, малораспространенный газ, в воздухе его содержится очень мало. Однако неоном заполняют неоновые лампы и лампы дневного света, которые часто используются для подсветки вывесок, афиш, реклам ночью.

§ 10 . Взаимодействие атомов элементов-неметаллов между собой

Ответ на вопрос 1.

Электронная схема образования двухатомной молекулы галогена будет выглядеть так:

а + а→ аа

А структурная формула

Ответ на вопрос 2.

а) Схема образования химической связи для AlCl3 :

Алюминий - элемент III группы. Его атому легче отдать 3 внешних электрона, чем принять недостающие 5.

Al° - 3 e→ Al+3

Хлор - элемент VII группы. Его атому легче принять 1 электрон, которого не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать 7 электронов.

Сl° + 1 e → Сl–1

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 3(3:1). Чтобы атомы алюминия отдали 3 электрона надо взять только 1 атом (3:3), чтобы атомы хлора смогли принять 3 электрона, их нужно взять 3(3:1)

Al° + 3Сl° → Al+3 Cl–1 → AlСl3

3 e –

Связь между атомами металла и неметалла носит ионный характер. б) Схема образования химической связи для Cl2 :

Хлор – элемент главной подгруппы VII группы. Его атомы имеют 7 электронов на внешнем уровне. Число непарных электронов равно

Связь между атомами одного и того же элемента ковалентна.

Ответ на вопрос 3.

Сера - элемент главной подгруппы VI группы. Ее атомы имеют 6 электронов на внешнем уровне. Число непарных электронов равно (8–6)2. В молекулах S2 атомы связаны двумя общими электронными парами, поэтому связь двойная.

Схема образования молекулы S2 будет выглядеть следующим образом:

Ответ на вопрос 4.

В молекуле S2 связь двойная, в молекуле Cl связь одинарная, в молекуле N2 - тройная. Поэтому самой прочной молекулой будет N2 , менее прочной S2 , а еще слабее Cl2 .

Длина связи самая маленькая в молекуле N2 , больше в молекуле S2 , еще больше в молекуле Cl2 .

§ 11 . Ковалентная полярная химическая связь

Ответ на вопрос 1.

Так как значения ЭО водорода и фосфора одинаковы, то химическая связь в молекуле Ph4 будет ковалентной неполярной.

Ответ на вопрос 2.

1. а) в молекуле S2 связь ковалентная неполярная, т.к. она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи будет следующей:

Сера - элемент главной подгруппы VI группы. Ее атомы имеют по 6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет: 8 – 6 = 2.

Обозначим внешние электроны S

б) в молекуле K2 O связь ионная, т.к. она образована атомами элементов металла и неметалла.

Калий - элемент I группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7:

K0 – 1e– → K+ 1

Кислород - элемент главной подгруппы VI группы, неметалл. Его атому легче принять 2 электрона, которых не хватает до завершения уровня, чем отдать 6 электронов:

O0 + 2e– → O− 2

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2(2 1). Чтобы атомы калия отдали 2 электрона, их нужно взять 2, чтобы атомы кислорода смогли принять 2 электрона, необходим только 1 атом:

2K2e 0 – + O0 → K2 +1 O–2 → K2 O

в) в молекуле h3 S связь ковалентная полярная, т. к. она образована атомами элементов с различной ЭО. Схема образования связи будет следующей:

Сера - элемент главной подгруппы VI группы. Ее атомы имеют по 6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет: 8– 6=2.

Водород - элемент главной подгруппы I группы. Его атомы содержат по 1 электрону на внешней оболочке. Непарным является 1 электрон (для атома водорода завершенным является двухэлектронный уровень). Обозначим внешние электроны:

Общие электронные пары смещены к атому серы, как более электроотрицательному

H δ+→ S 2 δ−← H δ+

1. а) в молекуле N2 связь ковалентная неполярная, т.к. она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи следующая:

Азот - элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют 5 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов: 8 – 5 = 3.

Обозначим внешние электроны: N

N ≡ N

б) в молекуле Li3 N связь ионная, т.к. она образована атомами элементов металла и неметалла.

Литий - элемент главной подгруппы I группы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7:

Li0 – 1e– → Li+ 1

Азот - элемент главной подгруппы V группы, неметалл. Его атому легче принять 3 электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать пять электронов с внешнего уровня:

N0 + 3e– → N− 3

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 3(3 1). Чтобы атомы лития отдали 3 электрона, необходимо 3 атома, чтобы атомы азота смогли принять 3 электрона, необходим только один атом:

3Li0 + N0 → Li3 +1 N–3 → Li3 N

3e–

в) в молекуле NCl3 связь ковалентная полярная, т.к. она образована атомами элементов-неметаллов с различными значениями ЭО. Схема образования связи следующая:

Азот - элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют по 5 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет: 8– 5=3.

Хлор - элемент главной подгруппы VII группы. Его атомы содержат по 7 электронов на внешней оболочке. Непарным остается

Данный урок посвящен обобщению и систематизации знаний о видах химической связи. В процессе урока будут рассмотрены схемы образования химической связи в различных веществах. Урок поможет закрепить умение определять вид химической связи в веществе по его химической формуле.

Тема: Химическая связь. Электролитическая диссоциация

Урок: Схемы образования веществ с различным типом связи

Рис. 1. Схема образования связи в молекуле фтора

Молекула фтора состоит из двух атомов одного химического элемента-неметалла с одинаковой электроотрицательностью, следовательно, в этом веществе реализуется ковалентная неполярная связь. Изобразим схему образования связи в молекуле фтора. Рис. 1.

Вокруг каждого атома фтора с помощью точек нарисуем семь валентных, то есть внешних, электронов. До устойчивого состояния каждому атому необходим еще один электрон. Таким образом, образуется одна общая электронная пара. Заменив ее черточкой, изобразим графическую формулу молекула фтора F-F.

Вывод: ковалентная неполярная связь образуется между молекулами одного химического элемента-неметалла. При таком типе химической связи образуются общие электронные пары, которые в равной степени принадлежат обоим атомам, то есть не происходит смещения электронной плотности ни к одному из атомов химического элемента

Рис. 2. Схема образования связи в молекуле воды

Молекула воды состоит из атомов водорода и кислорода - двух элементов-неметаллов с разными значениями относительной электроотрицательности, следовательно, в этом веществе - ковалентная полярная связь.

Так как кислород - более электроотрицательный элемент, чем водород, общие электронные пары смещаются в сторону кислорода. На атомах водорода возникает частичный заряд, а на атоме кислорода - частичный отрицательный. Заменив обе общие электронные пары черточками, а точнее стрелками, показывающими смещение электронной плотности, запишем графическую формулу воды Рис. 2.

Вывод: ковалентная полярная связь возникает между атомами разных элементов-неметаллов, то есть с разными значениями относительной электроотрицательности. При этом типе связи образуются общие электронные пары, которые смещаются в сторону более электроотрицательного элемента .

1. №№ 5,6,7 (с.145) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Укажите частицу с наибольшим и наименьшим радиусом: атом Ar, ионы: K + , Ca 2+ , Cl - .Ответ обоснуйте.

3. Назовите три катиона два аниона, которые имеют такую же электронную оболочку, что и ион F - .

Часть I

1. Атомы металлов, отдавая внешние электроны, превращаются в положительные ионы:

где n - число электронов внешнего слоя атома, соответствующее номеру группы химического элемента.

2. Атомы неметаллов, принимая электроны, недостающие до завершения внешнего электронного слоя , превращаются в отрицательные ионы:

3. Между разноимённо заряженными ионами возникает связь, которая называется ионной.

4. Дополните таблицу «Ионная связь».


Часть II

1. Дополните схемы образования положительно заряженных ионов. Из букв, соответствующих правильным ответам, вы составите название одного из древнейших природных красителей: индиго.

2. Поиграйте в «крестики-нолики». Покажите выигрышный путь, который составляют формулы веществ с ионной химической связью.


3. Верны ли следующие утверждения?

3) верно только Б

4. Подчеркните пары химических элементов, между которыми образуется ионная химическая связь.
1) калий и кислород
3) алюминий и фтор
Составьте схемы образования химической связи между выбранными элементами.

5. Придумайте рисунок в стиле комиксов, отражающий процесс образования ионной химической связи.

6. Составьте схему образования двух химических соединений с ионной связью по условной записи:

Выберите химические элементы «А» и «Б» из следующего списка:
кальций, хлор, калий, кислород, азот, алюминий, магний, углерод, бром.
Подходят для данной схемы кальций и хлор, магний и хлор, кальций и бром, магний и бром.

7. Напишите небольшое литературное произведение (эссе, новеллу или стихотворение) об одном из веществ с ионной связью, которое человек применяет в быту или на производстве. Для выполнения задания используйте возможности Интернета.
Хлорид натрия – вещество с ионной связью, без него нет жизни, хотя, когда его много – это тоже нехорошо. Даже есть такая народная сказка, где рассказывается о том, что принцесса любила своего отца короля так сильно, как соль, за что была изгнана из королевства. Но, когда король однажды попробовал еду без соли и понял, что есть невозможно, он тогда понял, что дочь его очень сильно любила. Значит, соль – есть жизнь, но её потребление должно быть в
меру. Потому что чрезмерное потребление соли сильно вредит здоровью. Избыток соли в организме приводит к заболеванию почек, меняет цвет кожи, задерживает излишнюю жидкость в организме, что приводит к отёкам и нагрузке на сердце. Поэтому, надо контролировать потребление соли. 0,9% раствор хлорида натрия – это физиологический раствор, используется для вливания лекарств в организм. Поэтому, очень трудно ответить на вопрос: полезна или вредна соль? Она нам нужна в меру.











Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Цели урока :

  • Сформировать понятие об химических связях на примере ионной связи. Добиться понимания образования ионной связи как крайнего случая полярной.
  • Обеспечить в ходе урока усвоение следующих основных понятий: ионы (катион, анион), ионная связь.
  • Развивать умственную деятельность учащихся через создание проблемной ситуации при изучении нового материала.

Задачи:

  • научить распознавать виды химической связи;
  • повторить строение атома;
  • исследовать механизм образования ионной химической связи;
  • научить составлять схемы образования и электронные формулы ионных соединений, уравнения реакций с обозначением перехода электронов.

Оборудование : компьютер, проектор, мультимедийный ресурс, периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, таблица «Ионная связь».

Тип урока: Формирование новых знаний.

Вид урока: Мультимедиа урок.

Х од урока

I. Организационный момент .

II. Проверка домашнего задания .

Учитель: Как атомы могут принимать устойчивые электронные конфигурации? Каковы cпособы образования ковалентной связи?

