Химия - 8-9 класс

Третий электронный слой (и, естественно, третий электронный уровень) продолжает заполняться до аргона включительно, но не заполняется полностью, так как со следующего атома – атома калия – начинается заполнение четвертого слоя. Это происходит потому, что энергия оставшегося незаполненным 3d-подуровня больше, чем энергия 4s-подуровня. 3d-подуровень начинает заполняться только у атома скандия (Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹) после завершения заполнения 4s-подуровня.

Продолжая заполнять электронами атомные орбитали, можно получить электронные конфигурации и атомов следующих элементов. Необходимо только внимательно следить за последовательностью подуровней (по рис. 14) и строго соблюдать принцип наименьшей энергии, принцип Паули и правило Хунда.

Электронные формулы атомов всех элементов приведены в приложении 4.

ПРИНЦИП НАИМЕНЬШНЙ ЭНЕРГИИ, ПРИНЦИП ПАУЛИ, ПРАВИЛО ХУНДА, ЕСТЕСТВЕННЫЙ РЯД ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

1.Сколько всего электронов может находиться на а) 4s-ЭПУ, б) 4р-ЭПУ, в) 3d-ЭПУ, г) 5f-ЭПУ? 2.Сколько всего электронов может находиться на каждом из первых пяти ЭУ? Составьте общую формулу для такого подсчета.

3.Какое квантовое число – общее для всех электронов внешнего электронного слоя? Охарактеризуйте его значение.

4.Для атомов Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar а) изобразите энергетические диаграммы, б) составьте полные электронные формулы.

7.Химические связи и строение веществ

7.1. Что такое химические связи

В предыдущих главах вы познакомились с составом и строением изолированных атомов различных элементов, изучили их энергетические характеристики. Но в окружающей нас природе изолированные атомы встречаются крайне редко. Атомы почти всех элементов " стремятся" соединиться, образуя молекулы или другие более сложные химические частицы. Принято говорить, что при этом между атомами возникают химические связи.

Химические связи – взаимодействия, которые соединяют атомы в единые более сложные химические частицы.

В образовании химических связей участвуют электроны. Каким образом это происходит, вы узнаете, изучив эту главу. Но прежде нам надо ответить на вопрос, почему атомы образуют химические связи. На этот вопрос мы можем ответить, даже не зная ничего о природе этих связей: " Потому что это энергетически выгодно!" А вот, отвечая на вопрос, откуда при образовании связей возникает выигрыш в энергии, мы постараемся понять, как и почему химические связи образуются.

Как и электронное строение атомов, подробно и строго научно химические связи изучает квантовая химия, а мы с вами можем только воспользоваться некоторыми важнейшими выводами, сделанными учеными. При этом для описания химических связей мы будем пользоваться одной из простейших моделей, предусматривающей существование трех типов химической связи (ионной, ковалентной и металлической).

Вспомните – грамотно пользоваться любой моделью можно, только зная границы применимости этой модели. Модель, которой мы будем пользоваться, тоже имеет свои границы применимости. Например, в рамках этой модели нельзя описать химические связи в молекулах кислорода, большинства бороводородов и некоторых других веществ. Для описания химических связей в этих веществах используют более сложные модели.

ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ

7.2. Типы химических связей

Причина образования химических связей – выигрыш в энергии системы связанных атомов по сравнению с изолированными атомами.

Строение электронных оболочек и энергетические характеристики разных атомов сильно отличаются. Неудивительно, что и выигрыш в энергии при образовании связей между ними разный и достигается разными способами. Отсюда и разные типы химических связей между атомами.

Посмотрите на построенный вами график зависимости энергии ионизации от порядкового номера элемента. Как видно из этого графика, энергия ионизации атомов каждого из элементов, образующих благородные газы (Не, Nе, Ar, Кr и др.), превышает энергию ионизации атомов элементов как предыдущего, так и последующего периодов. Следовательно, атомы благородных газов совершенно не склонны отдавать свои электроны.

Теперь посмотрите на аналогичный график зависимости энергии сродства к электрону от порядкового номера элемента. Как видите, эта зависимость только в общих чертах соответствует тем простейшим закономерностям, которые мы проследили в предыдущей главе. И все же из графика видно, что у атомов благородных газов энергия сродства к электрону меньше, чем у большинства других атомов, кроме того она имеет отрицательные значения. Следовательно, атомы элементов, образующих благородные газы, совершенно не склонны принимать чужие электроны.