Чему равен общий заряд атома? Почему?
Пожалуйста, войдите или зарегистрируйтесь для публикации ответа на этот вопрос.
решение вопроса
Связанных вопросов не найдено
Обучайтесь и развивайтесь всесторонне вместе с нами, делитесь знаниями и накопленным опытом, расширяйте границы знаний и ваших умений.
- Все категории
- экономические 43,679
- гуманитарные 33,657
- юридические 17,917
- школьный раздел 612,708
- разное 16,911
Популярное на сайте:
Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.
Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.
Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.
Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.
- Обратная связь
- Правила сайта
Заряд ядра и заряд атома: различия и влияние на химические свойства
Атом — основная единица состава материи, а его структура имеет решающее значение для его свойств и поведения в химических реакциях. В общем случае атом состоит из неделимого ядра и окружающих его электронов. Ядро представляет собой сосредоточенно заряженную часть атома, а его заряд определяется количеством протонов в нем. Заряд атома, с другой стороны, является суммой всех зарядов его электронов и варьируется в зависимости от числа электронов в атоме.
Важно отметить, что заряд ядра всегда положительный, так как протоны, составляющие ядро, обладают положительным электрическим зарядом. Отрицательные электроны находятся вокруг ядра и обеспечивают электрическую нейтральность атома в целом. Количество протонов в ядре определяет химические свойства элемента и его положение в периодической системе.
Интересно, что заряд ядра и заряд атома имеют различные значения, поскольку электроны не имеют фиксированных позиций и могут перемещаться вокруг ядра, обеспечивая атому его электрическую нейтральность. Более того, если внешние электроны атома изменяются вследствие взаимодействия с другими атомами, то заряд ядра остается неизменным и определяется только количеством протонов в нем.
Заряд ядра и заряд атома влияют на химические свойства элементов. Например, заряд ядра определяет его привлекательное воздействие на электроны и, следовательно, его способность образовывать химические связи с другими атомами. Чем больше заряд ядра, тем сильнее его притяжение к электронам и тем выше вероятность образования химической связи.
Что такое заряд ядра и заряд атома?
Заряд атома — это сумма зарядов всех его электронов и протонов. Электроны имеют отрицательный заряд, а протоны имеют положительный заряд. Заряд атома будет нейтральным, если количество электронов равно количеству протонов. Если есть перебаланс в количестве электронов и протонов, то атом будет иметь заряд, который можно характеризовать как положительный или отрицательный.
Заряд ядра влияет на структуру и свойства атома. Например, число протонов в ядре определяет атомный номер элемента и его положение в таблице Менделеева. Количество электронов в атоме определяет его электронную конфигурацию и уровень энергии электронов.
Суть ядерного заряда и атомного заряда
Атомный заряд – это электрический заряд, который обусловлен количеством и типом заряженных частиц, находящихся вокруг ядра атома. Он включает в себя заряды электронов, находящихся на определенных орбиталях вокруг ядра, и заряды ядер атомов других элементов, в случае образования ионов. Атомный заряд может быть положительным, если число электронов меньше числа протонов, или отрицательным, если число электронов больше числа протонов.
Отличие между ядерным и атомным зарядами заключается в их масштабе и энергетических характеристиках. Ядерный заряд является более интенсивным и сильным, поскольку он сосредоточен в ядре источника и обусловлен силами, действующими на более часто взаимодействующие протоны и нейтроны. Атомный заряд, в свою очередь, более слабый и менее сосредоточенный, так как он включает в себя заряды меньше массы электронов и больших по сравнению с ними ядерных зарядов.
Разница в энергетических характеристиках ядерного заряда и атомного заряда определяет их влияние на химические свойства веществ и реакции. Поскольку ядерный заряд менее изменчив, он оказывает более сильное влияние на структуру и устойчивость ядерных частиц и ядерных реакций. Атомный заряд более подвержен внешнему воздействию и может быть изменен, например, при образовании ионов или химических связей между атомами разных элементов. Это позволяет атомам образовывать различные химические соединения и обеспечивает разнообразие химических свойств веществ.
