Trecerea atomilor neutri la starea ionică.
În reacțiile chimice, nucleul atomic rămâne neschimbat. Proprietățile chimice ale atomilor sunt legate de structura orbitalilor lor electronici. În acest caz, rolul decisiv este jucat de electronii localizați la nivelul electronic extern al atomului. Efectul asupra proprietăților atomilor (și ionilor) electronilor celui de-al doilea și al treilea nivel extern este mult mai puțin pronunțat.
După cum se știe, carcasa electronică a unui atom constă din mai multe niveluri de energie (acestea sunt notate cu literele K, L, M, N, O, P și Q). Numărul maxim de electroni posibili la nivelul energiei este determinat de formula:
unde N este numărul maxim de electroni la un anumit nivel și n este numărul de nivel.
Astfel, primul, cel mai apropiat de stratul de miez K (n = 1) nu poate conține mai mult de 2 electroni, nivelul doilea L (n = 2) nu este mai mare de 8, al treilea nivel M (n = 3) nu mai mult de 18, al patrulea nivel N ( n = 4 nu mai mult de 32, etc. Mai mult de 32 de electroni nu sunt conținute în niciunul dintre niveluri: numărul de electroni la nivelul exterioară nu poate depăși 8 și la penultimul nivel 18.
Studiul spectrelor atomice a arătat că electronii la un nivel de energie sunt în diferite stări de energie cu o rezervă de energie aproape diferită. Astfel, fiecare nivel energetic este împărțit în mai multe cuantice subnivele energetice, precum și numărul de subnivele în fiecare nivel este egal cu numărul de nivel, și anume la nivelul 1 (2 electroni), doar un singur subnivel (-poduroven) ..; la 2 niveluri (8 electroni) 2 sublevels: -double-2 electroni și p-sublevel-6 electroni; la nivelul 3 (18 electroni) 3 sublevels: - sub-nivel - 2 electroni, p-sublevel - 6 electroni si - sub-nivel - 10 electroni; la nivelul 4 (32 de electroni) 4 sublevels: -double level - 2 electrons, p-sublevel - 6 electrons, - sub-level - 10 electrons și - sub-level - 14 electrons.
Toate elementele sistemului periodic al lui DI Mendeleyev, în funcție de care sublevel electronul următor al fiecărui element ulterior apar, sunt împărțite în elemente s-, p-, d și f.
În atomii elementelor s, substraturile nivelului exterior se completează cu electroni. Elementele s sunt elemente ale principalelor subgrupe din grupa I și II ale sistemului periodic, precum și hidrogen și heliu.
În atomii elementelor p, sub nivelul p al nivelului extern se reumplează cu electroni. Acestea includ elementele principalelor subgrupe III-VII, precum și elementele inerte, cu excepția heliului.
În elementele d, electronii umple supapa d-sublevel, care este adiacentă la nivelul extern. Acestea includ elemente ale sub-subgrupurilor. La nivelul exterior al elementelor d există 2 electroni sau mai puțin de 1 (în paladiu, ambii electroni externi se află pe d-subsol).
Elementele f sunt reumplete cu electroni de către substratul f al celui de-al patrulea nivel în lantanide și al cincilea în actinide (adică cel de-al treilea în afara nivelului de energie). Acestea includ lanthanoide și actinide. La nivelul exterior, au doi electroni, iar penultimii 8 sau mai puțin de 9 electroni.
Deoarece proprietățile chimice ale elementelor depind în principal de cele mai multe niveluri externe, atunci schimbarea numărului de electroni la cel de-al treilea nivel extern este foarte slabă și toate elementele sunt similare în ceea ce privește proprietățile chimice unul cu celălalt.
Electronii de nivelul energiei externe (și uneori, numărați din exterior) sunt valențe. Electronii de Valence sunt cei mai îndepărtați de nucleu, cei mai puțin legați de el, sunt expuși cu ușurință la influențe externe.
