Formuła elektronowa atomu rubidu. Jak pisać wzory elektroniczne pierwiastków chemicznych

Konfiguracja elektronowa atomu to wzór pokazujący rozmieszczenie elektronów w atomie według poziomów i podpoziomów. Po przestudiowaniu artykułu dowiesz się, gdzie i jak znajdują się elektrony, zapoznasz się z liczbami kwantowymi i będziesz w stanie zbudować konfigurację elektronową atomu na podstawie jego liczby, na końcu artykułu znajduje się tabela pierwiastków.

Po co badać konfigurację elektronową pierwiastków?

Atomy są jak konstruktor: istnieje pewna liczba części, różnią się one od siebie, ale dwie części tego samego typu są dokładnie takie same. Ale ten konstruktor jest o wiele ciekawszy niż plastikowy i oto dlaczego. Konfiguracja zmienia się w zależności od tego, kto jest w pobliżu. Na przykład tlen obok wodoru Może zamienia się w wodę, obok sodu w gaz, a będąc obok żelaza całkowicie zamienia je w rdzę. Aby odpowiedzieć na pytanie, dlaczego tak się dzieje i przewidzieć zachowanie atomu obok drugiego, konieczne jest zbadanie konfiguracji elektronowej, co zostanie omówione poniżej.

Ile elektronów znajduje się w atomie?

Atom składa się z jądra i krążących wokół niego elektronów, jądro składa się z protonów i neutronów. W stanie obojętnym każdy atom ma taką samą liczbę elektronów, jak liczba protonów w jego jądrze. Liczba protonów została wskazana przez numer seryjny pierwiastka, na przykład siarka ma 16 protonów - 16. element układu okresowego. Złoto ma 79 protonów - 79. element układu okresowego. W związku z tym w siarce jest 16 elektronów w stanie neutralnym i 79 elektronów w złocie.

Gdzie szukać elektronu?

Obserwując zachowanie elektronu wyprowadzono pewne wzorce, które są opisane liczbami kwantowymi, w sumie jest ich cztery:

• Główna liczba kwantowa
• Orbitalna liczba kwantowa
• Magnetyczna liczba kwantowa
• Zakręć liczbę kwantową

Orbitalny

Ponadto zamiast słowa orbita użyjemy terminu „orbital”, orbital jest z grubsza funkcją falową elektronu - jest to obszar, w którym elektron spędza 90% czasu.

N - poziom
L - skorupa
M l - liczba orbitalna
M s - pierwszy lub drugi elektron na orbicie

Orbitalna liczba kwantowa l

W wyniku badań chmury elektronowej stwierdzono, że w zależności od poziomu energii, chmura przybiera cztery główne formy: piłki, hantli i dwóch pozostałych, bardziej złożonych. W rosnącym porządku energii formy te nazywane są powłokami s, p, d i f. Każda z tych powłok może mieć 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) i 7 (na f) orbitali. Orbitalna liczba kwantowa to powłoka, na której znajdują się orbitale. Orbitalna liczba kwantowa odpowiednio dla orbitali s, p, d i f przyjmuje wartości 0,1,2 lub 3.

Na powłoce s jeden orbital (L=0) - dwa elektrony
Na powłoce p znajdują się trzy orbitale (L=1) - sześć elektronów
Na powłoce d znajduje się pięć orbitali (L=2) - dziesięć elektronów
Na powłoce f jest siedem orbitali (L=3) - czternaście elektronów

Magnetyczna liczba kwantowa m l

Na powłoce p są trzy orbitale, są one oznaczone liczbami od -L do +L, czyli dla powłoki p (L=1) są orbitale „-1”, „0” i „1” . Magnetyczna liczba kwantowa jest oznaczona literą m l .

Wewnątrz powłoki elektronom łatwiej jest ulokować się na różnych orbitalach, więc pierwsze elektrony wypełniają jeden dla każdego orbitalu, a następnie do każdego dodawana jest jego para.

