Co dzieje się z atomami pierwiastków podczas reakcji chemicznych? Jakie są właściwości pierwiastków? Na oba te pytania można udzielić jednej odpowiedzi: przyczyna leży w strukturze zewnętrznego poziomu energetycznego atomu. W naszym artykule rozważymy strukturę elektronową atomów metali i niemetali oraz poznamy związek między strukturą warstwy zewnętrznej a właściwościami pierwiastków.
Specjalne właściwości elektronów
Gdy zachodzi reakcja chemiczna między cząsteczkami dwóch lub więcej odczynników, zachodzą zmiany w strukturze powłok elektronowych atomów, podczas gdy ich jądra pozostają niezmienione. Najpierw zapoznajmy się z charakterystyką elektronów znajdujących się na najbardziej oddalonych od jądra poziomach atomu. Cząstki naładowane ujemnie są ułożone warstwami w pewnej odległości od jądra i od siebie. Przestrzeń wokół jądra, w której najprawdopodobniej znajdują się elektronyzwany orbitalem elektronowym. Skondensowane jest w nim około 90% ujemnie naładowanej chmury elektronowej. Sam elektron w atomie wykazuje właściwość dwoistości, może jednocześnie zachowywać się zarówno jako cząstka, jak i fala.
Zasady wypełniania powłoki elektronowej atomu
Liczba poziomów energii, na których znajdują się cząstki, jest równa liczbie okresu, w którym znajduje się element. Na co wskazuje kompozycja elektroniczna? Okazało się, że liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii dla s- i p-elementów głównych podgrup małych i dużych okresów odpowiada liczbie grupy. Na przykład atomy litu z pierwszej grupy, które mają dwie warstwy, mają jeden elektron w powłoce zewnętrznej. Atomy siarki zawierają sześć elektronów na ostatnim poziomie energii, ponieważ pierwiastek znajduje się w głównej podgrupie szóstej grupy itp. Jeśli mówimy o pierwiastkach d, istnieje dla nich następująca zasada: liczba zewnętrznych cząstek ujemnych wynosi 1 (dla chromu i miedzi) lub 2. Wyjaśnia to fakt, że wraz ze wzrostem ładunku jądra atomów wewnętrzny podpoziom d jest najpierw wypełniany, a zewnętrzne poziomy energii pozostają niezmienione.
Dlaczego zmieniają się właściwości elementów małych okresów?
W systemie okresowym okresy 1, 2, 3 i 7 są uważane za małe. Płynną zmianę właściwości pierwiastków wraz ze wzrostem ładunków jądrowych, począwszy od metali aktywnych, a skończywszy na gazach obojętnych, tłumaczy się stopniowym wzrostem liczby elektronów na poziomie zewnętrznym. Pierwsze pierwiastki w takich okresach to te, których atomy mają tylko jeden lubdwa elektrony, które mogą łatwo oderwać się od jądra. W takim przypadku powstaje dodatnio naładowany jon metalu.
Pierwiastki amfoteryczne, takie jak aluminium lub cynk, wypełniają swoje zewnętrzne poziomy energetyczne niewielką ilością elektronów (1 dla cynku, 3 dla aluminium). W zależności od warunków reakcji chemicznej mogą wykazywać zarówno właściwości metali, jak i niemetali. Niemetaliczne pierwiastki o małych okresach zawierają od 4 do 7 ujemnych cząstek na zewnętrznych powłokach swoich atomów i uzupełniają je do oktetu, przyciągając elektrony z innych atomów. Na przykład niemetal o najwyższym wskaźniku elektroujemności - fluor, ma 7 elektronów na ostatniej warstwie i zawsze pobiera jeden elektron nie tylko z metali, ale także z aktywnych pierwiastków niemetalicznych: tlenu, chloru, azotu. Małe okresy kończą się, jak również duże, gazami obojętnymi, których cząsteczki jednoatomowe mają zewnętrzne poziomy energii całkowicie uzupełnione do 8 elektronów.
Cechy budowy atomów o dużych okresach
Nawet rzędy 4, 5 i 6 okresów składają się z pierwiastków, których zewnętrzne powłoki mogą pomieścić tylko jeden lub dwa elektrony. Jak powiedzieliśmy wcześniej, wypełniają elektronami podpoziomy d- lub f- przedostatniej warstwy. Zwykle są to typowe metale. Ich właściwości fizyczne i chemiczne zmieniają się bardzo powoli. Nieparzyste rzędy zawierają takie pierwiastki, w których zewnętrzne poziomy energii są wypełnione elektronami według następującego schematu: metale - pierwiastek amfoteryczny - niemetale - gaz obojętny. Jego manifestację obserwowaliśmy już we wszystkich małych okresach. Na przykład w nieparzystej serii 4 okresów miedź jest metalem, cynk jest amfoterenem, a następnie od galu do bromu poprawiają się właściwości niemetaliczne. Okres ten kończy się na kryptonie, którego atomy mają całkowicie kompletną powłokę elektronową.
Jak wyjaśnić podział elementów na grupy?
Każda grupa - a jest ich osiem w skróconej formie tabeli, jest również podzielona na podgrupy, zwane główną i drugorzędną. Ta klasyfikacja odzwierciedla różne pozycje elektronów na zewnętrznym poziomie energii atomów pierwiastków. Okazało się, że pierwiastki głównych podgrup, na przykład lit, sód, potas, rubid i cez, ostatni elektron znajdują się na podpoziomie s. Elementy grupy 7 podgrupy głównej (halogeny) wypełniają swój podpoziom p cząstkami ujemnymi.
Dla przedstawicieli podgrup wtórnych, takich jak chrom, molibden, wolfram, typowe będzie wypełnienie podpoziomu d elektronami. A dla pierwiastków należących do rodzin lantanowców i aktynowców akumulacja ładunków ujemnych następuje na podpoziomie f przedostatniego poziomu energii. Ponadto liczba grup z reguły pokrywa się z liczbą elektronów zdolnych do tworzenia wiązań chemicznych.
W naszym artykule dowiedzieliśmy się, jaką strukturę mają zewnętrzne poziomy energetyczne atomów pierwiastków chemicznych i określiliśmy ich rolę w interakcjach międzyatomowych.