Ученик: Полярная и неполярная ковалентные связи образованы по обменному механизму. К обменному механизму относят случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону. Например, водород: (слайд 2)

Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары за счет объединения неспаренных электронов. У каждого атома есть по одному s-электрону. Атомы Н равноценны и пары одинаково принадлежат обоим атомам. Поэтому же принципу происходит образование общих электронных пар (перекрывание р-электронных облаков) при образовании молекулы F 2 . (слайд 3)

Запись H· означает, что у атома водорода на внешнем электронном слое находится 1 электрон. Запись показывает, что на внешнем электронном слое атома фтора находится 7 электронов.

При образовании молекулы N 2 . Образуются 3 общие электронные пары. Перекрываются р-орбитали. (слайд 4)

Связь называется неполярная.

Учитель: Мы сейчас рассмотрели случаи, когда образуются молекулы простого вещества. Но вокруг нас множество веществ, сложного строения. Возьмем молекулу фтороводорода. Как в этом случае происходит образование связи?

Ученик: При образовании молекулы фтороводорода перекрывается орбиталь s-электрона водорода и орбиталь р-электрона фтора Н-F. (слайд 5)

Связывающая электронная пара смещена к атому фтора, в результате чего образуется диполь . Связь называется полярная .

III. Актуализация знаний .

Учитель: Химическая связь возникает вследствие изменений, которые происходят с наружными электронными оболочками соединяющихся атомов. Это возможно потому, что наружные электронные слои не завершены у элементов, кроме инертных газов. Химическая связь объясняется стремлением атомов приобрести устойчивую электронную конфигурацию, подобную конфигурации «ближайшего» к ним инертного газа.

Учитель: Записать схему электронного строения атома натрия (у доски). (слайд 6)

Ученик: Атому натрия для достижения устойчивости электронной оболочки необходимо либо отдать один электрон, либо принять семь. Натрий легко отдаст свой далекий от ядра и слабо связанный с ним электрон.

Учитель: Составить схему отдачи электрона.

Nа° - 1ē → Nа+ = Ne

Учитель: Записать схему электронного строения атома фтора (у доски).

Учитель: Как добиться завершения заполнения электронного слоя?

Ученик: Атому фтора для достижения устойчивости электронной оболочки необходимо либо отдать семь электронов, либо принять один. Энергетически выгоднее фтору принять электрон.

Учитель: Составить схему приема электрона.

F° + 1ē → F- = Ne

IV. Изучение нового материал.

Учитель обращается с вопросом к классу, в котором ставится задача урока:

Возможны ли другие варианты, при которых атомы могут принимать устойчивые электронные конфигурации? Каковы пути образования таких связей?

Сегодня мы рассмотрим один из видов связей – ионную связь. Сопоставим строение электронных оболочек уже названных атомов и инертных газов.

Беседа с классом.

Учитель: Какой заряд имели атомы натрия и фтора до реакции?

Ученик: Атомы натрия и фтора электронейтральны, т.к. заряды их ядер уравновешиваются электронами, вращающимися вокруг ядра.

Учитель: Что происходит между атомами при отдаче и принятии электронов?

Ученик: Атомы приобретают заряды.

Учитель дает пояснения: В формуле иона дополнительно записывают его заряд. Для этого используют верхний индекс. В нем цифрой указывают величину заряда (единицу не пишут), а потом – знак (плюс или минус). Например, ион Натрия с зарядом +1 имеет формулу Na + (читается «натрий-плюс»), ион Фтора с зарядом -1 – F - («фтор-минус»), гидроксид-ион с зарядом -1 – ОН - («о-аш-минус»), карбонат-ион с зарядом -2 – CO 3 2- («цэ-о-три-два-минус»).

В формулах ионных соединений сначала записывают, не указывая зарядов, положительно заряженные ионы, а потом - отрицательно заряженные. Если формула правильная, то сумма зарядов всех ионов в ней равна нулю.

Положительно заряженный ионназывается катионом ,аотрицательно заряженный ион- анионом.

Учитель: Записываем определение в рабочие тетради:

Ион - это заряженная частица, в которую превращается атом в результате принятия или отдачи электронов.

Учитель: Как определить величину заряда иона кальция Ca 2+ ?

Ученик: Ио́н - электрически заряженная частица, образующаяся в результате потери или присоединения одного или нескольких электронов атомом. У кальция на последнем электронном уровне находятся два электрона, ионизация атома кальция происходит при отдаче двух электронов. Ca 2+ - двухзарядный катион.

Учитель: Что происходит с радиусами этих ионов?

При переходе электронейтрального атома в ионное состояние размер частицы сильно изменяется. Атом, отдавая свои валентные электроны, превращается при этом в более компактную частицу - катион. Например, при переходе атома натрия в катион Na+, имеющий, как указано выше, структуру неона, радиус частицы сильно уменьшается. Радиус аниона всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома.

Учитель: Что происходит с разноименно заряженными частицами?

Ученик: Разноименно заряженные ионы натрия и фтора, возникающие в результате перехода электрона от атома натрия к атому фтора, взаимно притягиваются и образуют фторид натрия. (слайд 7)

Nа + + F - = NаF

Рассмотренная нами схема образования ионов показывает, как между атомом натрия и атомом фтора образуется химическая связь, которую называют ионной.

Ионная связь – химическая связь, образованная электростатическим притяжением друг к другу разноименно заряженных ионов.

Соединения, которые при этом образуются, называют ионными соединениями.

V. Закрепление нового материала .

Задания для закрепления знаний и умений

1. Сравните строение электронных оболочек атома кальция и катиона кальция, атома хлора и хлорид - аниона:

Прокомментируйте схему образования ионной связи в хлориде кальция:

2. Для выполнения данного задания необходимо разделиться на группы по 3–4 человека. Каждый участник группы рассматривает один пример и результаты представляет всей группе.

Ответ учащихся:

1. Кальций – это элемент главной подгруппы II группы, металл. Его атому легче отдать два внешних электрона, чем принять недостающие шесть:

2. Хлор – это элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его атому легче принять один электрон, которого ему не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать семь элект­ронов с внешнего уровня:

3. Сначала найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2 (2x1). Затем определим, сколько атомов кальция нужно взять, чтобы они отдали два электрона, то есть надо взять один атом Са и два атома CI.

4. Схематично образование ионной связи между атомами кальция и хлора можно записать: (слайд 8)

Са 2+ + 2СI - → СаСI 2

Задания для самоконтроля

1. На основе схемы образования химического соединения составьте уравнение химической реакции: (слайд 9)

2. На основе схемы образования химического соединения составьте уравнение химической реакции: (слайд 10)

3. Дана схема образования химического соединения: (слайд 11)

Выберите пару химических элементов, атомы которых могут взаимодействовать в соответствии с этой схемой:

а) Na и O ;
б) Li и F ;
в) K и O ;
г) Na и F

Периодическая система и электронное строение атома

    Элементы фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I и астат At составляют V1IA группу Периодической системы Д. И. Менделеева. Групповое название этих элементов — галогены. Строение валентного электронного уровня атомов галогенов одинаково ns np атом фтора не имеет /г -подуровня, поэтому он образует только одну ковалентную связь. Фтор — самый электроотрицательный элемент и встреч ается только в состояниях Р- и F .  [c.219]
    Атом кислорода, располагаясь в главной подгруппе шестой группы периодической системы, имеет электронное строение ls 2s 2p, структура его внешнего электронного слоя выражается схемой  [c.134]

    С позиций строения атома объяснимо положение водорода в периодической системе. Атом водорода имеет один электрон, который может быть отдан атомам других элементов. Поскольку это свойство проявляют атомы всех элементов, начинающих периоды,— Ыа, К, НЬ, s, Рг, то и водород должен стоять в главной подгруппе I группы. С другой стороны, поскольку атом водорода обладает способностью, подобно атомам галогенов, присоединять один электрон (Н+е =Н ), т. е. проявляет неметаллические свойства, он должен находиться в главной подгруппе VII группы. Такая двойственность в химическом поведении водорода является причиной того, что его помещают в двух подгруппах. При этом в одной из подгрупп символ элемента заключают в скобки. [c.54]

    На рис. 2 схематически изображено строение атомов водорода, гелия и лития. Атом самого легкого элемента — водорода состоит из двух частиц. Вокруг ядра вращается один электрон. Вокруг ядра гелия вращаются уже два электрона, вокруг ядра лития — три. Чем тяжелее атом, тем сложнее его строение. Например, кислород, занимающий восьмое место в периодической системе элементов, имеет восемь электронов два из них вращаются на /С-оболочке, остальные шесть— на -оболочке. Конечно, приведенные модели атомов отражают их строение весьма схематично. На самом деле прост- [c.18]

    Побочную группу VI группы периодической системы д. И. Менделеева образуют переходные металлы хром Сг, молибден Мо, вольфрам W. Электронное строение атомов этих элементов характеризуется наличием незаполненной -оболочки, причем атомы хрома и молибдена имеют неспарепные s-электроны, а атом вольфрама содержит пару (6s ) электронов  [c.210]

    Строение комплекса меди [Си(ЫНз)4] + совершенно иное, чем у аналогичного комплекса цинка (хотя медь и цинк — элементы одного, четвертого периода Периодической системы). Результаты магнитных измерений указывают на наличие в этом ионе одного неспаренного электрона. Это можно объяснить следующим образом. Невозбужденный атом меди имеет один 45-электрон (рис. 3.27,а). При образовании иона Си + отрываются этот электрон и один электрон с З -подуровня таким образом, ион Си + имеет один неспаренный электрон на 3 -подуровне (рис. 3.27,6). Известно, что комплекс [Си(ЫНз)4] + квадратный. В квадратных комплексах других -элементов с координационным числом 4 электронные орбитали центрального атома находятся в состоянии бр -гибридизации. Поэтому можно предположить, что неспаренный электрон с З -подуровня [c. 138]

    С позиций строения атома объяснимо положение водорода в периодической системе. Атом водорода имеет один внешний электрон, который может быть отдан атомам других элементов. Поскольку это свойство проявляют атомы всех элементов, начинающих периоды,— [c.55]

    С развитием электронной теории строения атомов стало ясно, что химические свойства элементов являются функцией электронной стрз ктуры атомов. Отсюда следует, что в качестве объективного критерия, однозначно определяющего положение элемента в Периодической системе, целесообразно выбрать именно электронное строение атома. Поэтому в развитии Периодического закона выделяют три этапа. На первом этапе в качестве аргумента, определяющего свойства элементов, была выбрана атомная масса и закон был сформулирован Д.И.Менделеевым следующим образом "Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от их атомного веса". На втором этапе было выяснено значение атомного номера, который, как оказалось, определяет заряд ядра атома. Открытие изотопов и изобаров показало, что истинным аргументом, определяющим природу элемента, является именно заряд ядра, а не атомная масса. Действительно, атомы с одинаковой атомной массой — изобары (например, Ат, °К, — принадлежат разным элементам, в то вре- [c.226]

