Le nombre d’électrons dans le niveau d’énergie externe diminue. Leçon « Changer le nombre d'électrons au niveau d'énergie externe des atomes d'éléments chimiques

Qu'arrive-t-il aux atomes des éléments lors des réactions chimiques ? De quoi dépendent les propriétés des éléments ? Une réponse peut être donnée à ces deux questions : la raison réside dans la structure du niveau externe. Dans notre article, nous examinerons l'électronique des métaux et des non-métaux et découvrirons la relation entre la structure du niveau externe et. les propriétés des éléments.

Propriétés particulières des électrons

Lorsqu'une réaction chimique se produit entre les molécules de deux ou plusieurs réactifs, des changements se produisent dans la structure des coques électroniques des atomes, tandis que leurs noyaux restent inchangés. Tout d'abord, faisons connaissance avec les caractéristiques des électrons situés aux niveaux de l'atome les plus éloignés du noyau. Les particules chargées négativement sont disposées en couches à une certaine distance du noyau et les unes des autres. L’espace autour du noyau où les électrons sont le plus susceptibles de se trouver est appelé orbitale électronique. Environ 90 % du nuage d’électrons chargés négativement y est condensé. L'électron lui-même dans un atome présente la propriété de dualité ; il peut se comporter simultanément comme une particule et comme une onde.

Règles pour remplir la coquille électronique d'un atome

Le nombre de niveaux d'énergie auxquels se trouvent les particules est égal au nombre de périodes où se trouve l'élément. Qu'indique la composition électronique ? Il s'est avéré que le nombre d'électrons dans le niveau d'énergie externe pour les éléments s et p des principaux sous-groupes de petites et grandes périodes correspond au numéro de groupe. Par exemple, les atomes de lithium du premier groupe, qui comportent deux couches, ont un électron dans la coque externe. Les atomes de soufre contiennent six électrons au dernier niveau d'énergie, puisque l'élément est situé dans le sous-groupe principal du sixième groupe, etc. Si nous parlons d'éléments d, alors pour eux il y a la règle suivante : le nombre d'éléments négatifs externes particules est égal à 1 (pour le chrome et le cuivre) ou 2. Cela s'explique par le fait qu'à mesure que la charge du noyau atomique augmente, le sous-niveau d interne est d'abord rempli et les niveaux d'énergie externes restent inchangés.

Pourquoi les propriétés des éléments de petites périodes changent-elles ?

Les 1ère, 2ème, 3ème et 7ème périodes sont considérées comme petites. Le changement en douceur des propriétés des éléments à mesure que les charges nucléaires augmentent, des métaux actifs aux gaz inertes, s'explique par une augmentation progressive du nombre d'électrons au niveau externe. Les premiers éléments dans de telles périodes sont ceux dont les atomes ne possèdent qu'un ou deux électrons qui peuvent facilement être retirés du noyau. Dans ce cas, un ion métallique chargé positivement se forme.

Les éléments amphotères, par exemple l'aluminium ou le zinc, remplissent leurs niveaux d'énergie externes avec un petit nombre d'électrons (1 pour le zinc, 3 pour l'aluminium). Selon les conditions de la réaction chimique, ils peuvent présenter à la fois les propriétés des métaux et des non-métaux. Les éléments non métalliques de petites périodes contiennent de 4 à 7 particules négatives sur les coques externes de leurs atomes et le complètent jusqu'à l'octet, attirant les électrons d'autres atomes. Par exemple, le non-métal avec l'électronégativité la plus élevée, le fluor, a 7 électrons dans la dernière couche et prend toujours un électron non seulement des métaux, mais aussi des éléments non métalliques actifs : oxygène, chlore, azote. Les petites périodes, comme les grandes, se terminent par des gaz inertes, dont les molécules monoatomiques ont complètement complété les niveaux d'énergie externe jusqu'à 8 électrons.