Различия между зарядом ядра и зарядом атома
Заряд ядра — это суммарный электрический заряд всех протонов, находящихся в ядре атома. Он обозначается символом Z и определяет положительный заряд атомного ядра. Заряд ядра определяет атомный номер элемента и указывает на количество протонов в нуклоне. Например, атом углерода имеет атомный номер 6, что означает, что его ядро содержит 6 протонов.
Заряд атома — это электрический заряд всего атома, который определяется суммой зарядов его электронов, протонов и нейтронов. Заряд атома зависит от баланса между количеством протонов и электронов. Если количество протонов равно количеству электронов, то заряд атома будет нейтральным (равным нулю). Если количество протонов больше количества электронов, то заряд атома будет положительным, а если количество протонов меньше количества электронов, то заряд атома будет отрицательным.
Различие между зарядом ядра и зарядом атома заключается в том, что заряд ядра определяет основные характеристики элемента, такие как атомный номер и массовое число, в то время как заряд атома зависит от баланса между протонами и электронами и определяет его электрическое состояние.
Заряд ядра и заряд атома влияют на химические свойства вещества. Заряд ядра определяет химические свойства элемента, такие как его реакционную способность, способность образовывать соединения и определенные физические свойства. Заряд атома влияет на его взаимодействие с другими атомами в реакциях и образование ионов, которые могут образовывать ионные соединения с другими элементами.
Взаимодействие зарядов и химические свойства
Заряд ядра и заряд атома играют важную роль в химических реакциях и определяют химические свойства элементов и соединений.
Заряд ядра является положительным и определяется количеством протонов в ядре атома. Он притягивает отрицательно заряженные электроны, образуя электронную оболочку вокруг ядра. Заряд ядра определяет число и распределение электронов в атоме, что влияет на его химическую активность.
Заряд атома, с другой стороны, может быть как положительным, так и отрицательным, в зависимости от числа электронов и их расположения. Если число электронов равно числу протонов, то атом является нейтральным. Если электронов больше, то атом будет иметь отрицательный заряд, а если электронов меньше, то атом будет иметь положительный заряд.
Заряд атома влияет на его способность принимать или отдавать электроны при химических реакциях. Электроны могут перемещаться между атомами, образуя химические связи и соединения. Атомы с положительным зарядом, называемые катионами, имеют тенденцию отдавать электроны и образовывать ионы положительной заряды. Атомы с отрицательным зарядом, называемые анионами, имеют тенденцию принимать электроны и образовывать ионы отрицательной заряды.
Таким образом, заряд атома определяет его реакционную способность и способность образовывать различные связи и соединения. Молекулы и соединения, состоящие из атомов с разным зарядом, могут образовывать ионные соединения, где положительные ионы притягиваются к отрицательным ионам через электростатическое взаимодействие.
Заряд ядра | Заряд атома | Химические свойства |
---|---|---|
Положительный | Положительный или отрицательный | Влияет на реакционную способность атома и образование химических связей |
Отрицательный | Положительный или отрицательный | Влияет на реакционную способность атома и образование химических связей |
Влияние заряда ядра на химические свойства
Заряд ядра атома играет важную роль в определении его химических свойств. Заряд ядра определяет электростатическое притяжение или отталкивание электронов, что в свою очередь влияет на строение атома и его реактивность.
Чем больше заряд ядра, тем сильнее притяжение электронов и тем компактнее размер атома. Это связано с тем, что больший положительный заряд нейтрализует отрицательный заряд электронов, удерживая их поблизости от ядра. В результате, атомы с большим зарядом ядра имеют меньший радиус и более плотную электронную оболочку.
Заряд ядра также влияет на энергетические уровни электронов и, тем самым, на возможность их участия в химических реакциях. Чем больше заряд, тем глубже энергетический уровень относительно уровней электронов других атомов, что делает эти электроны более устойчивыми и менее подверженными реакциям. Таким образом, атомы с большим зарядом ядра обычно менее реакционноспособны.
Однако, наружные электроны более далеко от ядра и менее притягиваются его зарядом. Поэтому, в химических реакциях, наружные электроны играют главную роль. Именно они определяют химические свойства атома и его способность образовывать химические связи.