    Используемое ныне в научной литературе выражение "превращение химических элементов" некорректно. Оно подменяет конкретный объект превращения (атом), неопределенным понятием (химический эле.мент). Недостатком формулировки закона радиоактивных смещений (правильнее превращений ) является то, что она не выделяет подвиды атомов как объект превращения. Она, по-прежнему, "вяжет" их к смещениям в Периодической системе. Возникает принципиальное несоответствие между законом и наглядной его иллюстрацией. Периодическая система химических элементов имеет в основе своей структуры устройство электронной оболочки атомов. Строение ядра имеет здесь лишь опосредованное значение через равенство Ерц. = 1 . Закон же радиоактивных превращений касается исключительно ядерных преобразований и индифферентен (в рамках данных рассмотрений ) к структуре электронной оболочки. И в этом аспекте рассмотрения система атомов идентична системе ядер. Мы как бы на время, игнорируем присутствие электронной оболочки. [c.102]

    Атом элемента VII группы Периодической системы состоит из 28 элементарных частиц, а атом элемента V группы — из 21. Каков заряд ядер этих атомов Приведите схему строения их электронных оболочек. [c.67]

    Атом первого элемента в Периодической системе — водорода — обладает наипростейшим строением. Он состоит всего из двух частиц протона и электрона, — между которыми существуют лишь силы притяжения. Не случайно именно для атома водорода оказалась успешно применимой первая квантовая теория — теория Бора, и только для этого атома волновое уравнение Шредингера имеет точное решение. [c.292]


    Заряд атомного ядра по величине совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе число электронов равно заряду ядра. Атом в целом нейтрален, т. е. сумма отрицательных зарядов компенсирована положительным зарядом ядра. Размеры атомного ядра (диаметр 10 — 10 м) весьма малы по сравнению с размерами атома (диаметр 10 м), но почти вся его масса сосредоточена в ядре ( 99,97 %). А так как масса является мерой энергии, то в ядре сосредоточена почти вся энергия атома. Плотность ядерного вещества огромна ( 10 кг/м ). Заряд ядра определяет не только общее число электронов, но и электронное строение атомов, а следовательно, их физико-химические свойства. [c.90]

    Рассмотрим строение атома какого-нибудь элемента, например натрия, с позиций протонно-нейтронной теории. Порядковый номер натрия в периодической системе 11, массовое число 23. В соответствии с порядковым номером заряд ядра натрия равен 11+. Следовательно, в атоме натрия имеется И электронов, сумма зарядов которых равна положительному заряду ядра. Если атом натрия потеряет один электрон, то положительный заряд ядра будет на единицу больше суммы отрицательных зарядов электронов (10), и атом натрия станет ионом с зарядом 1+. Заряд ядра атома равен сумме зарядов 11 протонов, находящихся в ядре, масса [c.41]

    Строение атома. Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена практически вся его масса, и вращающихся вокруг ядра электронов. Атом в целом нейтрален, поэтому заряд ядра и общий заряд всех электронов равны между собой. Число электронов меняется у атомов разных элементов. Порядковый номер элемента в периодической системе Д. И. Менделеева показывает, каков заряд ядра и сколько электронов содержится в нейтральном атоме этс- [c.32]

    Следует подчеркнуть, что периодическая система элементов Д. И. Менделеева явилась исходным пунктом для решения вопроса о строении атома и для создания его модели. Так, согласно ядерной модели наиболее просто устроен атом водорода ядро несет один элементарный положительный заряд, а в поле ядра по орбите движется один электрон. Порядковый номер железа 26. Значит, положительный заряд ядра равен 26, а в поле ядра нейтрального атома движется 26 электронов. У элемента курчатовия (2 = 104) положительный заряд ядра равен 104, а в поле ядра движется 104 электрона. Аналогично можно представить и строение атомов других элементов. [c.30]

    При заполнении электронных слоев и оболочек атомы подчиняются 1) принципу наименьшей энергии, согласно которому электроны сначала заполняют вакантные орбитали с минимальной энергией 2) принципу Паули 3) правилу Гунда — на вырожденных орбиталях суммарное спиновое число электронов должно быть максимальным. В квантовых ячейках с одинаковой энергией заселение электронами происходит так, чтобы атом имел наибольшее число неспаренных электронов. Это отвечает нормальному состоянию атома (минимум энергии). Рассмотрим связь между электронным строением атомов и положением элементов в короткой 8-клеточной Периодической сис ме (см. форзац). У каждого следующего элемента Периодической системы по сравнению с предыдущим на один электрон больше. Наиболее прост первый период системы, состоящий лишь из двух элементов. У водорода единственный электрон заселяет наинизшую по энергии орбиталь 1 , а у гелия на этой орбитали два электрона с антипарал-лельными спинами. Гелием заканчивается первый период системы и исчерпаны все вариации квантовых чисел при п = I. Таким образом, у атома гелия полностью формируется наиболее близкий к ядру А -слой. [c.40]

    Общими физическими свойствами, характеризующими металлы, обладают в свободном состоянии 82 элемента из 105. Естественно предположить, что атомы этих элементов должны быть сходными и по строению. Атомы элементов главных подгрупп I—III групп периодической системы на внешнем энергетическом уровне имеют мало электронов (от одного до трех) и, стремясь принять более устойчивое состояние (структуру атомов благородных газов), сравнительно легко отдают эти электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы. Эта особенность обусловливает своеобразное строение кристаллической решетки металлов, которая состоит из положительных ионов и атомов, находящихся в узлах решетки. Между узлами находятся электроны, не принадлежащие каким-либо определенным атомам. Малые размеры электронов позволяют им более или менее свободно перемещаться по всему кристаллу металла, переходя от одного атома или иона к другому атому или иону. При достаточном сближении электронов с ионами образуются нейтральные атомы, которые снова распадаются на ионы и электроны. Следовательно, в кристалле металла существует своеобразное равновесие  [c.390]

    В настоящее время особенности атома углерода объясняются его строением и положением в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Атом углерода имеет четыре валентных электрона и обладает одинаковой способностью как к отдаче, так и к присоединению их. В органических соединениях химическая связь ковалентная. Атомы углерода образуют с другими атомами, а также друг с другом общие электронные пары. В этом случае каждый атом углерода на внешнем уровне будет иметь восемь электронов (октет), четыре из которых одновременно принадлежат другим атомам.[c.307]

    Схематически влияние р-металла III группы периодической системы на проводимость полупроводника (Ое) показано на рис. 204. Захватывая электроны из о-связи Ое—Ое, атом Оа обращается в отрицательный ион, создавая этим самым электронную вакансию, или дырку . Таким образом, создается примесная проводимость полупроводников, очень сильно изменяющая их электрические свойства. Подбор донорных и акцепторных примесей показан в табл. 127, где приведена часть периодической системы Д. И. Менделеева, из которой исключены - и /-металлы, электронное строение которых является особым (гл. XII). [c.448]

    Бор — первый р-элемент в периодической системе элементов. Строение внешних электронных оболочек его атома в невозбужденном состоянии 25 Ввзбуждение переводит атом в состояние [c.327]

    Магний расположен в главной подгруппе второй группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Порядковый номер его 12, атомный вес 24,312. Электронная конфигурация атома-магния в невозбужденном состоянии 1х 25 /) 35 валентными являются электроны наружного слоя, в соответствии с этим магний проявляет валентность 2- -. В тесной связи со строением электронных оболочек атома магния находится его реакционная способность. Из-за наличия на внешней оболочке только двух электронов атом магния склонен легко отдавать их для получения устойчивой восьмиэлектронной конфигурации поэтому магний в химич ском отношении очень активен. На воздухе магний окисляется, но образующаяся при этом окисная пленка предохраняет металл от дальнейшего окисления. При нагревании до 600—650° С магний сгорает с образованием окиси магния МдО и частично нитрида [c.8]

    Многие химические и физические процессы могут быть объяснены с помощью простых моделей строения атома, предложенных Резерфордом, Бором и другими учеными. Каждая из таких моделей, чем-то отличаясь, тем не менее предполагает, что каждый атом состоит из трех видов субатомных частиц протонов, нейтронов и электронов. Это далеко не полная картина, но для наших целей этого пока достаточно. Протоны и нейтроны образуют ядро атомов. Ядро намного тяжелее электронов. В ядре сосредоточена почти вся масса атома, но ядро занимает лишь ничтожную часть объема. Электроны движутся (часто говорят вращаются ) вблизи ядра по определенным законам. Ядро может быть описано всего лишь двумя числами — порядковым номером атома в периодической системе элементов (его называют атомным номером и обозначают символом ) и массовым числом символ А). [c.15]

    Двойственность свойств водорода определяется оригинальностью строения его атома — один протон и один электрон. Потеряй водород электрон, и останется голый протон — частица, а не атом. Никакой другой элемент не имеет подобной структуры ато ма. Но где бы он ни находился — в I группе или в VII, нижняя граница периодической системы проходит по этому элементу. [c.183]

    Строение атома углерода, находящегося в первом ряду IV группы периодической системы Менделеева, можно выразить схемой, изображенной на рис. 6, а. Атом углерода во внутреннем электронном слое, соответствующем атому инертного газа гелия, имеет 2 электрона, в следующем, внешнем электронном слое атом углерода имеет 4 электрона, являющихся валентными. Из курса неорганической химии известно, что наличие во внешнем электронном слое малого числа электронов (у элементов I, II и III групп) приводит к легкой потере этих электронов и превращению атомов в катионы (например, Na+, Са +, [c.27]

    Схема, представленная на рис. 3, изображает строение атома углерода, который находится, как известно, в первом ряду IV группы периодической системы Менделеева. Схема показывает, что атом углерода имеет во внутреннем электронном слое 2 электрона, а в следующем — наружном слое — 4 электрона, которые являются валентными электронами. [c.31]

    Строение ядер. Нейтральный атом состоит из плотного ядра диаметром около см, окруженного диффузным облаком электронов. Внешний диаметр этого облака равен примерно 10 см. Почти вся масса атома сосредоточена в положительно заряженном ядре. Величина заряда ядра равна целому числу зарядов электрона или 4,80223-Z эл. ст. ед. Это целое число 2 называется атомным номером. Оно совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе элементов. Ядро состоит из 2 протонов и N нейтронов. [c.24]

    Этими правилами определяется порядок заполнения орбиталей электронами и образование характерных электронных конфигураций атомов, что и отражено в приведенной периодической системе Д. И. Менделеева. Однако необходимо иметь в виду, что правила Клечковского не полностью охватывают все частные особенности электронной структуры атомов. Например, при переходе от атома никеля к атому меди число Зй-электронов увеличивается не на один, а сразу на два электрона за счет проскока одного 45-электрона на подуровень Зй. Таким образом, электронное строение атома меди выражается формулой 15 28 2р 35 3/7 3 г 45 . Аналогичный провал электрона с внешнего 5- на р-подуровень происходит и в атомах [c. 18]

