Одноатомні іони та суперпрофільні молекули
17 січня 2009 р. ∙ 5 хвилин читання
Цілі:
Візьміть на замітку дані та реінвестуйте їх.
Визначте правило байтів і перевірте його на прикладах (одноатомні іони та молекули).
Електронна хмара: електронна формула
Шари
Для інтерпретації деяких експериментальних спостережень, ось проста модель, запропонована для "організації" електронів в електронній хмарі: Це ніби електрони розподіляються шарами навколо ядра.
○ Перший шар (найближчий до ядра), зазначений K, містить максимум 2 електрони.
Другий шар, зазначений L, містить максимум 8 електронів.
Третій шар, зазначений М, містить максимум 18 електронів.
○ Для наступних шарів це ускладнюється, але його немає в програмі.
У простих випадках, які ми будемо вивчати, коли атом знаходиться в основному стані (стан спокою; мінімальна енергія), електрони заповнюють шари в порядку.
Примітка: Про моделі: модель, представлена тут щодо розподілу електронів у шарах, є значною мірою достатньою для нас у середній школі, навіть якщо вона далеко не відображає реальність у деталях. Можливо, ви отримаєте можливість вивчати більш складні моделі під час навчання.
Електронна формула
Для позначення кількості електронів, що містяться в кожному шарі, ми використовуємо такі позначення, які називаються електронною формулою.
Приклад: Атом Нітрогену, ядро якого становить 147N: 7 електронів, тому електронна формула: K2 L5.
Вправа 1: Дайте електронну формулу атома вуглецю, а потім формулу фосфору.
Вуглець = 126 С. Отже 6 протонів або 6 електронів. K2 L4.
Фосфор = 3115 П. Отже 15 протонів або 15 електронів. K2 L8 M5.
Правила дуету та байта
Експериментальна знахідка
У природі одиничний атом, як правило, нестійкий і тому має тенденцію до стабілізації шляхом перетворення в іон або об'єднання з іншими атомами, наприклад, для утворення молекули. Тільки атоми благородних газів (He, Ne, Ar, Kr, ...) дуже стабільні і не мають такої тенденції перетворюватися в іони або утворювати молекули.
Ця особлива стійкість атомів, що складають благородні гази, пов’язана з електронною конфігурацією зовнішнього шару цих атомів: це те, що ми збираємося вивчити зараз.
Вправа 2: Наведіть електронну формулу для атомів сімейства благородних газів:
Атом Ar: K2L8M8.
Атом Кр: K2L8M8N8.
Велика стійкість атомів благородного газу пов'язана з певною кількістю електронів, які вони мають на зовнішньому шарі, тобто:
○ 2 електрони - це "дует" електронів для атома гелію He.
○ 8 електронів або один "октет" електронів для інших атомів благородних газів: Ne, Ar, Kr.
Усі атоми намагаються імітувати благородні гази або рідкісні гази, утримуючи лише 8 електронів на зовнішній оболонці або 2.
Правило байта (і дуету)
Досвід показує, що, на відміну від атомів благородних газів, інші атоми в утворених ними утвореннях (іони, молекули), як правило, приймають таку ж зовнішню електронну конфігурацію, що і атоми благородних газів. Тоді ми можемо сформулювати наступне правило.
Атоми, як правило, приймають ту ж електронну конфігурацію, що і найближчий благородний газ у класифікації, тобто:
○ Два електрони на оболонці K для атомів, близьких до гелію: це правило “дуету”.
Вісім електронів на зовнішній оболонці для інших: це правило байтів.
Застосування байтового правила до утворення одноатомних іонів та молекул.
Правила байтів та утворення одноатомних іонів.
Визначення: Атом, втративши або отримавши один або кілька електронів, стає одноатомним іоном. Позитивно заряджений іон називається катіоном. Негативно заряджений іон називається аніоном.
Під час утворення одноатомних іонів атоми втрачають або отримують один або кілька електронів, щоб, якщо це можливо, підкорятися правилам "дуету" і байту.
Вправа 3: У природі ми зустрічаємо іон Na +, але не іон Na2 +, іон Mg2 ++, іон Cl, але не іон Cl2- і Cl +. але не іон Mg
Наведіть електронну формулу атома натрію Na
→ 2311 Na (K2 L8
M1, оскільки Z = 11) (Не стабільний).
Обґрунтуйте існування іона Na +, а не Na2+.
→ Щоб бути стабільним, він повинен втратити електрон, щоб опинитися в K2 L8: Правило байту для задоволення. Тоді ми маємо іон Na+.
→ Na2 + = Неможливо, оскільки ми мали б K2 L7 (Не стабільний).
Аналогічно обґрунтуйте існування іонів Mg2 + та Cl-.
→ Атом Mg: Z = 12, отже, K2 L8 M2.
→ Щоб бути стабільним, він повинен втратити два електрони, щоб бути в ньому
K2 L8: Правило байту виконано. Ми маємо
тоді отримували Mg2+.
→ Mg +: Неможливо, оскільки ми мали б K2 L8
М 7.
→ Атом Cl: Z = 17, отже, K2 L8 M7.
→ Щоб бути стабільним, він повинен отримати електрон, щоб перебувати в K2
L8 M8: Правило байту виконано. Ми маємо
потім отримав Cl-.
→ Cl2- = Неможливо, тому що ми мали б K2 L8
M8 N1.
→ Cl + = Неможливо, оскільки ми маємо K2 L8
М7.
Правило байтів і утворення молекул.
Визначення: Молекула - це нейтральна у всьому світі сутність, що складається з кількох атомів. Приклади: H2O, O2, CH4.
Щоб задовольнити правило байта (або
дует), атоми також можуть утворювати молекули. В
молекули, атоми встановлюють між собою так звані зв’язки
ковалентні шляхом об'єднання електронів з їх
зовнішні шари.
Попередження: 2 електрони ковалентного зв’язку належать одному або іншому з 2 атомів. Отже, 2 електрони слід враховувати при загальній кількості електронів у зовнішній оболонці кожного атома.
Ковалентний зв’язок
Одинарний ковалентний зв’язок - це об’єднання двох електронів між двома атомами, при цьому кожен атом забезпечує один електрон. Об'єднана електронна пара або пара зв'язування становить ковалентний зв'язок, встановлений між двома атомами. Ковалентний зв’язок представлений тире між двома відповідними атомами.
Подвійний ковалентний зв’язок - це об’єднання чотирьох електронів між двома атомами, кожен атом забезпечує два електрони. Подвійний ковалентний зв’язок представлений двома тиреми між двома відповідними атомами.
Потрійний ковалентний зв’язок - це об’єднання шести електронів між двома атомами, кожен атом забезпечує три електрони. Потрійний ковалентний зв’язок представлений трьома тиреми між двома відповідними атомами.
Необов’язкові дублети
Електрони у зовнішній оболонці атома, які не беруть участі в ковалентних зв’язках, залишаються на цьому атомі і розподіляються по електронних парах, які називаються не зв’язуючими парами. Кожен необов’язковий дублет представлений рискою, розміщеною на розглянутому атомі.
Представлення Льюїса молекули
Представлення Льюїса про молекулу
показує ковалентні зв’язки між атомом і
незв’язуючі дублети кожного атома. Тобто, що
Представлення Льюїса показує все
електрони у зовнішній оболонці кожного атома.
Вам сподобалась стаття ?
Вчитель у середній школі та підготовчому класі, тут я даю вам кілька корисних порад на своїх уроках !
Скасувати відповідь
Привіт, у мене є вправа з хімії, і я не можу відповісти на це запитання:
Наведіть формулу стабільного одноатомного іона, утвореного атомом водню, і обґрунтуйте .