Rozważ d-shell:
Powłoka d odpowiada wartości L=2, czyli pięciu orbitali (-2,-1,0,1 i 2), pierwszych pięć elektronów wypełnia powłokę, przyjmując wartości M l =-2, M l = -1, M l = 0 , M l = 1, M l = 2.

Spinowa liczba kwantowa m s

Spin to kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi, są dwa kierunki, więc spinowa liczba kwantowa ma dwie wartości: +1/2 i -1/2. Tylko dwa elektrony o przeciwnych spinach mogą znajdować się na tym samym podpoziomie energetycznym. Spinowa liczba kwantowa jest oznaczana jako ms

Główna liczba kwantowa n

Główną liczbą kwantową jest poziom energetyczny, obecnie znanych jest siedem poziomów energetycznych, z których każdy jest oznaczony cyfrą arabską: 1,2,3,...7. Liczba pocisków na każdym poziomie jest równa numerowi poziomu: na pierwszym poziomie jest jeden pocisk, na drugim dwa i tak dalej.

Liczba elektronów

Czyli każdy elektron można opisać czterema liczbami kwantowymi, kombinacja tych liczb jest unikalna dla każdej pozycji elektronu, weźmy pierwszy elektron, najniższy poziom energetyczny to N=1, jedna powłoka znajduje się na poziomie pierwszym, pierwsza skorupa na dowolnym poziomie ma kształt kuli (s -shell), tj. L=0, magnetyczna liczba kwantowa może przyjąć tylko jedną wartość, M l = 0, a spin będzie równy +1/2. Jeśli weźmiemy piąty elektron (w jakimkolwiek atomie), to główne liczby kwantowe dla niego będą następujące: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Położenie elektronów na powłokach lub poziomach energetycznych jest rejestrowane za pomocą wzorów elektronicznych pierwiastków chemicznych. Formuły lub konfiguracje elektroniczne pomagają przedstawić strukturę atomu pierwiastka.

Struktura atomu

Atomy wszystkich pierwiastków składają się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanych elektronów, które znajdują się wokół jądra.

Elektrony znajdują się na różnych poziomach energii. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym większą ma energię. Wielkość poziomu energii jest określona przez wielkość orbity atomowej lub chmury orbitalnej. Jest to przestrzeń, w której porusza się elektron.

Ryż. 1. Ogólna budowa atomu.

Orbitale mogą mieć różne konfiguracje geometryczne:

• s-orbitale- kulisty;
• p-, d i f-orbitale- w kształcie hantli, leżących w różnych płaszczyznach.

Na pierwszym poziomie energetycznym dowolnego atomu zawsze występuje orbital s z dwoma elektronami (wyjątkiem jest wodór). Począwszy od drugiego poziomu, orbitale s i p są na tym samym poziomie.

Ryż. 2. Orbitale s-, p-, d i f.

Orbitale istnieją niezależnie od położenia na nich elektronów i mogą być wypełnione lub puste.

Wpis formuły

Konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków chemicznych zapisuje się według następujących zasad:

• każdy poziom energii odpowiada numerowi seryjnemu, oznaczonemu cyfrą arabską;
• po numerze następuje litera oznaczająca orbital;
• nad literą napisany jest indeks górny, odpowiadający liczbie elektronów na orbicie.

Przykłady nagrań:

• wapń -

  1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;

• tlen -

  1s 2 2s 2 2p 4 ;

• węgiel-

  1s 2 2s 2 2p 2 .

Układ okresowy pomaga zapisać formułę elektroniczną. Liczba poziomów energii odpowiada liczbie okresu. Liczba pierwiastków wskazuje ładunek atomu i liczbę elektronów. Numer grupy wskazuje, ile elektronów walencyjnych znajduje się na poziomie zewnętrznym.

Weźmy Na jako przykład. Sód jest w pierwszej grupie, w trzecim okresie, pod numerem 11. Oznacza to, że atom sodu ma dodatnio naładowane jądro (zawiera 11 protonów), wokół którego rozmieszczonych jest 11 elektronów na trzech poziomach energii. Na poziomie zewnętrznym jest jeden elektron.