    Сопоставляя полученные результаты с величинами потенцна-.лов иоиизатгии и констант основности, видим, что сравнительная протоноакцепторная способность вторичных и третичных ароматических аминов согласуется с характером изменения их основности и ионизационного потенциала третичные амины являются более сильными акцепторами протона и донорами электрона, чем вторичные. Энергии же водородной связи, образуемой атомом азота алифатических аминов с фиксированным донором протона, у третичных аминов ниже, чем у вторичных, хотя электронодо-норная способность RsN, мерой которой может служить ионизационный потенциал или прочность комплексов донориоакцептор-ного типа с переносом заряда, выше, чем у R9NH. Подобная закономерность ранее наблюдалась только для рядов соединений, функциональный атом которых меняется по столбцу Периодической системы. Результат данной работы показывает, что при большом сходстве в электронном строении атома азота вторичных и третичных аминов их способность выступать в качестве доноров электрона и акцепторов протона меняется в противоположном направлении. Это означает, что перенос заряда не вносит заметного вклада в энергетику рассматриваемых комплексов с водородной связью. [c.36]

    Бор - первый р-элемент в периодической системе элементов. Строение внешней электронной оболочки его атома в невозбужлениом состоянии 2х 2р . Возбуждение переводит атом в состояние 2f 2p p и далее в ip -тбридное валентное состояние, в котором орбитали расположены под углом 120. Этому состоянию отвечает структура соединений бора, в которых атом В связан с тремя другими атомами (три Образование донорно-акцепторной ж-связи (акцептор - атом бора) стабилизирует ip -гибридное состояние. Это приводит к уменьшению межатомных расстояний В-Г, В-О и др. Благодаря наличию в небольшом по размеру атоме бора свободной орбитали бор - один из сильнейших акцепторов неподеленных электронных пар. Многие соединения бора являются кислотами Льюиса, они энергично взаимодействуют с основаниями Льюиса, например [c.343]

    Попять физический смысл валентности помогло учение о строении атомов и химической связл. Как уже отмечалось, электроны, которые участвуют в образовании химических связей между атомами, называются валентными. Зто электроны, наиболее слабо связанные с ядром. У химических элементов общее число валентных электронов в атоме, как правило, равно номеру группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Так, атом серы (элемент VI группы) содержит всего 16 электронов, нз них валентных 6. К валентным относятся прежде всего электроны внешних незавершенных уровней. Однако валентными могут быть и электроны второго снаружи уровня (например, у -элементов), а также электроны третьего снаружи уровня (например, у /-элементов). [c.58]

    В настоящее время наблюдается мощный интеллектуальный подъем в неорганической химии, который сильнее всего затронул те ее области, которые лежат на стыке с соседними дисциплинами химию металлоорганических и бионеорганических соединений, химию твердого тела, биогеохимию и др. Возрастает, в частности, уверенность ученых в том, что неорганические элементы играют важную роль в живых системах. Живые существа вовсе не являются чисто органическими. Они весьма чувствительны к ионам металлов почти всей Периодической системы Д.И. Менделеева. Некоторые ионы играют важнейшую роль в таких жизненно важных процессах, как связывание и транспорт кислорода (железо в гемоглобине), поглощение и конверсия солнечной энергии (магний в хлорофилле, марганец в фотосистеме II, железо в ферродоксине, медь во фта-лоцианине), передача электрических импульсов между клетками (кальций, калий в нервных клетках), мышечное сокращение (кальций), ферментативный катализ (кобальт в витамине В12). Это привело к взрыву творческой активности ученых в области неорганической химии биосистем. Мы начинаем изучать строение ближайшего и дальнего окружения атомов металлов в биосистемах и учимся понимать, как это окружение позволяет атому металла с такой высокой чувствительностью реагировать на изменение pH, давление кислорода, присутствие доноров или акцепторов электронов. [c.158]

    Электронное строение и типы связей элементов периодической системы - ключ к пониманию Сфуктуры и свойств простых и сложных веществ, образованных эти. ми элементами Два или более атомов располагаются друг около друга так, как это энергетически выгодно. Это справедливо независимо от того, сильно или слабо связана фуппа атомов, содержит эта фуппа лишь несколько или 10 атомов, является расположение атомов упорядоченным (как в кристалле) или неупорядоченным (как в жидкости). Группа ато.мов устойчива тогда и только тогда, когда энергия атомов, расположенных вместе, ниже, чем у отдельных атомов. Единственной физической причиной конкретной кристаллической сфуктуры любого элемента и его модификаций является перекрытие валентных и подвалентных оболочек его атомов, приводящее к образованшо определенных межатомных связей. Число протяженность и симмефия орбиталей атомов данного конкретного элемента полностью определяют число, длину, ориентиров и энергию межатомных связей, образующихся в результате перекрытия этих орбита-лей, а следовательно, размещение атомов в пространстве, т е. кристаллическую структуру, основные физико-химические свойства элемента.[c.30]


Проверочная работа №6. Строение электронных оболочек атомов

1А. Число электронов в атоме серы равно:

2) 16.



2А. Верны ли следующие суждения о строении электронных оболочек атомов.

А. Число заполняемых электронных слоев в электронной оболочке атома равно порядковому номеру элемента в таблице Д.И. Менделеева.
Б. Число электронов во внешнем электронном слое равно номеру периода, в котором находится элемент в таблице Д.И. Менделеева.

4) оба суждения неверны.



3А. Элементу, порядковый номер которого в таблице Д.И. Менделеева 16, соответствует схема строения электронной оболочки:



4А. Схема строения электронной оболочки атома кремния:



5А. Распределение электронов по электронным слоям 2е, 8е, 8е, 2е соответствует химическому элементу, который в таблице Д.И. Менделеева находится:

4) в 4-м периоде, IIА группе.



6А. Атомы химических элементов кремния и углерода имеют одинаковое число:

3) электронов во внешнем электронном слое.



7А. Число электронных слоев и число электронов во внешнем слое в атоме хлора равны соответственно:

3) 3 и 7.



8В. Одинаковое число электронов находится во внешнем электронном слое атомов каждого из химических элементов в группах:



9В. Одинаковое число заполняемых электроная электронных слоев имеется в электронной оболочке атомов каждого из химических элементов в группах:



10В. Установите соответствие между результатом сравнения строения электронных оболочек атомов и обозначениями атомов.




11С. Выберите два химических элемента так, чтобы число электронных слоев в электронных оболочках атомов было равно числу электронов во внешнем электронном слое атома кальция.


12С. Разделите на три равные группы химические элементы: литий, кремний, калий, хлор, бром, олово.

Электронные формулы марганца, брома и ванадия. Задачи 4

 


Электронные структуры атомов марганца и брома

 

Задача 4
Исходя из электронных структур атомов марганца и брома, их места в периодической системе, объясните сходство и различие  их химических свойств.
Решение:
Марганец  -  25 –й элемент таблицы Менделеева. Электронная формула марганца имеет вид: 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

Валентные электроны находятся на 4s и 3d подуровнях.  На валентных орбиталях атома марганца находится  7электронов. 
Бром – 35 элемент периодической таблицы Электронная формула брома имеет вид:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Валентные электроны находятся на 4s  и подуровнях.   На валентных орбиталях атома  находится  7 электронов. 
Таким образом, марганец и бром не являются электронными аналогами и не должны размещаться в одной и той же подгруппе. Но на валентных орбиталях атомов этих элементов находится одинаковое число электронов – 7. Поэтому оба элемента помещают в одну и ту же группу периодической системы Д.И.Менделеева. Марганец – d-элемент VIIB-группы, а бром – p-элемент VIIA-группы. 
На внешнем энергетическом уровне у атома марганца два электрона, а у брома – семь. Атомы типичных металлов характеризуются наличием небольшого числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а следовательно, тенденцией терять эти электроны. Они обладают только восстановительными свойствами и не образуют элементарных отрицательных ионов. Элементы, атомы которых на внешнем уровне содержат более трех электронов, обладают определенным сродством к электрону, а следовательно, приобретают отрицательную степень окисления и даже образуют элементарные отрицательные ионы. Таким образом, марганец, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для брома, проявляющего слабые восстановительные свойства, более свойственны окислительные функции. Общей закономерностью для всех групп, содержащих p- и d-элементы, является преобладание металлических свойств у d-элементов. Следовательно, металлические свойства у марганца сильнее выражены, чем у брома.
 


Электронная формула ванадия

Задача 5.
Напишите электронно-графическую формулу для 23 элемента, определите его валентные электроны и охарактеризуйте их с помощью квантовых чисел.
Решение:
Электронные формулы отображают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням (атомным орбиталям). Электронная конфигурация обозначается группами символов nlx, где nглавное квантовое число, lорбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение – s, p, d, f), xчисло электронов в данном подуровне (орбитали). При этом следует учитывать, что электрон занимает тот энергетический подуровень, на котором он обладает наименьшей энергией – меньшая сумма n+1 (правило Клечковского). Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая:

1s>2s>2р>3s>3р>4s>3d>4р>5s>4d>5р>6s>(5d1) >4f>5d>6р>7s>(6d1-2)>5f>6d>7р

Так как число электронов в атоме того или иного элемента равно его порядковому номеру в таблице Д.И. Менделеева, то для 23 элемента  - ванадия( V –порядковый № 23) электронная формула имеют вид:

V23   1s22s263s264s23d3

Валентные электроны ванадия - 4s23d3  - находятся на 4s и 3d подуровнях На валентных орбиталях атома ванадия находится 5 электронов. Поэтому элемент помещают в пятую группу периодической системы Д.И.Менделеева.


 

Br2 Структура Льюиса, молекулярная геометрия, гибридизация и MO-диаграмма

Бром или Br - галоген, входящий в группу 7A периодической таблицы. Его атомный номер 35, а атомная масса 79,90 ед.

Бром является третьим по легкости из галогенов и может быть обнаружен как в форме тлеющей красновато-коричневой жидкости при нормальной комнатной температуре, так и в форме красновато-коричневого газа.

Находясь в той же группе, что и фтор, хлор и йод, он обладает схожими химическими свойствами.

Элементарный бромид чрезвычайно реакционноспособен и поэтому не материализуется свободно в природе.

Фактически, он доступен в форме растворимой бесцветной кристаллической минеральной соли галогенида, такой как поваренная соль.

Несмотря на то, что он редко доступен в земной коре, он накапливается в океанах из-за высокой растворимости иона бромида (Br-).

Бром имеет 7 электронов на внешней оболочке, которая действует как валентные электроны.

Как и другие галогены, недостаток одного электрона в формировании октета делает его мощным окислителем и, следовательно, реагирует с различными элементами, чтобы восполнить потребность в 1 электроне для формирования полной конфигурации октета во внешней оболочке и достичь стабильности.

Дибром образуется, когда 2 атома брома объединяются для достижения стабильности. Теперь перейдем к детальному изучению льюисовской структуры молекулы Br2.

Структура Льюиса Br2

Структура Льюиса соединения описывает расположение лежащих в основе электронов валентной оболочки.

В структуре точки и линии изображают электроны и связи между 2 электронами соответственно.

Идея построения структуры Льюиса атома соединения состоит в том, чтобы понять химические и физические свойства соединения.

Структура Льюиса также дает представление об электронной конфигурации атома и способах достижения стабильности посредством равновесия.