Заряд ядра | Радиус атома | Реакционность |
---|---|---|
Меньше | Больше | Больше |
Больше | Меньше | Меньше |
Таким образом, заряд ядра имеет существенное влияние на химические свойства атома. Он определяет размер атома, его электронную конфигурацию и реакционную способность. Понимание этого влияния помогает объяснить различия между разными элементами в периодической системе и предсказать их химическое поведение.
Влияние заряда атома на химические свойства
Положительно заряженные атомы называются катионами, а отрицательно заряженные атомы — анионами. Заряд атома определяет его химическую активность и способность образовывать химические связи с другими атомами.
В основе химических реакций лежит процесс образования, разрыва и перегруппировки химических связей между атомами. Заряд атома влияет на силу и положение этих связей.
Наличие положительного или отрицательного заряда в атоме обусловливает его способность притягивать или отталкивать другие атомы. Положительно заряженные атомы притягивают отрицательно заряженные атомы и наоборот.
Заряд атома также оказывает влияние на его размер. Положительно заряженные атомы имеют меньший радиус, поскольку электроны сосредоточены ближе к ядру и сильнее притягиваются к протонам. Отрицательно заряженные атомы, наоборот, имеют больший радиус, поскольку электроны находятся дальше от ядра и слабее притягиваются к протонам.
Заряд атома также определяет его способность к образованию ионных связей. Катионы и анионы притягиваются друг к другу и образуют стабильные ионные соединения.
Таким образом, заряд атома играет важную роль в определении его химических свойств. Он определяет химическую активность атома, его способность к образованию связей и влияет на его размер. Понимание влияния заряда атома на химические свойства позволяет улучшить нашу понимание и прогнозирование химических реакций и свойств различных веществ.
Значимость заряда ядра и заряда атома в химии
Заряд ядра определяется количеством протонов в ядре атома и определяет его положительную электрическую зарядность. Заряд ядра играет важную роль в химических реакциях, так как он влияет на притяжение электронов, находящихся в электронной оболочке атома. Чем больше заряд ядра, тем сильнее электростатическое притяжение между ядром и электронами, что влияет на стабильность атома и его способность вступать в химические реакции.
Заряд атома определяется суммой зарядов его протонов и электронов. Заряд атома может быть положительным, отрицательным или нейтральным в зависимости от того, какое количество электронов присутствует в его электронной оболочке. Заряд атома также влияет на его химические свойства, так как определяет его способность принимать или отдавать электроны в химических реакциях.
Изменение заряда ядра или заряда атома может привести к изменению химических свойств вещества. Например, добавление или удаление электронов может привести к образованию положительного или отрицательного иона соответственно. Это может повлечь за собой изменение реакционной способности вещества и его способности взаимодействовать с другими веществами.
Таким образом, заряд ядра и заряд атома являются важными характеристиками атома, которые влияют на его химические свойства. Понимание и учет этих характеристик позволяет углубить наше знание о взаимодействии веществ и использовать их в контексте различных химических реакций и процессов.
Строение атома и электронные конфигурации 1.0
Атом можно представить как конструктор «Лего», который можно собрать из более простых (элементарных) частиц. У разных атомов число «деталек» может быть различным. Об этом и о других особенностях строения атома поговорим в статье.
Строение атома
Великие ученые и философы древности упорно бились над вопросом, из чего же состоят вещества, которые их окружают. Впервые идею о том, что все тела живой и неживой природы состоят из мельчайших частиц — атомов — высказал древнегреческий ученый Демокрит целых 2500 лет назад!
Что же из себя представляет атом?
Атом — это мельчайшая химически неделимая частица вещества.
Атомы могут соединяться друг с другом с помощью химических связей в различной последовательности, образуя более сложные частицы — молекулы.
Можно провести аналогию: атом — это отдельный человек, а молекулы — группы людей, объединенные общим признаком (семья, одноклассники, коллеги, любители кошек, любители собак).
Молекулы — это мельчайшие частицы, которые состоят из атомов. Они являются химически делимыми.