Caractéristiques de la structure des atomes de longues périodes

Les rangées paires de périodes 4, 5 et 6 sont constituées d'éléments dont les coques externes n'hébergent qu'un ou deux électrons. Comme nous l’avons dit plus tôt, ils remplissent d’électrons les sous-niveaux d ou f de l’avant-dernière couche. Ce sont généralement des métaux typiques. Leurs propriétés physiques et chimiques évoluent très lentement. Les rangées impaires contiennent des éléments dont les niveaux d'énergie externes sont remplis d'électrons selon le schéma suivant : métaux - élément amphotère - non-métaux - gaz inerte. Nous avons déjà observé sa manifestation dans toutes les petites périodes. Par exemple, dans les rangs impairs de la 4ème période, le cuivre est un métal, le zinc est amphotère, puis du gallium au brome il y a une augmentation des propriétés non métalliques. La période se termine avec le krypton, dont les atomes ont une couche électronique complètement terminée.

Comment expliquer la division des éléments en groupes ?

Chaque groupe - et il y en a huit dans la forme abrégée du tableau - est également divisé en sous-groupes, appelés principaux et secondaires. Cette classification reflète les différentes positions des électrons sur le niveau d'énergie externe des atomes des éléments. Il s'est avéré que pour les éléments des sous-groupes principaux, par exemple le lithium, le sodium, le potassium, le rubidium et le césium, le dernier électron est situé au sous-niveau s. Les éléments du groupe 7 du sous-groupe principal (halogènes) remplissent leur sous-niveau p de particules négatives.

Pour les représentants de sous-groupes secondaires, tels que le chrome, le remplissage du sous-niveau d avec des électrons sera typique. Et pour les éléments inclus dans les familles, l'accumulation de charges négatives se produit au sous-niveau f de l'avant-dernier niveau d'énergie. De plus, le numéro de groupe coïncide généralement avec le nombre d'électrons capables de former des liaisons chimiques.

Dans notre article, nous avons découvert quelle est la structure des niveaux d'énergie externes des atomes d'éléments chimiques et déterminé leur rôle dans les interactions interatomiques.

Cours de chimie en 8e année. "_____"______ 20_____

Modification du nombre d'électrons au niveau d'énergie externe des atomes d'éléments chimiques.

Cible. Considérez les changements dans les propriétés des atomes d'éléments chimiques dans PSHE D.I. Mendeleïev.

Éducatif. Expliquer les modèles de changements dans les propriétés des éléments au cours de petites périodes et de sous-groupes principaux ; déterminer les raisons des changements dans les propriétés métalliques et non métalliques dans les périodes et les groupes.

Du développement. Développer la capacité de comparer et de trouver des modèles de changements de propriétés dans PSHE D.I. Mendeleïev.

Éducatif. Favoriser une culture du travail académique en classe.

Pendant les cours.

Org. moment.

Répétition du matériel appris.

Travail indépendant.

Option 1.

Option 2.

1-5. Indique le nombre de neutrons dans le noyau d'un atome.

11-15. La formule électronique indiquée de l'atome correspond à l'élément.

Étudier un nouveau sujet.

Exercice. Répartissez les électrons entre les niveaux d’énergie des éléments suivants : Mg, S, Ar.

Les couches électroniques terminées ont une robustesse et une stabilité accrues. Les atomes qui ont 8 électrons dans leur niveau d’énergie externe – des gaz inertes – sont stables.

Un atome sera toujours stable s’il possède 8ē à son niveau d’énergie externe.

Comment les atomes de ces éléments peuvent-ils atteindre le niveau externe à 8 électrons ?

2 façons de compléter :

Faire un don d'électrons

Acceptez les électrons.

Les métaux sont des éléments qui donnent des électrons ; à leur niveau d’énergie externe, ils en ont 1 à 3 ē.

Les non-métaux sont des éléments qui acceptent les électrons ; leur niveau d’énergie externe est de 4 à 7°.

Modification des propriétés dans PSHE.

Dans un délai d'une période avec un numéro de série croissant élément, les propriétés métalliques sont affaiblies et les propriétés non métalliques sont améliorées.

Le nombre d’électrons au niveau d’énergie externe augmente.

Le rayon de l'atome diminue

Le nombre de niveaux d'énergie est constant.

Dans les principaux sous-groupes les propriétés non métalliques diminuent et les propriétés métalliques augmentent.

Le nombre d’électrons dans le niveau d’énergie externe est constant ;

Le nombre de niveaux d'énergie augmente ;

Le rayon de l'atome augmente.

Ainsi, le francium est le métal le plus résistant, le fluor est le non-métal le plus résistant.

Consolidation.

Des exercices.

Organisez ces éléments chimiques par ordre croissant de propriétés métalliques :

A) Al, Na, Cl, Si, P

B) Mg, Ba, Ca, Be

B) N, Sb, Bi, As

D) Cs, Li, K, Na, Rb

Organisez ces éléments chimiques par ordre croissant de propriétés non métalliques :

B) C, Sn, Ge, Si

B) Li, O, N, B, C

D) Br, F, I, Cl

Soulignez les symboles chimiques des métaux :

A) Cl, Al, S, Na, P, Mg, Ar, Si

B) Sn, Si, Pb, Ge, C

Classer par ordre décroissant des propriétés métalliques.

Soulignez les symboles des éléments chimiques des non-métaux :

A) Li, F, N, Be, O, B, C

B) Bi, As, N, Sb, P

Classer par ordre décroissant des propriétés non métalliques.

Devoirs. Page 61-63. Ex. 4 page 66

Option 1.

1-5. Indique le nombre de neutrons dans le noyau d'un atome.

6-10. Indiquez le nombre de niveaux d’énergie dans les atomes des éléments suivants.

11-15. La formule électronique indiquée de l'atome correspond à l'élément.

Option 2.

1-5. Indique le nombre de neutrons dans le noyau d'un atome.

6-10. Indiquez le nombre d’électrons dans le niveau d’énergie externe.

11-15. La formule électronique indiquée de l'atome correspond à l'élément.

MBOU "Gymnase n°1 de la ville de Novopavlovsk"

Chimie 8e année

Sujet:

"Changement du nombre d'électrons

au niveau de l'énergie externe

atomes d'éléments chimiques"

Enseignant : Tatiana Alekseevna Komarova

Novopavlovsk

Date de: ___________

Leçon– 9

Sujet de la leçon : Modification du nombre d'électrons à l'énergie externe

niveau d'atomes d'éléments chimiques.

Objectifs de la leçon:

Former un concept sur les propriétés métalliques et non métalliques des éléments au niveau atomique ;

Montrer les raisons des changements dans les propriétés des éléments dans les périodes et les groupes en fonction de la structure de leurs atomes ;

Donnez des premières idées sur les liaisons ioniques.

Équipement: PSHE, tableau « Liaison ionique ».

Pendant les cours

Organisation du temps.

Vérification des connaissances

Caractéristiques des éléments chimiques selon le tableau (3 personnes)

Structure des atomes (2 personnes)

Apprendre du nouveau matériel

Considérons les questions suivantes :

1 . Les atomes de quels éléments chimiques ont des niveaux d’énergie complets ?

Ce sont des atomes de gaz inertes, situés dans le sous-groupe principal du 8ème groupe.

Les couches électroniques terminées ont une robustesse et une stabilité accrues.

Les atomes du groupe VIII (He Ne Ar Kr Xe Rn) contiennent 8e - au niveau externe, c'est pourquoi ils sont inertes, c'est-à-dire . pas chimiquement actif, n'interagissent pas avec d'autres substances, c'est-à-dire leurs atomes ont une stabilité et une stabilité accrues. Autrement dit, tous les éléments chimiques (ayant des structures électroniques différentes) ont tendance à s'obtenir lors d'une interaction chimique. niveau d'énergie externe complété ,8е - .

Exemple:

11 +12 +9 +17

2 8 1 2 8 2 2 7 2 8 7

1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 1 1s 2 2s 2 p 6 3 s 2 1s 2 2s 2 p 5 1s 2 2s 2 p 6 3 s 2 p 5

Comment pensez-vous que les atomes de ces éléments peuvent atteindre huit électrons au niveau externe ?

Si (supposons) vous fermez le dernier niveau avec votre main Na et Mg, on obtient alors des niveaux complets. Par conséquent, ces électrons doivent être abandonnés du niveau électronique externe ! Ensuite, lorsque les électrons sont libérés, la couche pré-externe de 8e - devient externe.

Et pour les éléments F et Cl, vous devriez accepter 1 électron manquant à votre niveau d'énergie plutôt que de donner 7e -. Il existe donc 2 manières d’atteindre un niveau d’énergie complet :

A) Libération d’électrons (« supplémentaires ») de la couche externe.

B) Acceptation des électrons (« manquants ») au niveau externe.

2. Le concept de métallicité et de non-métallicité au niveau atomique :

Les métaux sont des éléments dont les atomes abandonnent leurs électrons externes.

Non-métaux – Ce sont des éléments dont les atomes acceptent les électrons dans le niveau d’énergie externe.

Plus l'atome de Me cède facilement ses électrons, plus son effet est prononcé. propriétés métalliques.

Plus l'atome HeMe accepte facilement les électrons manquants dans la couche externe, plus son énergie est fortement exprimée. propriétés non métalliques.

3. Modifications des propriétés Me et NeMe des atomes ch.e. en périodes et en groupes en PSHE.

En périodes :

Exemple: Na (1e -) Mg (2e -) – notez la structure de l’atome.

Selon vous, quel élément a des propriétés métalliques plus fortes ? Na ou Mg ? Qu'est-ce qui est plus facile à donner 1e - ou 2e - ? (Bien sûr 1e -, donc Na a des propriétés métalliques plus prononcées).

Exemple: Al (3e -) Si (4e -), etc.

Au cours de la période, le nombre d'électrons dans le niveau externe augmente de gauche à droite.

(les propriétés métalliques sont plus prononcées dans Al).

Bien entendu, la capacité à abandonner des électrons sur une période diminuera, c'est-à-dire les propriétés métalliques s'affaiblissent.

Ainsi, les Mes les plus forts se situent en début de règles.

Comment la capacité d’ajouter des électrons va-t-elle changer ? (augmentera)

Exemple:

14r +17r

2 8 4 2 8 7

Il est plus facile d'accepter 1 électron manquant (de Cl) que 4e pour Si.

Conclusion:

Les propriétés non métalliques augmenteront de gauche à droite au cours de la période et les propriétés métalliques s'affaibliront.

Une autre raison de l'amélioration des propriétés de NeMe est une diminution du rayon de l'atome avec un nombre constant de niveaux.

Parce que au cours de la 1ère période, le nombre de niveaux d'énergie des atomes ne change pas, mais le nombre d'électrons externes e - et le nombre de protons p - dans le noyau augmente. En conséquence, l'attraction des électrons vers le noyau augmente (loi de Coulomb) et le rayon ( r) de l’atome diminue, l’atome semble comprimé.

Conclusion générale :

Dans un délai avec un numéro de commande croissant ( N) d'un élément, les propriétés métalliques des éléments sont affaiblies et celles non métalliques sont améliorées, car :

Le nombre e augmente - au niveau externe, il est égal au numéro de groupe et au nombre de protons dans le noyau.

Le rayon de l'atome diminue

Le nombre de niveaux d'énergie est constant.

4. Considérons la dépendance verticale des changements dans les propriétés des éléments (au sein des principaux sous-groupes) dans les groupes.

Exemple : sous-groupe principal du groupe VII (halogènes)

9 +17

2 7 2 8 7

1 s 2 2 s 2 p 5 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 5

Le nombre e - sur les niveaux externes de ces éléments est le même, mais le nombre de niveaux d'énergie est différent,

F -2e - et Cl – 3e - /

Quel atome a le plus grand rayon ? (- le chlore a 3 niveaux d'énergie).

Plus les e sont proches du noyau, plus ils y sont fortement attirés.

Quel atome d'élément sera plus facile à ajouter e - y F ou Cl ?

(F – il est plus facile d’ajouter 1 électron manquant), car son rayon est plus petit, ce qui signifie que la force d'attraction de l'électron vers le noyau est supérieure à celle de Cl.

La loi de coulomb

La force d'interaction entre deux charges électriques est inversement proportionnelle au carré

les distances entre eux, c'est-à-dire plus la distance entre les atomes est grande, moins il y a de force

attraction de deux charges opposées (dans ce cas, des électrons et des protons).

F est plus fort que Cl ˃Br˃J, etc.

Conclusion:

Dans les groupes (sous-groupes principaux), les propriétés non métalliques diminuent et les propriétés métalliques augmentent, car :

1). Le nombre d’électrons au niveau externe des atomes est le même (et égal au numéro de groupe).

2). Le nombre de niveaux d'énergie dans les atomes augmente.

3). Le rayon de l'atome augmente.

A considérer oralement selon le tableau PSHE I - groupe sous-groupe principal. Concluez que le métal le plus résistant est le francium Fr et que le non-métal le plus résistant est le fluor F.

Liaison ionique.

Considérons ce qui arrivera aux atomes des éléments s'ils atteignent l'octet (c'est-à-dire 8e -) au niveau externe :

Écrivons les formules des éléments :

Na 0 +11 2e - 8e - 1e - Mg 0 +12 2e - 8e - 2e - F 0 +9 2e - 7e - Cl 0 +17 2e - 8e - 7e -

Na x +11 2e - 8e - 0e - Mg x +12 2e - 8e - 0e - F x +9 2e - 8e - Cl x +17 2e - 8e - 8e -

La rangée supérieure des formules contient le même nombre de protons et d’électrons, car Ce sont les formules des atomes neutres (la charge nulle est « 0 » - c'est l'état d'oxydation).

Rangée du bas – numéro différent p + et e -, c'est-à-dire Ce sont les formules pour les particules chargées.

Calculons la charge de ces particules.

Na +1 +11 2е - 8е - 0е - 2+8=10, 11-10 =1, état d'oxydation +1

F - +9 2e - 8e - 2+8 =10, 9-10 =-1, état d'oxydation -1

Mg +2 +12 2e - 8e - 0e - 2+8 =10, 12-10 =-2, état d'oxydation -2

À la suite de l’addition et de la perte d’électrons, des particules chargées sont obtenues, appelées ions.

Me atomes lors du recul e - acquérir «+» (charge positive)

Les atomes non-Me acceptant des électrons « étrangers » sont chargés « - » (charge négative)

La liaison chimique formée entre les ions est appelée ionique.

Une liaison ionique se produit entre le Me fort et le NeMe fort.

Exemples.

a) formation d'une liaison ionique. Na+Cl-

N une Cl + -

11 + +17 +11 +17

2 8 1 2 8 7 2 8 2 8 8

1 e-

Le processus de transformation des atomes en ions :

Na 0 + Cl 0 Na + + Cl - Na + Cl -

atome atome ion ion composé ionique

2e -

b) Ca O 2+ 2-

20 +8 +20 +8

2 8 8 2 2 6 2 8 8 2 8

Ca une 0 – 2e - Ca 2+ 2 1

Résumé de la leçon

Littérature:

1. Chimie 8e année. manuel pour l'enseignement général

institutions/O.S. Gabrielyan. Outarde 2009

2. Gabrielyan O.S. Manuel du professeur.

Chimie 8e année, Outarde, 2003