Хотя структура Льюиса дает представление о физических атрибутах соединения, ее представление ограничено, поскольку это двухмерная модель.

Он также не влияет на структуру молекул, геометрию или трехмерное представление атомов. ниже приведены шаги, чтобы нарисовать диаграмму Льюиса молекулы Br2.

Разработка модели Льюиса Br2

Шаг 1 : Первая задача - подсчитать количество электронов в валентной оболочке атома. Поскольку мы знаем, что бром находится в той же группе, что и хлор и фтор, бром имеет 7 электронов в своей валентной оболочке.

В случае диброма общее количество электронов валентной оболочки увеличивается и становится 14 для Br2.

Шаг 2 : Затем нам нужно нарисовать 2 атома брома рядом друг с другом.Два атома связаны химической связью, представленной прямой линией.

Шаг 3 : Теперь, когда структура атомов нарисована, следует указать количество возможных электронов валентной оболочки по отношению к электронам валентной оболочки в случае Br2, которое равно 14.

Таким образом, мы исчерпали все доступные электроны валентной оболочки.

Шаг 4 : Получающиеся в результате атомы брома имеют 8 электронов внешней оболочки, каждый, таким образом, удовлетворяет правилу октетов.

Оба атома брома входят в общую систему, чтобы заполнить оставшуюся щель из 1 недостающего электрона и, таким образом, достичь стабильности.

Шаг 5 : Следующий шаг - упомянуть имя каждого атома, оба из которых соединены прямой линией и лежат рядом друг с другом.

Поскольку оба атома принадлежат одному элементу, валентный угол здесь составляет 180 градусов, что означает, что оба атома точно противоположны друг другу.

Это формирует структуру Льюиса диброма, которая окончательно представлена ​​следующим образом:

Молекулярная геометрия Br2

Необходимость понять причину того, почему соединение выглядит, ощущается или реагирует так, как оно есть, привело к концепции молекулярной геометрии.

В дополнение к открытиям структуры Льюиса, молекулярная геометрия - это изучение различных элементов путем рисования трехмерных фигур нижележащих атомов.

Molecular Geometry также помогает понять фактическое присутствие атомов соединения в трехмерном пространстве, а также угол связи и длину связи между двумя электронами.

Изображение атомов в 3D также дает объяснение физических и химических свойств соединения, таких как его цвет, запах, форма, магнетизм, реакционная способность, эффективность и сопротивление среди прочего.

Хотя эти свойства подтверждают различные возможности использования соединения в реальном мире, также важно понимать различные категории молекулярных моделей, которые используются для классификации множества природных и искусственных соединений.

Различаются следующие категории:

  1. Тригонально-пирамидальная
  2. Тригональная планарная
  3. Восьмигранный
  4. Линейный
  5. Угловой

В случае диброма или Br2, оба атома брома имеют 7 электронов на своей внешней валентной оболочке. Необходимо заполнить свободное электронное пятно и достичь стабильности.

Для этого два атома брома соединяются друг с другом, чтобы найти недостающий электрон валентной оболочки.

При добавлении 7 электронов валентной оболочки к обоим атомам брома мы узнаем, что величина электронов валентной оболочки (VSE) равна 14.

Бинарная молекула Br2 неполярна, поскольку связь между двумя атомами неполярна.

Что касается полярности Br2, вы должны прочитать статью о полярности Br2.

Из-за наличия атомов одного и того же элемента молекулярная геометрия диброма является линейной, а соединение имеет симметричную форму.

Угол связи составляет 180 градусов, и оба атома брома входят в схему обмена электронами.

Гибридизация Br2

Цель любого встречающегося в природе элемента - достичь стабильности. Для достижения стабильности, высвобождения энергии и достижения равновесия различные элементы реагируют друг с другом, образуя соединения.

Поскольку образование различных соединений придает им различные свойства и, следовательно, их использование, важно понимать и формировать химическую реакцию, чтобы оптимизировать потребность в соединении.

Это то, что породило идею гибридизации.

Гибридизация и концепция теории VSPER вместе дают лучшее понимание необходимости соединения для достижения стабильности и равновесия.

Согласно концепции гибридизации, орбитали, которые схожи по уровню энергии, могут сливаться друг с другом, что приводит к появлению новых рассеянных орбиталей, которые имеют меньшую энергию, но более стабильны и, следовательно, являются гибридом двух предыдущих орбит.

Гибридные орбитали влияют на молекулярную геометрию соединения, свойства связывания и реакционную способность.

Эти новые гибридные орбитали не похожи на предыдущие в том смысле, что расположение электронов валентной оболочки и уровень энергии теперь другие.

Поскольку все элементы имеют различное расположение электронов валентной оболочки, результирующие гибридные орбитали также различны.

Также стоит отметить, что как наполовину заполненные, так и полностью заполненные электронные орбиты могут участвовать в гибридизации.

В зависимости от молекулярной структуры соединения и степени гибридизации возникают различные схемы гибридизации, а именно:

  • СП3Д3
  • СП3Д2
  • СП3Д
  • СП3
  • СП2
  • СП

В случае диброма электронов валентной оболочки 7 каждый, следовательно, 14.

Для достижения стабильности каждый атом брома совместно используется друг с другом для завершения октета.

Общая формула, используемая для расчета гибридизации соединения:

Гибридизация молекулы = количество сигма-связей + количество неподеленных пар

В молекуле Br2 присутствуют 3 неподеленные пары и 1 сигма-связь.

Следовательно, гибридизация Br2 является SP3. Его структура линейная.

Быстрый способ изучить концепцию модели гибридизации:

Шаг 1 : Проверьте центральный атом и подсчитайте количество связанных с ним атомов.

Шаг 2 : Следующий шаг - подсчитать количество одиночных пар.

Шаг 3 : Теперь давайте сложим эти числа. Если количество равно 4, состав SP3. Если счетчик равен 3, это SP2, композиция SP2, если счетчик 2.

Теория молекулярных орбиталей и диаграмма МО диброма (Br2)

Диаграмма МО или молекулярная орбитальная диаграмма является расширением трехмерного молекулярного дизайна и дает лучшее понимание структуры атома.

Молекулярная диаграмма также отражает длину связи, форму связи, энергию связи и угол связи между 2 атомами.

Br2 - простое соединение, поскольку оно образовано 2 атомами одного и того же элемента. Он гомоядерный двухатомный, поэтому все орбитали совместимы.

Здесь, поскольку здесь всего 2 атома, они используют совместимые орбитали с наивысшей энергией, образуя межъядерную сигма-связь на оси.

Свойства Br2

  1. Br2 или дибром - дымящаяся темно-красновато-коричневая жидкость с очень резким запахом.
  2. Его свойства делают его токсичным для вдыхания и сверхгорючим материалом.
  3. Он также вызывает сильную коррозию металлов и тканей.
  4. Br2 плотнее воды и также растворим в воде. Из-за большей плотности атом Br2 тонет в воде. Его значение составляет 3,119 г / мл.
  5. Температура плавления и кипения этого вещества составляет -7,2 ° C и 58,8 ° C соответственно.

Заключение

В заключение, химические и физические свойства диброма можно понять, изучив структуру Льюиса соединения.

Дальнейший анализ трехмерной структуры дает ценную информацию о физическом расположении соединения, тем самым оправдывая его разнообразное использование в фармацевтике, лекарствах, химических веществах и фотографии.

WebElements Периодическая таблица »Бром» Свойства свободных атомов

Атомы брома имеют 35 электронов, а структура оболочки - 2.8.18.7.

Электронная конфигурация основного состояния газообразного нейтрального брома в основном состоянии - [ Ar ]. 3d 10 . 2 . 4p 5 , а символ - 2 P 3/2 .

Схематическая электронная конфигурация брома. Оболочечная структура Косселя брома.

Атомный спектр

Изображение атомного спектра брома.

Энергии ионизации и сродство к электрону

Сродство брома к электрону 324.6 кДж моль ‑1 . Энергии ионизации брома приведены ниже.

Энергии ионизации брома.

Эффективные ядерные заряды

Ниже приведены эффективные ядерные заряды "Клементи-Раймонди", Z eff . Перейдите по гиперссылкам для получения более подробной информации и графиков в различных форматах.

Эффективные ядерные заряды для брома
34,2471
25.64 2п 31,06
20,22 3 пол. 19,57 19,56
4s 10,55 4 пол 9,03 (нет данных) 4f (нет данных)
5s (нет данных) 5п (нет данных) (нет данных)
6s (нет данных) 6п (нет данных)

Список литературы

Эти эффективные ядерные заряды, Z eff , взяты из следующих ссылок:

  1. E. Clementi and D.L.Raimondi, J. Chem. Phys. 1963, 38 , 2686.
  2. Э. Клементи, Д.Л. Раймонди и В.П. Reinhardt, J. Chem. Phys. 1967, 47 , 1300.

Энергии связи электрона

II 2 90p 1596 [2] II 903
Энергии связи электрона для брома. Все значения энергий связи электронов приведены в эВ. Энергии связи указаны относительно уровня вакуума для инертных газов и молекул H 2 , N 2 , O 2 , F 2 и Cl 2 ; относительно уровня Ферми для металлов; и относительно верха валентной зоны для полупроводников.
Этикетка Орбитальная эВ [ссылка на литературу]
K 1s 13474 [1]
L I 2s 1782 [2]
L
L III 2p 3/2 1550 [2]
M I 3s 257 [2]
3p 1/2 189 [2]
M III 3p 3/2 182 [2]
M IV / 2 70 [2]
M V 3d 5/2 69 [2]

Примечания

Я благодарен Гвину Уильямсу (Лаборатория Джефферсона, Вирджиния, США), которая предоставила данные об энергии связи электронов. Данные взяты из ссылок 1-3. Они сведены в таблицы в другом месте в Интернете (ссылка 4) и в бумажной форме (ссылка 5).

Список литературы

  1. Дж. А. Бирден и А. Ф. Берр, «Переоценка рентгеновских уровней атомной энергии», Rev. Mod. Phys. , 1967, 39 , 125.
  2. М. Кардона и Л. Лей, ред., Фотоэмиссия в твердых телах I: общие принципы (Springer-Verlag, Берлин) с дополнительными исправлениями, 1978 г.
  3. Gwyn Williams WWW таблица значений
  4. Д.Р. Лиде (ред.) В справочнике по химии и физике компании Chemical Rubber Company , CRC Press, Бока-Ратон, Флорида, США, 81-е издание, 2000 г.
  5. J. C. Fuggle и N. Mårtensson, "Энергии связи на уровне ядра в металлах", J. Electron Spectrosc. Relat. Феном. , 1980, 21 , 275.

Бром - Информация об элементе, свойства и использование

Расшифровка:

Химия в ее элементе: бром

(Promo)

Вы слушаете Химию в ее элементе, представленную вам Chemistry World , журналом Королевского химического общества.