Долгое время считалось, что атом нельзя разделить далее на составляющие. Но с развитием науки ученые-физики выяснили, что атом состоит из более мелких, или элементарных частиц — протонов (p), нейтронов (n) и электронов (ē). В центре атома располагается ядро, которое состоит из протонов и нейтронов (их общее название нуклоны), а вокруг ядра вращаются электроны.
Электроны являются элементарными частицами, то есть неделимыми мельчайшими частицами. Протоны и нейтроны состоят из более мелких кварков, однако в рамках школьной программы кварки не рассматриваются, поэтому протоны и нейтроны мы также относим к элементарным частицам.
Каждая из элементарных частиц в атоме имеет свой заряд и массу.
Можно представить атом как Солнечную систему, где вокруг ядра (Солнца) по орбитам вращаются электроны (планеты). Это так называемая планетарная модель атома.
Тогда более точно определение атома будет звучать так.
Атом — электронейтральная химически неделимая частица, которая состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него отрицательно заряженных электронов.
Перейдем от теоретической информации к практической и научимся определять количество элементарных частиц в заданном атоме. Этот навык очень пригодится нам при решении заданий первой части!
Как определить количество элементарных частиц
Сейчас мы научимся определять количество протонов, нейтронов и электронов в атоме любого химического элемента. В этом нам поможет периодическая система Д. И. Менделеева.
Давайте рассмотрим ячейку с углеродом в Периодической системе:
В верхней части ячейки располагается порядковый номер элемента (целое число) — номер элемента в таблице Менделеева по порядку.
Под ним располагается относительная атомная масса (нецелое число) — масса атома данного элемента, выраженная в атомных единицах массы (атомная единица массы (а. е. м.) равна 1/12 массы атома углерода). Относительная атомная масса, округленная до целого числа, называется массовым числом.
Все эти характеристики связаны с количеством элементарных частиц в атоме следующим образом.
- Порядковый номер элемента = число протонов в ядре = заряд ядра атома = число электронов в атоме
(№ элемента = p = Z = ē)
- Число нейтронов = массовое число – порядковый номер
(n = Ar — № элемента)
Разберем на примере углерода. Его порядковый номер — 6, значит, число протонов и электронов равно 6, заряд ядра +6.
Атомная масса равна 12,01115, округлим до 12 и получим массовое число. Тогда количество нейтронов будет равно 12 — 6 = 6.
Элементарная частица | Как нашли? | Значение |
Число электронов | Порядковый номер | 6 |
Число протонов | Порядковый номер | 6 |
Число нейтронов | Массовое число — порядковый номер | 6 = 12-6 |
Не всегда мы встречаемся только с атомами из таблицы Менделеева, иногда нам попадаются атомы элементов с заданной массой, отличной от табличной. Что это за атомы и как с ними работать? Сейчас узнаем.
Изотопы
В разновидностях одного и того же химического элемента может быть различное число элементарных частиц. Такие разновидности атома называются изотопами.
Изотопы — атомы одного химического элемента с разной атомной массой, имеющие равное число электронов (е) и протонов (p), но разное число нейтронов (n).
Давайте рассмотрим это на примере атома водорода.
Первый случай: ядро атома водорода состоит из одного протона (масса ядра = 1 атомная единица массы или а.е.м.). Такой атом называется протием, именно он указан в периодической системе Д.И. Менделеева.
Добавим к этому ядру один нейтрон, тогда масса ядра будет равна 2 а.е.м. Мы получили вторую разновидность атома водорода — дейтерий.
Если добавить второй нейтрон к такому ядру, то мы получим тритий. Все три варианта водорода являются изотопами.
На главную сцену выходит электрон! Поговорим о его уникальных свойствах и разберем одну из самых трудных и интересных тем в химии.
Квантовые числа
У каждого взрослого человека есть жизненно важные документы: паспорт, СНИЛС, медицинский полис и другие. У электрона тоже есть свои важнейшие «документы» — набор квантовых чисел:
- главное квантовое число (n);
- орбитальное квантовое число (l);
- магнитное квантовое число (ml);
- спиновое квантовое число (ms).