Compoziția nivelului de energie externă a atomilor elementelor sistemului periodic cu schimbarea numărului ordinal se modifică periodic. În funcție de aceasta, proprietățile chimice ale elementelor se schimbă periodic. În elementele ale căror atomi au structuri similare și același număr de electroni la nivelul exterioară, proprietățile chimice se dovedesc a fi similare, deși numărul total al electronilor și sarcina nucleului sunt diferite pentru ele.
Toate elementele sistemului periodic privind comportamentul chimic și proprietățile fizice pot fi împărțite în metale, nemetale și elemente inerte (gaze nobile).
Metalele, de regulă, au la nivelul energiei externe 1, 2 sau 3 electroni.
În tabelul periodic al elementelor la metale include toate elementele I, II, elemente grupa III din grupa IV - .. Și, grupa V altele decât N, P, grupările laterale VI și VII, grupa VIII, precum și lantanide și actinide, adică, sistem periodic, marea majoritate - 82 elemente - metale. Metalele din reacțiile de oxidare-reducere prezintă proprietăți de reducere, renunțând la electronii lor, trecând în ioni încărcați pozitiv. Ele nu formează ioni încărcați negativ.
Atomii nonmetalilor la nivelul energiei externe au 7, 6, 5 și 4 electroni.
Acestea includ: elementele de bază ale subgrupului IV - carbon și siliciu, V grup de bază - azot, fosfor și arsen, VI - grupul de bază - O, Te, subgrupe principale VII -. Nonmetalele includ, așa cum s-a indicat mai sus, H și B.
Nonmetalele în reacții, în funcție de condiții, pot lua electroni (până la un octet), care acționează ca oxidanți și dau pe electroni, adică agenți reducători.
Nemetallov în tabelul periodic este de numai 16.
Elementele inerte (gazele nobile) sunt 6 elemente ale sistemului periodic: El. Acestea se caracterizează prin stabilitatea nivelurilor de energie externe (pentru El, la nivel extern, există 2 electroni, pentru elementele inerte 8 rămase), ceea ce determină inerția lor chimică. În condiții obișnuite, atomii elementelor inerte nu iau și nu renunță la electroni, adică nu prezintă nici proprietăți oxidante, nici reductoare.
Recent, sa stabilit că aceste elemente formează și compuși chimici. În plus față de hidrații cristalini, de exemplu, ei sunt preparați, precum și compușii cu chinolină.
În 1962, Bartlett a arătat că xenonul este oxidat pentru a forma un compus.
Alți cercetători au reușit să interacționeze direct.
S-a stabilit că radonul reacționează cu fluor.
În perioadele mici ale sistemului periodic, pe măsură ce numărul ordinal crește, numărul de electroni la nivel extern crește continuu; în acest context, proprietățile metalice - capacitatea de a recultiva electronii externi - sunt slăbiți, iar proprietățile nemetalice - capacitatea de a accepta electroni externi - sunt crescute.
Fiecare perioadă a sistemului periodic (cu excepția primului) începe cu un metal tipic și se termină cu un gaz nobil.
În perioadele lungi de a reveni și acceptarea de electroni, în general, este aceeași ca și în perioadele joase, cu singura diferență fiind că proprietățile metalice dispar mult mai lent, deoarece acestea apar reface electronii nu ultimul strat electronic, și penultimul, în lantanide și actinide , situat în a 6-a și perioadele, chiar și al treilea nivel de energie, numărare din exterior. Prin urmare, în a patra perioadă, toate elementele din prima jumătate a perioadei au un electron la nivelul exterior de 2 (mai puțin de 1) și se caracterizează printr-o predominanță de proprietăți metalice.
În elementele din a doua jumătate a patra perioadă (de pornire și se termină) numărul de electroni la nivelul exterior se acumuleaza treptat perioadele mici și, prin urmare, proprietățile metalului atenuat treptat, nemetalic amplificat.
În cadrul principalelor subgrupe, pe măsură ce numărul elementului crește, numărul de niveluri electronice de atomi crește, electronii externi sunt localizați la o distanță relativ mai mare de nucleu și, prin urmare, capacitatea lor de a reacționa la alți atomi în reacții este de obicei îmbunătățită; Abilitatea de a atașa electronii altor atomi la ele este slăbită.