(Конец промо)

Chris Smith

Здравствуйте, добро пожаловать в Chemistry in its element, где на этой неделе мы вынюхиваем химическое вещество, названное в честь греческого слова, означающего зловоние, и это вещество, безусловно в свое время сам по себе вонял, потому что проделывает дыры в озоновом слое. Но это не так уж и плохо, потому что нам также дают лекарства, инсектициды и огнетушители и рассказывают историю элемента номер 35, это химик и писатель Джон Эмсли.

Джон Эмсли

Пятьдесят лет назад бром производился в массовом масштабе и превращался в множество полезных соединений. Фотография опиралась на светочувствительность бромида серебра, врачи прописывали бромид калия в качестве транквилизатора, этилированному бензину требовался дибромметан, чтобы обеспечить удаление свинца с выхлопными газами, бромметан широко использовался для фумигации почвы и складских помещений, а огнетушители содержали летучие вещества. броморганические соединения. Сегодня это использование практически исчезло.

Мировое производство жидкого брома когда-то превышало 300 000 тонн в год, значительная часть из которых была произведена на заводе на побережье Англси в Уэльсе, закрытом в 2004 году. Этот элемент извлекался из морской воды, содержащей 65 частей на миллион. бромида, и это было сделано с использованием газообразного хлора для преобразования бромида в бром, который затем удаляли продувкой воздуха через воду.

История брома началась с 24-летнего студента Антуана-Жерома Балара. Он обнаружил, что остатки соли, оставшиеся после испарения рассола из Монпелье, Франция, при обработке кислотой давали маслянистую красную жидкость.Он понял, что это новый элемент, и сообщил об этом Французской академии, которая подтвердила его открытие. Когда они поняли, что он химически похож на хлор и йод, они предложили название бром, основанное на греческом слове bromos , означающем зловоние.

В то время как некоторые виды использования брома сократились, поскольку продукты, изготовленные из него, больше не нужны, другие не приветствуются из-за ущерба, который этот элемент может нанести озоновому слою. Летучие броморганические соединения способны выживать в атмосфере достаточно долго, чтобы достичь верхнего озонового слоя, где их атомы брома в 50 раз более разрушительны, чем атомы хлора, что является основной угрозой, поскольку они исходят от широко используемых хлорфторуглеродов, ХФУ. .Монреальский протокол, объявивший ХФУ вне закона, также стремился запретить использование всех летучих броморганических соединений к 2010 году, и это ограничение особенно применялось к фумиганту бромметану и таким соединениям, как CBrClF 2 , которые использовались в огнетушителях для электрических пожаров или в закрытых помещениях .

Бромметан был особой причиной для беспокойства, но запретить его оказалось невозможным, поскольку у него есть некоторые применения, альтернативы которым не найдены. Часто обозначается как бромистый метил, CH 3 Br (точка кипения 3.5 o C), это широко используется для уничтожения вредителей в почве, в хранилищах и для обработки древесины перед ее экспортом. В почве он убивает нематод, насекомых, бактерии, клещи и грибы, которые угрожают посевам, таким как семенные культуры, салат, клубника, виноград и цветы, такие как гвоздики и хризантемы.

На самом деле бромметан не так опасен, как может показаться на первый взгляд. Экологические исследования показали неожиданный результат: половина бромметана, распыляемого на почву, никогда не испаряется в воздух, потому что он потребляется бактериями.Искусственные броморганические соединения также не являются основным источником этих соединений в атмосфере. Морской планктон и водоросли выделяют около полумиллиона тонн различных бромметанов в год, в частности трибромметана (также известного как бромоформ, CHBr 3 ).

Еще более удивительным было открытие, что что-то в Мировом океане производит пентабромдифениловый эфир. Его использовали в качестве антипирена, и когда в 2005 году было обнаружено, что он присутствует в китовом жире, поначалу считалось, что это разновидность, созданная руками человека.Однако содержащиеся в нем атомы углерода имели определяемое количество 14 ° C, что означает, что они были недавнего происхождения, тогда как антипирен сделан полностью из ископаемых ресурсов и не содержит 14 ° C. Еще одно сложное соединение брома из моря - это пурпурный краситель, который когда-то использовался для одежды римских императоров. Тирийский пурпур, как его называли, был извлечен из средиземноморского моллюска Murex brandaris , и эта молекула содержит два атома брома и является 6,6'-диброминдиго.

Этот элемент, даже если он выглядит в воде доброкачественным, как ионы бромида, может представлять угрозу для здоровья. Озонирование питьевой воды с целью ее стерилизации превращает любой бромид в бромат (BrO 3 - ), который предположительно является канцерогеном и поэтому не должен превышать 10 p.p.b. И некоторые водоемы в Калифорнии, где это превышено, пришлось осушить из-за этого.

Когда-то столь полезный бром, теперь кажется, не вызывает ничего, кроме неприятностей. Тем не менее, невидимыми способами, например, в фармацевтической промышленности, он по-прежнему используется в качестве промежуточных звеньев при производстве жизненно важных лекарств.

Крис Смит

Джон Эмсли раскрывает секреты коричневого элемента Брома. Вы можете узнать больше о некоторых других любимых элементах Джона из серии, которую он написал для RSC's Education in Chemistry, и которая находится на сайте rsc.org/education. В следующий раз о химии в ее стихии химик Кэри Маллис, лауреат Нобелевской премии, объясняет, почему душа из железа так важна.

Кэри Муллис

Для человеческого мозга железо важно, но смертельно опасно.Углерод, сера, азот, кальций, магний, натрий, возможно, десять других элементов также участвуют в жизни, но ни один из них не обладает способностью железа перемещать электроны, и ни один из них не способен полностью разрушить всю систему. Железо делает.

Крис Смит

И вы можете увидеть, как Кэри Маллис разглаживает морщины в самом важном элементе метаболизма на следующей неделе в программе «Химия в ее элементе». Я Крис Смит, спасибо за внимание, увидимся в следующий раз.

(Промо)

(Окончание промо)

Brf3 Структура Льюиса: изобразите точечную структуру трифторида брома

BrF3, или то, что широко известно как трифторид брома, представляет собой фторирующий агент и межгалогенное соединение. Существуя в жидкой форме, это соединение используется в синтезе других соединений и химических веществ. Трифторид брома представляет собой Т-образную молекулу, в которой центральным атомом является бром.Чтобы узнать больше о его геометрии и других характеристиках, необходимо понять структуру Льюиса для BrF3.

Точечная структура Льюиса или электронно-точечная структура - это диаграмма, которая показывает связи атомов в молекуле вместе с их неподеленными парами. Связи на диаграмме показаны линиями, а неподеленные пары представлены точками. Эта структура помогает понять структуру распределения электронов в соединении и его молекулярную геометрию .

Каждая молекула имеет тенденцию следовать правилу октетов, согласно которому внешняя оболочка атома должна иметь восемь электронов, чтобы быть стабильной и нереактивной. Атомы имеют тенденцию образовывать связи, чтобы завершить свой октет и стать стабильными. Структура Льюиса также опирается на это правило, поскольку атомы в молекуле разделяют свои валентные электроны и образуют связи, чтобы завершить свой октет. Итак, чтобы понять структуру точки Льюиса BrF3, давайте сначала узнаем некоторые основные детали, необходимые для создания этой структуры.

BrF3 Валентные электроны

Бром имеет семь электронов на валентной оболочке, а фтор также имеет семь электронов на внешней оболочке.Чтобы получить общее количество валентных электронов, мы должны сложить все эти электроны:

Br = 7 электронов

F = 7 * 3 = 14 электронов (так как атома фтора три, то мы умножим также количество валентных электронов на )

Следовательно, общее количество валентных электронов для BrF3 равно 28. Теперь, когда мы знаем валентные электроны в молекуле, мы можем начать с построения диаграммы Льюиса для соединения.

Точечная структура Льюиса для BrF3

Как упоминалось выше, центральным атомом в этом соединении является бром, окруженный тремя атомами фтора.Каждый атом в этой молекуле имеет семь валентных электронов, поэтому вы можете оставить семь точек вокруг каждого атома в соединении.

Теперь, когда есть три атома фтора, электроны его внешней оболочки образуют связь с электронами внешней оболочки брома.

Следовательно, правило октета для всех трех атомов фтора будет выполняться, поскольку ему нужен только один электрон, чтобы завершить свой октет и стать стабильным. Все атомы фтора теперь имеют связь с бромом, что показано линиями между Br-F.После образования связи три из семи валентных электронов на внешней оболочке брома образовали связи. Четыре из этих валентных электронов все еще остаются во внешней оболочке атома брома.

Следовательно, в структуре Льюиса BrF3 есть три связанных пары электронов и две неподеленные пары. Структура Льюиса BrF3 будет иметь три связи между Br-F, представленные линиями, и четыре несвязывающих электрона, представленные четырьмя точками на атоме брома.

Сколько неподеленных пар находится на центральном атоме BrF3?

Поскольку три электрона из семи образуют связь с валентными электронами в атоме фтора, на центральном атоме BrF3 есть четыре несвязывающих электрона.Следовательно, есть две неподеленные пары электронов или четыре несвязывающих электрона на центральном атоме (, бром, ) BrF3.

Заключительные замечания

Фторид брома имеет 28 валентных электронов, что приводит к образованию трех связей в молекуле и двух неподеленных пар электронов на атоме брома. Гибридизация центрального атома является sp3d, но для минимизации отталкивания между неподеленными парами форма молекулы изогнута, а не тригонально-пирамидальная.

Электронно-точечные диаграммы Льюиса

9.1 Электронно-точечные диаграммы Льюиса

Цель обучения

  1. Нарисуйте точечную диаграмму электронов Льюиса для атома или одноатомного иона.

Почти во всех случаях химические связи образуются за счет взаимодействия валентных электронов в атомах. Чтобы облегчить наше понимание того, как взаимодействуют валентные электроны, будет полезен простой способ представления этих валентных электронов.

Электронная точечная диаграмма Льюиса - представление валентных электронов атома с использованием точек вокруг символа элемента. (или электронно-точечная диаграмма, или диаграмма Льюиса, или структура Льюиса) представляет собой представление валентных электронов атома, в котором используются точки вокруг символа элемента. Количество точек равно количеству валентных электронов в атоме. Эти точки расположены справа и слева, а также над и под символом, не более двух точек по бокам.(Не имеет значения, в каком порядке используются позиции.) Например, электронно-точечная диаграмма Льюиса для водорода просто

.

Поскольку сторона не важна, электронная точечная диаграмма Льюиса также может быть нарисована следующим образом:

Электронная точечная диаграмма для гелия с двумя валентными электронами выглядит следующим образом:

Помещая два электрона вместе на одной стороне, мы подчеркиваем тот факт, что оба эти электрона находятся в подоболочке 1 s ; это обычная конвенция, которую мы примем, хотя позже будут исключения.Следующий атом, литий, имеет электронную конфигурацию 1 s 2 2 s 1 , поэтому он имеет только один электрон на валентной оболочке. Его электронно-точечная диаграмма напоминает диаграмму водорода, за исключением того, что используется символ лития:

Бериллий имеет два валентных электрона в своей оболочке 2 s , поэтому его электронная точечная диаграмма похожа на диаграмму гелия:

Следующий атом - бор. Его валентная электронная оболочка составляет 2 s 2 2 p 1 , поэтому он имеет три валентных электрона.Третий электрон уйдет по другую сторону символа:

.