Главное квантовое число (n) характеризует номер энергетического уровня атома.
Главное квантовое число численно равно номеру периода.
Принимает значения: 1, 2, 3,….∞. Однако на сегодняшний день максимальным главным квантовым числом является 7, так как в таблице Менделеева всего 7 периодов. Например, главное квантовое число атома фосфора (P) равно трем, так как этот элемент находится в третьем периоде.
Орбитальное квантовое число (l), или его еще называют побочным квантовым числом, определяет форму атомных орбиталей (траекторий движения электрона).
Определить l можно по формуле:
l=n-1, где
n — это главное квантовое число.
Максимально возможное орбитальное число всегда будет на единицу меньше главного квантового числа.
Важно помнить, что количество атомных орбиталей на каждом уровне равно номеру этого уровня.
Например, фосфор, находящийся в третьем периоде, имеет на первом энергетическом уровне одну атомную орбиталь (s), на втором — две (s и p), на третьем — три (s, p и d). То есть атом фосфора имеет три разных по энергии, но одинаковые по форме s-орбитали – на первом, втором и третьем энергетических уровнях.
Магнитное квантовое число (ml) определяет количество атомных орбиталей (ячеек).
Оно рассчитывается по формуле:
ml =2l+1, где
l – это орбитальное квантовое число.
Например, у атома фосфора главное квантовое число n=3; орбитальное квантовое число l=3-1=2 (d-орбиталь); магнитное квантовое число ml =2 · 2+1=5. Таким образом делаем вывод, что на третьем (n) энергетическом уровне у фосфора находится пять (ml) различных по энергии d-орбиталей (l).
Спиновое квантовое число (ms) характеризует собственное движение электрона — спин.
Как мы уже сказали, спиновое квантовое число характеризует движение электрона вокруг ядра атома. То есть атом может двигаться как по часовой, так и против часовой стрелки. Это очень напоминает спиннер (вращающаяся игрушка). Более того, понятия «спиновый» и «спиннер» созвучны, что позволяет без труда вспомнить смысл этого квантового числа.
Электроны на атомной орбитали мы схематично изображаем стрелками вверх (↑) и вниз (↓), обозначая, что они имеют различный спин: для ↑ ms = +½; для ↓ ms = -½. Например, для каждого неспаренного электрона атома фосфора на 3p орбитали ms = +½.
Расчеты главного, орбитального и магнитного квантовых чисел приведены в таблице.
Квантовые числа позволяют нам собрать информацию о строении атома химического элемента, о распределении его электронов, чтобы затем составить «паспорт».
Какой «паспорт» у атомов?
Знания о числе энергетических уровней, форме атомных орбиталей и их количестве изложены в «паспорте» атома. Речь идет о распределении электронов по энергетическим уровням. Такой «паспорт» называется электронной конфигурацией.
Электронная конфигурация — это формула, отражающая распределение электронов по электронным оболочкам атома (энергетическим уровням).
Заполнение орбиталей определяется принципом Паули.
Принцип Паули гласит: «На любой орбитали может быть не более двух электронов, при этом их спины (и заряды) противоположны».
То есть при заполнении орбитали один электрон будет обозначаться ↑, а второй направлен противоположно и обозначается ↓, итого ячейка будет выглядеть вот так:
Заполнение подуровней тоже регулируется определенным образом, согласно правилу Гунда (Хунда):
«Суммарное значение спинового квантового числа электронов на подуровне должно быть максимальным».
Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а второй электрон добавляется только после заполнения всех орбиталей хотя бы одним электроном.
Тут все как в общежитии — сначала каждому студенту дают собственную комнату, но если после этого кому-то еще не хватило места, то новый студент подселяется к кому-то со своей комнатой.
Атомные подуровни заполняются электронами в порядке увеличения их энергии. Этот порядок выглядит следующим образом:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → …
Почему так? Данный порядок определяется правилом Клечковского.
- Заполнение электронами атомных орбиталей идет от орбиталей, обладающих меньшим значением суммы главного и орбитального квантового числа (n+l), к орбитали с большим значением суммы.