Przypomnijmy, że pierwszy poziom energetyczny zawiera orbital s z dwoma elektronami, a drugi zawiera orbitale s i p. Pozostaje wypełnić poziomy i uzyskać pełny zapis:

11 Na) 2) 8) 1 lub 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Dla wygody stworzono specjalne tabele wzorów elektronicznych pierwiastka. W długim układzie okresowym wzory są również wskazane w każdej komórce pierwiastka.

Ryż. 3. Tabela formuł elektronicznych.

Dla zwięzłości elementy są zapisane w nawiasach kwadratowych, których formuła elektroniczna pokrywa się z początkiem formuły elementu. Na przykład wzór elektronowy magnezu to 3s 2, neon to 1s 2 2s 2 2p 6. Dlatego pełny wzór na magnez to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 . 4.6. Łączna liczba otrzymanych ocen: 195.

Zadanie skompilowania wzoru elektronicznego pierwiastka chemicznego nie należy do najłatwiejszych.

Tak więc algorytm kompilowania elektronicznych formuł elementów jest następujący:

• Najpierw zapisujemy znak chemii. element, gdzie poniżej z lewej strony znaku podajemy jego numer seryjny.
• Ponadto na podstawie numeru okresu (z którego pierwiastek) określamy liczbę poziomów energetycznych i rysujemy obok znaku pierwiastka chemicznego taką liczbę łuków.
• Następnie, zgodnie z numerem grupy, pod łukiem zapisujemy liczbę elektronów na poziomie zewnętrznym.
• Na 1 poziomie maksimum możliwe to 2e, na drugim już 8, na trzecim aż 18. Zaczynamy umieszczać cyfry pod odpowiednimi łukami.
• Liczbę elektronów na poziomie przedostatnim należy obliczyć w następujący sposób: od numeru seryjnego elementu odejmujemy liczbę już przyczepionych elektronów.
• Pozostaje przekształcić nasz obwód w formułę elektroniczną:

Oto wzory elektroniczne niektórych pierwiastków chemicznych:

• 1. Piszemy pierwiastek chemiczny i jego numer seryjny.Liczba wskazuje liczbę elektronów w atomie.
  2. Tworzymy formułę. Aby to zrobić, musisz znaleźć liczbę poziomów energii, przyjmuje się podstawę do określenia liczby okresu elementu.
  3. Poziomy dzielimy na podpoziomy.

  Poniżej możesz zobaczyć przykład, jak poprawnie skomponować wzory elektroniczne pierwiastków chemicznych.

Musisz ułożyć elektroniczne wzory pierwiastków chemicznych w następujący sposób: musisz spojrzeć na numer pierwiastka w układzie okresowym, aby dowiedzieć się, ile ma elektronów. Następnie musisz znaleźć liczbę poziomów, która jest równa okresowi. Następnie podpoziomy są zapisywane i wypełniane:

Przede wszystkim musisz określić liczbę atomów zgodnie z układem okresowym.



Aby skompilować formułę elektroniczną, będziesz potrzebować układu okresowego Mendelejewa. Znajdź tam swój pierwiastek chemiczny i spójrz na okres - będzie on równy liczbie poziomów energetycznych. Numer grupy będzie odpowiadał liczbowo liczbie elektronów na ostatnim poziomie. Numer pierwiastka będzie ilościowo równy liczbie jego elektronów.Musisz również wyraźnie wiedzieć, że na pierwszym poziomie są maksymalnie 2 elektrony, na drugim 8, a na trzecim 18.

Oto najważniejsze informacje. Dodatkowo w internecie (w tym na naszej stronie internetowej) można znaleźć informacje z gotowym elektronicznym wzorem dla każdego elementu, dzięki czemu można samemu sprawdzić.

Zestawianie elektronicznych wzorów pierwiastków chemicznych jest bardzo złożonym procesem, nie można obejść się bez specjalnych tabel i trzeba użyć całej gamy wzorów. Podsumowując, musisz przejść przez następujące kroki:

Konieczne jest sporządzenie diagramu orbitalnego, w którym będzie pojęcie różnicy między elektronami od siebie. Na diagramie zaznaczono orbitale i elektrony.

Elektrony są wypełnione poziomami, od dołu do góry i mają kilka podpoziomów.

Zatem najpierw ustalamy całkowitą liczbę elektronów danego atomu.

Wypełniamy formułę według określonego schematu i zapisujemy ją - będzie to formuła elektroniczna.



Na przykład dla azotu ten wzór wygląda tak, najpierw zajmujemy się elektronami:



I zapisz formułę:



Rozumieć zasada sporządzania wzoru elektronicznego pierwiastka chemicznego, najpierw musisz określić całkowitą liczbę elektronów w atomie na podstawie liczby w układzie okresowym. Następnie musisz określić liczbę poziomów energii, opierając się na liczbie okresu, w którym znajduje się element.

Następnie poziomy są dzielone na podpoziomy, które są wypełnione elektronami, w oparciu o zasadę najmniejszej energii.

Poprawność swojego rozumowania możesz sprawdzić zaglądając np. tutaj.

Kompilując wzór elektroniczny pierwiastka chemicznego, możesz dowiedzieć się, ile elektronów i warstw elektronowych znajduje się w danym atomie, a także kolejność, w jakiej są one rozmieszczone między warstwami.

Na początek określamy numer seryjny pierwiastka zgodnie z układem okresowym, odpowiada on liczbie elektronów. Liczba warstw elektronowych wskazuje numer okresu, a liczba elektronów w ostatniej warstwie atomu odpowiada numerowi grupy.

• najpierw wypełniamy podpoziom s, a następnie podpoziomy p-, d-b f;
• zgodnie z regułą Klechkowskiego elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii tych orbitali;
• zgodnie z regułą Hunda elektrony w obrębie jednego podpoziomu zajmują pojedynczo wolne orbitale, a następnie tworzą pary;
• Zgodnie z zasadą Pauliego na jednym orbicie znajdują się nie więcej niż 2 elektrony.

• Wzór elektronowy pierwiastka chemicznego pokazuje, ile warstw elektronów i ile elektronów zawiera atom oraz jak są one rozmieszczone w warstwach.

  Aby skompilować wzór elektroniczny pierwiastka chemicznego, musisz spojrzeć na układ okresowy pierwiastków i wykorzystać informacje uzyskane dla tego pierwiastka. Numer seryjny pierwiastka w układzie okresowym odpowiada liczbie elektronów w atomie. Liczba warstw elektronowych odpowiada numerowi okresu, liczba elektronów w ostatniej warstwie elektronowej odpowiada numerowi grupy.

  Należy pamiętać, że pierwsza warstwa ma maksymalnie 2 1s2 elektronów, druga maksymalnie 8 (dwa s i sześć p: 2s2 2p6), trzecia maksymalnie 18 (dwa s, sześć p i dziesięć d: 3s2 3p6 3d10).

  Na przykład wzór elektronowy węgla: C 1s2 2s2 2p2 (numer seryjny 6, numer okresu 2, numer grupy 4).

  Formuła elektronowa sodu: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (numer porządkowy 11, numer okresu 3, numer grupy 1).

  Aby sprawdzić poprawność napisania formuły elektronicznej, możesz zajrzeć na stronę www.alhimikov.net.

  Sporządzenie elektronicznej formuły pierwiastków chemicznych na pierwszy rzut oka może wydawać się dość skomplikowanym zadaniem, ale wszystko stanie się jasne, jeśli zastosujesz się do następującego schematu:

  • najpierw napisz orbitale
  • przed orbitalami wstawiamy liczby wskazujące numer poziomu energetycznego. Nie zapomnij o wzorze na określenie maksymalnej liczby elektronów na poziomie energetycznym: N=2n2

  A jak znaleźć liczbę poziomów energii? Wystarczy spojrzeć na układ okresowy: ta liczba jest równa liczbie okresu, w którym znajduje się ten pierwiastek.

  • nad ikoną orbitalu piszemy liczbę wskazującą liczbę elektronów znajdujących się na tym orbicie.

  Na przykład elektroniczna formuła skandu wyglądałaby tak.

Skład atomu.

Atom składa się z jądro atomowe I powłoka elektronowa.

Jądro atomu składa się z protonów ( p+) i neutrony ( N 0). Większość atomów wodoru ma pojedyncze jądro protonowe.

Liczba protonów N(p+) jest równy ładunkowi jądrowemu ( Z) oraz numer porządkowy pierwiastka w naturalnym szeregu pierwiastków (oraz w układzie okresowym pierwiastków).

N(P +) = Z

Suma liczby neutronów N(N 0), oznaczone po prostu literą N i liczba protonów Z zwany Liczba masowa i jest oznaczony literą A.

A = Z + N

Powłoka elektronowa atomu składa się z elektronów poruszających się wokół jądra ( mi -).

Liczba elektronów N(mi-) w powłoce elektronowej neutralnego atomu jest równa liczbie protonów Z u jej podstaw.

Masa protonu jest w przybliżeniu równa masie neutronu i 1840 razy większa od masy elektronu, więc masa atomu jest praktycznie równa masie jądra.

Kształt atomu jest kulisty. Promień jądra jest około 100 000 razy mniejszy niż promień atomu.

Pierwiastek chemiczny- rodzaj atomów (zbiór atomów) o takim samym ładunku jądrowym (o tej samej liczbie protonów w jądrze).

Izotop- zbiór atomów jednego pierwiastka o tej samej liczbie neutronów w jądrze (lub rodzaj atomów o tej samej liczbie protonów i tej samej liczbie neutronów w jądrze).

Różne izotopy różnią się między sobą liczbą neutronów w jądrach atomów.

Oznaczenie pojedynczego atomu lub izotopu: (E - symbol pierwiastka), np.: .

Budowa powłoki elektronowej atomu

orbital atomowy jest stanem elektronu w atomie. Symbol orbity - . Każdy orbital odpowiada chmurze elektronów.

Orbitale rzeczywistych atomów w stanie podstawowym (niewzbudzonym) są czterech typów: S, P, D I F.

chmura elektroniczna- część przestrzeni, w której z prawdopodobieństwem 90 (lub większym) można znaleźć elektron.

Notatka: czasami pojęcia „orbitalu atomowego” i „chmury elektronów” nie są rozróżniane, nazywając oba z nich „orbitalem atomowym”.

Powłoka elektronowa atomu jest warstwowa. Warstwa elektroniczna utworzone przez chmury elektronowe o tej samej wielkości. Orbitale o jednej warstwie poziom elektroniczny („energetyczny”), ich energie są takie same dla atomu wodoru, ale różne dla innych atomów.

Orbitale tego samego poziomu są pogrupowane w elektroniczny (energia) podpoziomy:
S- poziom podrzędny (składa się z jednego S-orbitale), symbol - .
P podpoziom (składa się z trzech P
D podpoziom (składa się z pięciu D-orbitale), symbol - .
F podpoziom (składa się z siedmiu F-orbitale), symbol - .

Energie orbitali tego samego podpoziomu są takie same.

Przy wyznaczaniu podpoziomów do symbolu podpoziomu dodawany jest numer warstwy (poziomu elektronicznego), np.: 2 S, 3P, 5D oznacza S- podpoziom drugiego poziomu, P- podpoziom trzeciego poziomu, D- podpoziom piątego poziomu.

Całkowita liczba podpoziomów na jednym poziomie jest równa numerowi poziomu N. Całkowita liczba orbitali na jednym poziomie wynosi N 2. W związku z tym całkowita liczba chmur w jednej warstwie jest również N 2 .

Oznaczenia: - orbital swobodny (bez elektronów), - orbital z niesparowanym elektronem, - orbital z parą elektronów (z dwoma elektronami).

O kolejności, w jakiej elektrony wypełniają orbitale atomu, decydują trzy prawa natury (sformułowania podano w uproszczeniu):

1. Zasada najmniejszej energii - elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii orbitali.

2. Zasada Pauliego - na jednym orbicie nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony.

3. Reguła Hunda - w podpoziomie elektrony najpierw wypełniają wolne orbitale (pojedynczo), a dopiero potem tworzą pary elektronowe.

Całkowita liczba elektronów na poziomie elektronicznym (lub w warstwie elektronicznej) wynosi 2 N 2 .

Rozkład podpoziomów według energii jest wyrażony następująco (w kolejności rosnącej energii):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Wizualnie ta sekwencja jest wyrażona przez diagram energii:

Rozkład elektronów atomu według poziomów, podpoziomów i orbitali (konfiguracja elektronowa atomu) można przedstawić jako wzór elektroniczny, diagram energetyczny lub prościej jako schemat warstw elektronicznych („schemat elektroniczny”) .

Przykłady budowy elektronowej atomów:

elektrony walencyjne- elektrony atomu, które mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. W przypadku dowolnego atomu są to wszystkie elektrony zewnętrzne plus te przedzewnętrzne elektrony, których energia jest większa niż elektrony zewnętrzne. Na przykład: atom Ca ma 4 zewnętrzne elektrony S 2, są one również wartościowością; atom Fe ma zewnętrzne elektrony - 4 S 2, ale on ma 3 D 6, stąd atom żelaza ma 8 elektronów walencyjnych. Formuła elektronowa walencyjna atomu wapnia wynosi 4 S 2, a atomy żelaza - 4 S 2 3D 6 .

Układ okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa
(naturalny układ pierwiastków chemicznych)

Okresowe prawo pierwiastków chemicznych(nowoczesne sformułowanie): właściwości pierwiastków chemicznych oraz tworzonych przez nie substancji prostych i złożonych są w okresowej zależności od wartości ładunku z jąder atomowych.

Układ okresowy- graficzne przedstawienie prawa okresowości.

Naturalny zakres pierwiastków chemicznych— liczba pierwiastków chemicznych, uszeregowanych według wzrostu liczby protonów w jądrach ich atomów, czyli, co na to samo, według wzrostu ładunków jąder tych atomów. Numer seryjny pierwiastka w tej serii jest równy liczbie protonów w jądrze dowolnego atomu tego pierwiastka.

Tablica pierwiastków chemicznych jest konstruowana przez „pocięcie” naturalnego szeregu pierwiastków chemicznych okresy(rzędy poziome tabeli) i grupowania (kolumny pionowe tabeli) pierwiastków o podobnej budowie elektronowej atomów.

W zależności od tego, jak elementy są łączone w grupy, tabela może być długi okres(pierwiastki o tej samej liczbie i rodzaju elektronów walencyjnych są gromadzone w grupach) i krótkoterminowe(pierwiastki o tej samej liczbie elektronów walencyjnych są zebrane w grupy).

Grupy tabeli krótkich okresów są podzielone na podgrupy ( główny I skutki uboczne), pokrywając się z grupami tabeli długoterminowej.

Wszystkie atomy pierwiastków tego samego okresu mają taką samą liczbę warstw elektronowych, równą liczbie okresu.

Liczba pierwiastków w okresach: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Większość pierwiastków z okresu ósmego uzyskano sztucznie, ostatnich pierwiastków z tego okresu nie udało się jeszcze zsyntetyzować. Wszystkie okresy z wyjątkiem pierwszego rozpoczynają się pierwiastkiem tworzącym metal alkaliczny (Li, Na, K itd.), a kończą pierwiastkiem tworzącym gaz szlachetny (He, Ne, Ar, Kr itd.).

W tablicy okresu krótkiego - osiem grup, z których każda dzieli się na dwie podgrupy (główną i drugorzędną), w tablicy okresu długiego - szesnaście grup, które są ponumerowane cyframi rzymskimi literami A lub B, np.: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupa IA tabeli długich okresów odpowiada głównej podgrupie pierwszej grupy tabeli krótkich okresów; grupa VIIB - podgrupa drugorzędna grupy siódmej: reszta - podobnie.

Charakterystyka pierwiastków chemicznych naturalnie zmienia się w grupach i okresach.

W okresach (z rosnącym numerem seryjnym)

• ładunek jądrowy wzrasta
• wzrasta liczba zewnętrznych elektronów,
• promień atomów maleje,
• wzrasta siła wiązania elektronów z jądrem (energia jonizacji),
• wzrasta elektroujemność.
• wzmacniane są właściwości utleniające prostych substancji („niemetaliczność”),
• właściwości redukujące prostych substancji („metaliczność”) osłabiają się,
• osłabia zasadowy charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków,
• wzrasta kwasowy charakter wodorotlenków i odpowiednich tlenków.

W grupach (z rosnącym numerem seryjnym)

• ładunek jądrowy wzrasta
• zwiększa się promień atomów (tylko w grupach A),
• zmniejsza się siła wiązania elektronów z jądrem (energia jonizacji; tylko w grupach A),
• elektroujemność maleje (tylko w grupach A),
• osłabić właściwości utleniające prostych substancji („niemetaliczność”; tylko w grupach A),
• właściwości redukujące prostych substancji są wzmocnione („metaliczność”; tylko w grupach A),
• zasadowy charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków wzrasta (tylko w grupach A),
• słabnie kwaśny charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków (tylko w grupach A),
• zmniejsza się stabilność związków wodoru (wzrasta ich aktywność redukująca; tylko w grupach A).

Zadania i testy na temat „Temat 9. „Struktura atomu. Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych DI Mendelejewa (PSCE)”.

• Prawo okresowe - Okresowe prawa i budowa atomów. kl. 8-9
  Powinieneś znać: prawa wypełniania orbitali elektronami (zasada najmniejszej energii, zasada Pauliego, reguła Hunda), budowę układu okresowego pierwiastków.

  Powinieneś umieć: określić skład atomu na podstawie położenia pierwiastka w układzie okresowym i odwrotnie, znaleźć pierwiastek w układzie okresowym, znając jego skład; zobrazować schemat struktury, konfigurację elektronową atomu, jonu i odwrotnie, określić położenie pierwiastka chemicznego w PSCE na podstawie schematu i konfiguracji elektronowej; scharakteryzować pierwiastek i substancje, które tworzy, zgodnie z jego pozycją w PSCE; określać zmiany promienia atomów, właściwości pierwiastków chemicznych i substancji z nich tworzących w obrębie jednego okresu i jednej głównej podgrupy układu okresowego.

  Przykład 1 Wyznacz liczbę orbitali na trzecim poziomie elektronicznym. Czym są te orbitale?
  Aby określić liczbę orbitali, używamy wzoru N orbitale = N 2 , gdzie N- numer poziomu. N orbitale = 3 2 = 9. Jeden 3 S-, trzy 3 P- i pięć 3 D-orbitale.

  Przykład 2 Określ atom, którego pierwiastek ma wzór elektronowy 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Aby ustalić, który to pierwiastek, musisz znaleźć jego numer seryjny, który jest równy całkowitej liczbie elektronów w atomie. W tym przypadku: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. To jest aluminium.

  Po upewnieniu się, że nauczyłeś się wszystkiego, czego potrzebujesz, przejdź do zadań. Życzymy sukcesów.

  
  Polecana literatura:
  • O. S. Gabrielyan i inni Chemia, klasa 11. M., Drop, 2002;
  • GE Rudzitis, FG Feldman. Chemia 11 komórek. M., Edukacja, 2001.