Опять же, не имеет значения, с какой стороны символа расположены электронные точки.

Для углерода имеется четыре валентных электрона: два в подоболочке 2 s и два в подоболочке 2 p . Как обычно, мы нарисуем две точки вместе на одной стороне, чтобы представить 2 s электронов. Однако условно мы рисуем точки для двух электронов p с разных сторон.Таким образом, электронно-точечная диаграмма углерода выглядит следующим образом:

С N, который имеет три p электронов, мы помещаем по одной точке на каждой из трех оставшихся сторон:

Для кислорода, который имеет четыре электрона p , теперь мы должны начать удваивать точки на одной другой стороне символа. При удвоении электронов убедитесь, что на одной стороне не более двух электронов.

Фтор и неон имеют семь и восемь точек соответственно:

Со следующим элементом, натрием, процесс начинается с одного электрона, потому что у натрия есть единственный электрон в его оболочке с самым большим номером, оболочке n = 3.Просматривая периодическую таблицу, мы видим, что на электронных точечных диаграммах атомов Льюиса никогда не будет более восьми точек вокруг атомного символа.

Пример 1

Что такое электронная точечная диаграмма Льюиса для каждого элемента?

  1. алюминий
  2. селен

Решение

  1. Конфигурация валентных электронов для алюминия: 3 с 2 3 p 1 .Таким образом, он будет иметь три точки вокруг символа алюминия, две из которых соединены в пару, чтобы представить 3 s электронов:

  2. Конфигурация валентных электронов селена 4 с 2 4 p 4 . В оболочке с самым большим номером, оболочке n = 4, находится шесть электронов. Его электронная точечная диаграмма выглядит следующим образом:

Проверьте себя

Что такое электронная точечная диаграмма Льюиса для каждого элемента?

  1. фосфор
  2. аргон

Ответ

Для атомов с частично заполненными подоболочками d или f эти электроны обычно опускаются на электронных точечных диаграммах Льюиса.Например, электронная точечная диаграмма для железа (конфигурация валентной оболочки 4 s 2 3 d 6 ) выглядит следующим образом:

Элементы в одном столбце периодической таблицы имеют схожие электронные точечные диаграммы Льюиса, потому что они имеют одинаковую конфигурацию электронов валентной оболочки. Таким образом, электронные точечные диаграммы для первого столбца элементов выглядят следующим образом:

Одноатомные ионы - это атомы, которые потеряли (для катионов) или приобрели (для анионов) электроны.Электронно-точечные диаграммы для ионов такие же, как и для атомов, за исключением того, что часть электронов удалена для катионов, а часть электронов добавлена ​​для анионов. Таким образом, сравнивая электронные конфигурации и электронные точечные диаграммы для атома Na и иона Na + , мы отмечаем, что атом Na имеет один валентный электрон на своей диаграмме Льюиса, в то время как ион Na + потерял эту валентность. электрон:

Технически валентная оболочка иона Na + теперь представляет собой оболочку n = 2, в которой находится восемь электронов.Так почему бы нам не поставить восемь точек вокруг Na + ? Обычно, когда мы показываем электронные точечные диаграммы для ионов, мы показываем исходную валентную оболочку атома, которая в данном случае является оболочкой n = 3 и пуста в ионе Na + .

При создании катионов электроны сначала теряются из оболочки с самым высоким номером , не обязательно из последней заполненной подоболочки. Например, при переходе от нейтрального атома Fe к иону Fe 2+ атом Fe сначала теряет два своих 4 s электрона, а не свои 3 d электрона, несмотря на то, что подоболочка 3 d заполняется последняя подоболочка.Таким образом, мы имеем

Анионы имеют лишние электроны по сравнению с исходным атомом. Вот сравнение атома Cl с ионом Cl - :

Пример 2

Что такое электронная точечная диаграмма Льюиса для каждого иона?

  1. Ca 2+
  2. О 2-

Решение

  1. Потеряв два исходных валентных электрона, электронная точечная диаграмма Льюиса представляет собой просто Ca 2+ .

    Ca 2+
  2. Ион O 2- получил два электрона на своей валентной оболочке, поэтому его электронная точечная диаграмма Льюиса выглядит следующим образом:

Проверьте себя

Валентная электронная конфигурация таллия, обозначенная символом Tl, равна 6 s 2 5 d 10 6 p 1 .Что такое электронно-точечная диаграмма Льюиса для иона Tl + ?

Ответ

Основные выводы

  • На электронных точечных диаграммах Льюиса точки используются для обозначения валентных электронов вокруг атомного символа.
  • Электронно-точечные диаграммы Льюиса для ионов имеют меньше (для катионов) или больше (для анионов) точек, чем соответствующий атом.

Упражнения

  1. Объясните, почему первые две точки на электронной точечной диаграмме Льюиса нарисованы с одной стороны от символа атома.

  2. Обязательно ли, чтобы первая точка вокруг атомного символа располагалась на определенной стороне атомного символа?

  3. В каком столбце периодической таблицы есть электронные точечные диаграммы Льюиса с двумя электронами?

  4. В каком столбце периодической таблицы есть электронные точечные диаграммы Льюиса с шестью электронами?

  5. Нарисуйте электронную точечную диаграмму Льюиса для каждого элемента.

    1. стронций
    2. кремний
  6. Нарисуйте электронную точечную диаграмму Льюиса для каждого элемента.

    1. криптон
    2. сера
  7. Нарисуйте электронную точечную диаграмму Льюиса для каждого элемента.

    1. титан
    2. фосфор
  8. Нарисуйте электронную точечную диаграмму Льюиса для каждого элемента.

    1. бром
    2. галлий
  9. Нарисуйте точечную диаграмму электронов Льюиса для каждого иона.

    1. мг 2+
    2. S 2−
  10. Нарисуйте точечную диаграмму электронов Льюиса для каждого иона.

    1. В +
    2. Br -
  11. Нарисуйте точечную диаграмму электронов Льюиса для каждого иона.

    1. Fe 2+
    2. N 3-
  12. Нарисуйте точечную диаграмму электронов Льюиса для каждого иона.

    1. H +
    2. H -

ответов

  1. Первые два электрона в валентной оболочке - это с электронами, которые спарены.

  2. второй столбец периодической таблицы

    1. мг 2+
    1. Fe 2+

7 класс Вертикальные науки

Валентные электроны и химические свойства

Вы узнали, что атомы в целом не очень стабильны.Фактически, известно только шесть химически стабильных атомов: благородные газы. Атомы благородных газов химически стабильны из-за их электронной конфигурации. У каждого из них есть «полный» набор электронов во внешней оболочке.

Атом гелия (4He)

Неоновый атом (20Ne)

Атом аргона (40Ar)

Но подождите минутку. И атомы гелия, и неона имеют полные внешние электронные оболочки ... атом гелия имеет два электрона в своей первой (внешней) оболочке, а атом неона имеет восемь электронов во второй (внешней) оболочке ... но атом аргона имеет только восемь электронов в своей третья (внешняя) оболочка, когда третья оболочка может вместить до восемнадцати электронов.Как внешняя оболочка атома аргона хоть сколько-нибудь близка к полной?

девятнадцатый электрон в атоме калия (40K)

двадцатый электрон в атоме кальция (20Ca)

двадцать первый электрон в атоме скандия (45Sc)

Причина в том, что модель атома Бора, основанная на электронных оболочках, не точна. Электроны не занимают электронные оболочки; они занимают атомные орбитали. Следующим элементом после аргона является калий (K).У атома калия на один протон и на электрон больше, чем у атома аргона. Модель Бора предсказывает, что этот девятнадцатый электрон перейдет в третью электронную оболочку. Но на самом деле девятнадцатый электрон переходит на s-орбиталь в четвертой электронной оболочке, хотя третья оболочка еще не полностью заполнена. Остальные орбитали в третьей оболочке заполняются только после того, как s-орбиталь в четвертой оболочке будет заполнена первой. (Диаграммы Бора точны только до аргона.)

Хотя третья электронная оболочка может содержать 18 электронов, четвертая электронная оболочка может содержать 32 электрона, пятая электронная оболочка может содержать 50 электронов, а шестая электронная оболочка может содержать 72 электрона, как только каждая из этих электронных оболочек заполняется 8 электронами. , следующие два электрона перейдут на следующую более высокую электронную оболочку.Это означает, что самая внешняя оболочка атома может иметь только от 1 до 8 электронов до того, как будет запущена новая внешняя оболочка, и эта оболочка вместо этого становится внутренней. Электроны на внешней оболочке атома называются валентными электронами.

Если у атома только один электрон, то все атомные орбитали электронной оболочки эквивалентны и имеют одинаковую энергию, и не имеет значения, какую атомную орбиталь заполняет электрон.Но когда у атома более одного электрона, геометрия атомных орбиталей и положения других электронов действительно влияют на энергию атомной орбитали и порядок, в котором они заполнены.

Первая электронная оболочка имеет одну атомную орбиталь: s-орбиталь. Все s-орбитали имеют форму сфер. Вторая электронная оболочка имеет четыре атомных орбитали: одну s-орбиталь и три p-орбитали. Р-орбитали имеют форму гантелей, чтобы максимально увеличить расстояние между электронами.Увеличение расстояния между электронами делает атом более стабильным, потому что электроны заряжены отрицательно и отталкиваются друг от друга.

Два электрона на рх-орбитали проводят большую часть своего времени в областях слева и справа от атомного ядра; два электрона на пи-орбитали проводят большую часть своего времени в областях выше и ниже атомного ядра; и два электрона на pz-орбитали проводят большую часть своего времени в областях перед атомным ядром и за ним.Геометрия этих орбиталей максимально разносит электроны, но все же есть некоторое перекрытие, которое снижает стабильность и немного увеличивает энергию p-орбиталей. Вот почему в действительности s-орбиталь заполняется раньше p-орбиталей.

Третья электронная оболочка имеет девять атомных орбиталей: одну s-орбиталь, три p-орбитали и пять d-орбиталей. D-орбитали имеют еще более сложные и вытянутые формы, чтобы максимизировать расстояние между электронами, но перекрываются настолько сильно, что s-орбиталь в четвертой электронной оболочке фактически заполняется раньше, чем пять d-орбиталей в третьей. электронная оболочка начинает заполняться.

В этой таблице показан порядок заполнения атомных орбиталей. 1s - s-орбиталь в первой электронной оболочке. 2s - s-орбиталь во второй электронной оболочке. 2p - p-орбитали второй электронной оболочки.