- Если сумма n+l одинакова, то электрон располагается на орбитали с меньшим значением n, то есть ближе к ядру.
При заполнении электронами ячеек мы описываем так называемое основное состояние. Это такое состояние атома, при котором энергия системы минимальна. Его состояние можно определить как «веселое»: в атоме все спокойно и в порядке.
Но может быть и другая ситуация, когда на электроны оказывается какое-то воздействие. Тогда происходит процесс, похожий на развод пары в человеческом мире. В результате воздействия те электроны, которые находились на орбитали вдвоем и были спаренными, могут друг с другом «поссориться» и «разъехаться» по разным орбиталям.
Тогда атом можно определить как «грустный»: электроны ссорятся, атом грустит. В химии это состояние и называется возбужденным. Такой «развод» возможен только в пределах одного энергетического уровня.
Теперь мы знаем, что такое «паспорт» атома химического элемента. Однако, как расписать электронную конфигурацию иона?
Ион — это заряженная частица, которая образуется в результате отдачи или присоединения электронов атомами или группой атомов.
Анион — отрицательно заряженный ион.
Катион — положительно заряженный ион.
Электронную конфигурацию ионов можно написать по тем же правилам, что и электронную конфигурацию атомов. Однако при этом нужно учесть количество электронов, которое отдает или принимает атом, чтобы верно определить конфигурацию внешнего (последнего) уровня.
Чтобы легче было запомнить, рассмотрим следующую аналогию: анион своровал электроны, плохо поступил и стал отрицательным персонажем. Воруют, как правило, у кого-то. В данном случае у катиона. Он явно в этой ситуации является положительным персонажем.
Атом может отдать или принять электроны таким образом, чтобы внешний энергетический уровень был максимально заполнен, так как это энергетически выгодно.
Рассмотрим пример с образованием сульфид-аниона S 2- .
- Третий энергетический уровень является внешним для атома серы, на нем располагается 6 электронов, 2 из которых являются неспаренными.
- К этим электронам могут добавиться два «соседа», благодаря которым p-подуровень заполняется полностью и обретает стабильную конфигурацию.
- Так как каждый из электронов имеет отрицательный заряд, равный единице, то суммарно после их присоединения к сере образуется сульфид-анион S2-.
Полностью заполненный подуровень является очень устойчивым. Такую конфигурацию имеют все благородные газы, и к ней стремятся ионы. Однако не стоит забывать, что и полностью пустой подуровень является устойчивым.
Благородные газы — элементы, расположенные в VIIIA группе, имеющие на внешнем энергетическом уровне предельное число электронов — 8.
«Всем привет! Я молекула соли с формулой NaCl. Атомы в моем составе имеют заряд: Na + и Cl – . Как же образовалась моя молекула? Хлору из VIIА группы не хватало всего одного электрона, чтобы стать более устойчивым (иметь на внешнем слое 8 электронов), в то время как у атома натрия из IA группы был лишний электрон, который он был не против отдать, чтобы тоже стать более устойчивым (не иметь электронов на внешнем слое). Передача электрона позволила обоим атомам иметь ту конфигурацию, о которой они мечтали, а также образоваться веществу, которое вы, люди, в обычной жизни зовете поваренной солью».
Почему химические элементы стремятся быть похожими на благородные газы?
Благородные газы, они же как настоящие королевские особы, отличаются от всех остальных атомов своей стабильностью. А стабильность им обеспечивает главное богатство всех атомов — предельное число электронов на внешнем уровне — 8 электронов. Благородные газы находятся в отдельной группе (VIIIA), как короли живут в замках, расположенных отдельно от обычных домов.
Вот мы и узнали, что предел мечтаний всех химических элементов иметь схожую с благородным газом электронную конфигурацию. А теперь можно и попрактиковаться.
Закрепим теорию, решив задание, которое может встретиться в №1 ЕГЭ по химии.