În coliziune sau în abordarea atomilor neutri, un atom are electroni, celălalt îi dă departe. Un atom care eliberează electroni poate intra în starea unui ion încărcat pozitiv; atomul care primește electroni, în starea unui ion încărcat negativ.
Ionii încărcați pozitiv formează atomii tuturor elementelor, cu excepția elementelor inerte și a fluorului.
Dacă există un electron la nivelul exterior al atomului și atomul aparține elementelor, atunci cedează, de regulă, doar un singur electron și intră în starea unui ion pozitiv singular încărcat. Astfel, metalele alcaline formează numai ioni încărcați singular :.
Dacă există doi electroni la nivelul exterior al atomului și atomul aparține elementelor, atunci, ca regulă, dă doi electroni simultan și formează un ion pozitiv dublu încărcat. Astfel, atomii din grupa II a sistemului periodic de elemente (chiar și serii) formează ioni.
Dacă nivelul energetic extern al atomului constă în trei, cinci sau șapte electroni și atomul aparține elementelor p, atunci acesta poate consuma succesiv 1 până la 7 electroni.
Atomii, al căror nivel exterior constă din trei electroni, pot da unul, doi și trei electroni. Deci, aluminiul formează un ion, ioni de indiu, ioni de taliu și.
Atomii, al căror nivel exterior constă din cinci sau șapte electroni, cum ar fi azotul și clorul, formează mai mulți ioni.
La atomi, al cărui nivel exterior constă dintr-un număr par (patru, șase sau opt) de electroni, electronii se rup în perechi. De exemplu, un atom de staniu, al cărui nivel extern de energie constă din patru electroni, formează ioni și
Elementele d detașează mai întâi electronii de la nivelul exterioară, apoi electronii de la nivelul învecinat cu nivelul exterioară, până când rămân opt electroni în el.
Elementele f (lantanide și actinide) detașează în primul rând electronii de la nivelul exterioară, apoi adiacenți la exteriorul și, în final, la cel de-al treilea, numărați de la nivelul extern. Lanthanidele, de regulă, formează ioni triplu încărcați. În plus, și în unele compuși formează ioni cu patru încărcări, ioni dubli încărcați, a, și -.
Actinidele din compuși pot prezenta următoarele valențe: -3, 4; -3, 4, 5; U este 3, 4, 5, 6; -3, 4, 5, 6; -3, 4, 5, 6;
-3, 4, 5, 6; -3, 4; -3, 4; - 3; - 3; - 3; - 3.
Sunt formate ioni negativi datorită faptului că atomii, al căror nivel exterior constă în cinci, șase și șapte electroni (nonmetali), este mai ușor să atașați mai mulți electroni la opt la nivelul exterior decât să le dați departe. De exemplu:
Atomii, al căror nivel exterior conține unul, doi și trei electroni, nu formează ioni încărcați negativ. Pentru a-și umple stratul exterior la opt, trebuie să atragă cinci, șase și șapte electroni, ceea ce este în mod firesc mult mai dificil decât să pierzi unul, doi, trei electroni.
Este ușor de stabilit acest lucru
a) electronii cel mai energic atrag, sub alte condiții egale, acei atomi ai căror nivel exterior constă din șapte electroni, adică acei atomi la care este suficient să atragă un electron în exces până când coaja de electroni exterioară este complet umplută;
(b) energiile neutre atrag electronii cel mai puțin energic, nivelul lor exterior constând din patru electroni, adică atomii la care sunt necesari patru electroni pentru a forma un octet;
c) cu cât raza atomului este mai mare, cu atât electronii mai excesivi sunt mai slabi.
Trebuie subliniat încă o dată că ionii încărcați pozitiv formează metale; ionii încărcați negativ formează nemetalici; atomii de gaze inerte în condiții normale nu formează nici ioni încărcați pozitiv, nici negativ (Tabelul 9, 10).
Tabelul 9. Modificarea numărului de electroni la nivelul exterior al atomilor în timpul reacțiilor de reducere a oxidării
Tabelul 10. Capacitatea de reducere a oxidării atomilor și a ionilor