Правило октетов и структуры Льюиса

Поскольку большинство атомов не очень стабильны, они имеют тенденцию химически связываться с другими атомами с образованием стабильных молекул.Способ, которым связываются многие атомы, можно предсказать с помощью правила октетов. Правило октета гласит, что атомы имеют тенденцию терять, принимать или делиться электронами до тех пор, пока у них не будет электронная конфигурация с «полной» внешней оболочкой (в данном случае полной, что означает два электрона, если самая внешняя оболочка является первой оболочкой, и восемь электронов. если самая внешняя оболочка является второй или более высокой оболочкой). Это та же электронная конфигурация, что и у атомов благородных газов, которые являются единственными химически стабильными атомами в периодической таблице. Правило октетов не всегда работает, поскольку существует множество переменных, которые могут повлиять на стабильность атома.Обычно правило октетов не применяется к переходным или внутренним переходным металлам.

Как вы видели, диаграммы Бора могут немного вводить в заблуждение. Они также не очень полезны для предсказания химических свойств атомов. Химические свойства описывают, как атом или молекула реагирует в присутствии других атомов или молекул. Атомы реагируют, теряя, принимая или разделяя электроны, и это почти всегда касается самых внешних (валентных) электронов атома, а не электронов во внутренних оболочках.Структура Льюиса - это диаграмма, которая выделяет валентные электроны атома. Это может быть очень полезно для предсказания реакции атомов друг на друга.

Чтобы нарисовать структуру Льюиса атома, найдите символ и положение атома в периодической таблице.

Обозначение брома - Br. У него 35 протонов и 35 электронов, и он находится в четвертой строке и семнадцатом столбце периодической таблицы.

Начать заполнение валентных электронов брома.Поскольку бром находится в четвертой строке периодической таблицы, его валентные электроны будут находиться в четвертой электронной оболочке.

Начните с первого элемента четвертой строки периодической таблицы (K) и начните отсчет. Девятнадцатый электрон брома переходит на 4s-орбиталь. Нарисуйте одну точку справа от символа брома.

Двадцатый электрон также переходит на 4s-орбиталь.Нарисуйте вторую точку справа от символа брома.

4s-орбиталь теперь заполнена, и следующие десять электронов переходят на 3d-орбитали. Поскольку эти электроны входят в третью электронную оболочку, они являются внутренними электронами, а не валентными электронами. Не добавляйте точки к символу брома.

руб.

Тридцать первый электрон переходит на 4px-орбиталь.Нарисуйте одну точку над символом брома.

Тридцать второй электрон переходит на 4py-орбиталь. Нарисуйте одну точку слева от символа брома.

Тридцать третий электрон переходит на 4pz-орбиталь. Нарисуйте одну точку под символом брома. Каждая 4p-орбиталь теперь имеет один электрон.

Тридцать четвертый электрон переходит на 4px-орбиталь. Нарисуйте вторую точку над символом брома.Орбиталь в 4 пикселя теперь заполнена.

Тридцать пятый (и последний) электрон переходит на 4py-орбиталь. Нарисуйте вторую точку слева от символа брома. Теперь 4py-орбиталь заполнена.

Структура Льюиса атома брома завершена. На внешней оболочке у него семь валентных электронов. Поскольку внешняя оболочка не является «полной» (это короткий один электрон), атом брома не является химически стабильным и будет реагировать с другими атомами или молекулами до тех пор, пока его внешняя оболочка не заполнится.

Некоторые люди заполняют точки (валентные электроны) структуры Льюиса в разных порядках. Кажется, не существует единственного правильного способа сделать это, но я предпочитаю именно такой. Начните с заполнения s-орбитальных электронов справа от атомного символа, а затем заполните p-орбитальные электроны один за другим, двигаясь против часовой стрелки вокруг символа.

Группы элементов в периодической таблице

Если бы вы изобразили структуры Льюиса для всех элементов периодической таблицы, вы бы обнаружили интересный узор.Все элементы семнадцатого столбца периодической таблицы имеют одинаковую структуру Льюиса.

Эти элементы известны под общим названием галогены или группа фтора. Поскольку они имеют семь валентных электронов в одной электронной конфигурации, они обладают схожими химическими свойствами. Галогены обладают высокой реакционной способностью и связываются с другими атомами, принимая или разделяя один электрон, чтобы заполнить свои валентные оболочки.

На другом конце таблицы Менделеева находятся щелочные металлы или литиевая группа.Поскольку у них есть один валентный электрон в одной и той же электронной конфигурации, щелочные металлы также имеют схожие химические свойства. Они очень реактивны и будут связываться с другими атомами, теряя один валентный электрон. Это делает следующую нижнюю (и полную) электронную оболочку самой внешней валентной оболочкой. Хотя водород технически входит в эту группу, он обладает некоторыми другими химическими свойствами. Это связано с тем, что, помимо потери электрона, атом водорода также может принимать или совместно использовать электрон, чтобы заполнить свою валентную оболочку.

Объяснение электрофильного присоединения с участием брома и симметричных алкенов

ОБЪЯСНЕНИЕ РЕАКЦИИ МЕЖДУ СИММЕТРИЧЕСКИМИ АЛКЕНАМИ И БРОМОМ

 

На этой странице представлен механизм электрофильного присоединения брома к симметричным алкенам, таким как этен или циклогексен. Несимметричные алкены рассматриваются отдельно, и вы найдете ссылку внизу страницы.

 
Электрофильное присоединение брома к этену

Структура этена

Структура этена показана на диаграмме справа.Связь пи представляет собой орбиталь выше и ниже плоскости остальной части молекулы и относительно подвержена влиянию окружающих ее предметов.


Примечание: Если вы не уверены в этом, то вам следует прочитать страницу Что такое электрофильное сложение? прежде чем идти дальше.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу.



Бром как электрофил

Поскольку два идентичных атома брома соединены вместе в молекуле брома, нет причин, по которым один атом должен притягивать связывающую пару электронов к себе - они должны быть одинаково электроотрицательны, и поэтому не будет никакого разделения зарядов, + или - .Как же тогда бром может быть электрофилом?


Примечание: Если вы не уверены в электроотрицательности и полярности связи, перейдите по этой ссылке, прежде чем читать дальше.

Точно так же, если вы не уверены в таких терминах, как , электрофил, , тогда действительно было бы неплохо прочитать страницу Что такое электрофильное сложение? прежде чем идти дальше.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу.



На самом деле, бром - это очень поляризуемая молекула - другими словами, электроны в связи очень легко подталкиваются к тому или другому концу.Когда молекула брома приближается к этену, электроны в связи пи имеют тенденцию отталкивать электроны в связи бром-бром, оставляя ближайший бром слегка положительным, а другой - слегка отрицательным.

Таким образом, молекула брома приобретает индуцированный диполь, который автоматически выстраивается в правильном направлении для успешной атаки на этен.


Помогите! Что такое «индуцированный диполь»? Диполь - это просто разделение заряда между + на одном конце и - на другом.«Индуцированный» означает, что он был создан некоторым внешним воздействием (в данном случае подходом пи-связи) и еще не существовал.

Там, где он уже существует, например, в HBr, он называется постоянным диполем.



Упрощенная версия механизма


Примечание: Используйте эту версию, если ваши экзаменаторы не настаивают на более точной версии.

Если вы попали на этот веб-сайт из поисковой системы прямо на эту страницу, прочтите примечания на вводной странице к этой реакции, прежде чем идти дальше.



Электроны от пи-связи движутся вниз к слегка положительному атому брома.

При этом электроны в связи Br-Br отталкиваются, пока они полностью не окажутся на нижнем атоме брома, образуя бромид-ион.


Помогите! Если вы не уверены в использовании фигурных стрелок в механизмах, вам необходимо перейти по этой ссылке, прежде чем продолжить.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу.



Ион с положительным зарядом на атоме углерода называется карбокатион или или ион карбония.

Почему на атоме углерода положительный заряд? Связь пи изначально состояла из электрона от каждого из атомов углерода. Оба этих электрона были использованы для создания новой связи с бромом.Таким образом, у правого углерода остается один электрон, а значит, заряженный положительно.

На второй стадии механизма неподеленная пара электронов на бромид-ионе сильно притягивается к положительному углероду и движется к нему, пока не образуется связь.

Таким образом, общий механизм

Более точная версия механизма


Примечание: Не учите это без необходимости.Есть реальный риск запутаться. Если ваши экзаменаторы с радостью примут простую версию, нет смысла усложнять себе жизнь.


Реакция начинается так же, как и в упрощенной версии, когда электроны пи-связи движутся вниз к слегка положительному атому брома.

Но на этот раз верхний атом брома присоединяется к обоим атомам углерода, причем положительный заряд обнаруживается на броме, а не на одном из атомов углерода.Образуется ион бромония.

Затем ион бромония подвергается атаке сзади бромид-ионом, образующимся в соседней реакции. Его нельзя атаковать своим исходным бромид-ионом, потому что ион бромония полностью загроможден положительным бромом с этой стороны.

Неважно, на какой из атомов углерода атакует бромид-ион - конечный результат будет таким же.


Примечание: Вы не можете аккуратно нарисовать этот механизм одной линией, потому что ион бромида должен находиться в другом месте в начале второй стадии, чем в конце первой стадии.


 
Электрофильное присоединение брома к циклогексену

Упрощенная версия механизма


Примечание: Используйте эту версию, если ваши экзаменаторы не настаивают на более точной версии.


Электроны от пи-связи движутся к слегка положительному атому брома.

В этом процессе электроны в связи бром-бром отталкиваются, пока они полностью не окажутся на правом атоме брома, образуя бромид-ион.

Карбокатион образуется точно так же, как и в случае этена. Нижний атом углерода потерял один из своих электронов, когда пи-связь повернулась к брому.

На второй стадии механизма неподеленная пара электронов на бромид-ионе сильно притягивается к положительному углероду и движется к нему, пока не образуется связь.

Таким образом, общий механизм

Альтернативный вариант механизма


Примечание: Не изучайте это, если ваши экзаменаторы не настаивают на этом.Пусть жизнь будет проще!


Реакция начинается так же, как и в упрощенной версии, когда электроны пи-связи движутся к слегка положительному атому брома.

Но на этот раз левый атом брома присоединяется к обоим атомам углерода, причем положительный заряд обнаруживается на броме, а не на одном из атомов углерода. Образуется ион бромония.

Затем ион бромония подвергается атаке сзади бромид-ионом, образующимся в соседней реакции.Его нельзя атаковать своим исходным бромид-ионом, потому что приближению с этой стороны препятствует положительный атом брома.

Неважно, какой из атомов углерода на обоих концах исходной двойной связи атакует бромид-ион - конечный результат будет таким же.


Примечание: Опять же, вы не можете аккуратно нарисовать этот механизм в одну линию из-за необходимости перемещать бромид-ион.


 

Куда бы вы сейчас хотели пойти?

Посмотрите на те же реакции с участием несимметричных алкенов.. .

В меню реакций электрофильного присоединения. . .

В меню других типов механизмов. . .

В главное меню.


Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *