Зовнішні енергетичні рівні: особливості будови та їх роль у взаємодіях між атомами

Зовнішні енергетичні рівні: особливості будови та їх роль у взаємодіях між атомами

Що відбувається з атомами елементів під час хімічних реакцій? Від чого залежать властивості елементів? На обидва ці питання можна дати одну відповідь: причина лежить у будові зовнішнього енергетичного рівня атома. У нашій статті ми розглянемо електронну будову атомів металів і неметалів і з'ясуємо залежність між структурою зовнішнього рівня і властивостями елементів.

Особливі властивості електронів

При проходженні хімічної реакції між молекулами двох або більше реагентів відбуваються зміни в будові електронних оболонок атомів, тоді як їх ядра залишаються незмінними. Спочатку ознайомимося з характеристиками електронів, що знаходяться на найбільш віддалених від ядра рівнях атома. Негативно заряджені частинки розташовуються шарами на певній відстані від ядра і один від одного. Простір навколо ядра, де знаходження електронів найбільш можливо, називається електронною орбіталлю. У ній сконденсовано близько 90% негативно зарядженої електронної хмари. Сам електрон в атомі проявляє властивість дуальності, він одночасно може поводитися і як частинка, і як хвиля.

Правила заповнення електронної оболонки атома

Кількість енергетичних рівнів, на яких знаходяться частинки, дорівнює номеру періоду, де розташовується елемент. На що ж вказує електронний склад? Виявилося, що кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні для s- і p-елементів головних підгруп малих і великих періодів відповідає номеру групи. Наприклад, у атомів літію першої групи, що мають два шари, на зовнішній оболонці знаходиться один електрон. Атоми сірки містять на останньому енергетичному рівні шість електронів, оскільки елемент розташований у головній підгрупі шостої групи тощо. Якщо ж мова йде про d-елементи, то для них існує наступне правило: кількість зовнішніх негативних частинок дорівнює 1 (у хрому і міді) або 2. Пояснюється це тим, що по мірі збільшення заряду ядра атомів спочатку відбувається заповнення внутрішнього d- подурівня і зовнішні енергетичні рівні залишаються без змін.

Чому змінюються властивості елементів малих періодів?

У періодичній системі малими вважаються 1, 2, 3 і 7 періоди. Плавна зміна властивостей елементів у міру зростання ядерних зарядів, починаючи від активних металів і закінчуючи інертними газами, пояснюється поступовим збільшенням кількості електронів на зовнішньому рівні. Першими елементами в таких періодах є ті, чиї атоми мають всього один або два електрони, здатні легко відриватися від ядра. У цьому випадку утворюється позитивно заряджений іон металу.

Амфотерні елементи, наприклад, алюміній або цинк, свої зовнішні енергетичні рівні заповнюють невеликою кількістю електронів (1- у цинку, 3 - у алюмінію). Залежно від умов протікання хімічної реакції вони можуть проявляти як властивості металів, так і неметалів. Неметалічні елементи малих періодів містять від 4 до 7 негативних частинок на зовнішніх оболонках своїх атомів і завершують її до октету, притягуючи електрони інших атомів. Наприклад, неметал з найбільшим показником електроотрицательности - фтор, має на останньому шарі 7 електронів і завжди забирає один електрон не тільки у металів, а й у активних неметалевих елементів: кисню, хлору, азоту. Закінчуються малі періоди, як і великі, інертними газами, чиї одноатомні молекули мають повністю завершені до 8 електронів зовнішні енергетичні рівні.

Особливості будови атомів великих періодів

Чітні ряди 4, 5, і 6 періодів складаються з елементів, зовнішні оболонки яких вміщують всього один або два електрони. Як ми говорили раніше, у них відбувається заповнення електронами d- або f- подурівнів передостаннього шару. Зазвичай це - типові метали. Фізичні та хімічні властивості у них змінюються дуже повільно. Непарні ряди вміщують такі елементи, у яких заповнюються електронами зовнішні енергетичні рівні за такою схемою: метали - амфотерний елемент - неметали - інертний газ. Ми вже спостерігали її прояв у всіх малих періодах. Наприклад, у непарному ряду 4 періоди мідь є металом, цинк - амфотерен, потім від галію і до брому відбувається посилення неметалевих властивостей. Закінчується період криптоном, атоми якого мають повністю завершену електронну оболонку.

Як пояснити поділ елементів на групи?

Кожна група - а їх у короткій формі таблиці вісім, ділиться ще й на підгрупи, звані головними і побічними. Така класифікація відображає різне положення електронів на зовнішньому енергетичному рівні атомів елементів. Виявилося, що у елементів головних підгруп, наприклад, літія, натрія, калію, рубідію і цезію останній електрон розташований на s-подурівні. Елементи 7 групи головної підгрупи (галогени) заповнюють негативними частинками свій p-подуровень.

Для представників побічних підгруп, таких, як хром, молібден, вольфрам типовим буде наповнення електронами d-подурівня. А біля елементів, що входять в сімейства лантаноїдів і актиноїдів, накопичення негативних зарядів відбувається на f-підрівні передостаннього енергетичного рівня. Більш того, номер групи, як правило, збігається з кількістю електронів, здатних до утворення хімічних зв'язків.

У нашій статті ми з'ясували, яка будова має зовнішні енергетичні рівні атомів хімічних елементів, і визначили їх роль у міжатомних взаємодіях.