Задание. Из указанных в ряду химических элементов выберите два элемента, которые образуют устойчивый положительный ион, содержащий 10 электронов:
1) Na 2) K 3) N 4) O 5) Cl
Решение:
1) Атом натрия (Na) находится в таблице Менделеева под порядковым номером 11. Следовательно, число электронов равно 11. Чтобы образовать ион, содержащий 10 электронов, атому натрия необходимо отдать один электрон. Если атом отдает электроны, он становится положительно заряженным. Значит, этот вариант ответа подходит.
2) Атом калия (K) находится в таблице Менделеева под порядковым номером 19. Следовательно, число электронов равно 19. Чтобы образовать ион, содержащий 10 электронов, атому калия необходимо отдать девять электронов. Однако максимально атом может отдать только 7 электронов. Значит, этот вариант ответа не подходит.
3) Атом азота (N) находится в таблице Менделеева под порядковым номером 7. Следовательно, число электронов равно 7. Чтобы образовать ион, содержащий 10 электронов, атому азота необходимо принять три электрона. Если атом принимает электроны, он становится отрицательно заряженным. Значит, этот вариант ответа не подходит.
4) Атом кислорода (O) находится в таблице Менделеева под порядковым номером 8. Следовательно, число электронов равно 8. Чтобы образовать ион, содержащий 10 электронов, атому кислорода необходимо принять два электрона. Если атом принимает электроны, он становится отрицательно заряженным. Значит, этот вариант ответа не подходит.
5) Атом хлора (Cl) находится в таблице Менделеева под порядковым номером 17. Следовательно, число электронов равно 17. Чтобы образовать ион, содержащий 10 электронов, атому хлора необходимо отдать семь электронов. Если атом отдает электроны, он становится положительно заряженным. Значит, этот вариант ответа подходит.
Ответ: 15
Мы разобрались с тем, что элементы стремятся полностью заполнить внешний энергетический уровень, либо оставить его пустым. А что же такого особенного в этом внешнем слое? На внешнем энергетическом уровне располагаются особенные валентные электроны.
Валентные и неспаренные электроны
Валентные электроны — электроны, способные участвовать в образовании химических связей.
Представим вкусный большой многослойный ягодный торт. Каждый слой — своего рода уровень. На слоях располагаются ягоды, они же электроны. Но самые вкусные (валентные) всегда располагают сверху на торте. То есть валентные электроны могут быть как на внешнем (в качестве украшения торта), так и на предвнешнем (верхнем бисквитном слое) энергетическом уровне.
Поэтому важно научиться определять количество валентных электронов для различных элементов:
- для элементов главных подгрупп — это все электроны внешнего уровня;
- для элементов побочных подгрупп — это электроны внешнего слоя и предвнешнего d-подуровня.
Среди валентных электронов есть как спаренные электроны, так и неспаренные.
Неспаренными называют электроны, которые находятся поодиночке на орбитали атома, соответственно, спаренные — всегда вдвоем.
Например, у атома водорода один неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, а вот у атома гелия неспаренных электронов уже нет, но так как оба они находятся на внешнем (и в данном случае единственном) энергетическом уровне, они будут валентными.
Запоминалка: существует последовательность чисел, которая позволяет определить количество неспаренных электронов для атомов главных подгрупп: 1-0-1-2-3-2-1-0.
Таким образом, все неспаренные электроны являются валентными, но не все валентные электроны должны быть неспаренными.
Разберем еще один пример задания №1 ЕГЭ по химии.
Задание. Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов имеют одинаковое количество неспаренных электронов.
1) Li 2) Ca 3) N 4) Ne 5) H
Решение. Чтобы решить задание, нужно вспомнить последовательность чисел, которая позволяет определить количество неспаренных электроновдля атомов главных подгрупп: 1-0-1-2-3-2-1-0.
Li — элемент IA группы (1-0-1-2-3-2-1-0), значит, у него один неспаренный электрон.
Ca — элемент IIA группы (1-0-1-2-3-2-1-0), значит, у него нет неспаренных электронов.
N — элемент VA группы (1-0-1-2-3-2-1-0), значит, у него три неспаренных электрона.
Ne — элемент VIIIA группы (1-0-1-2-3-2-1-0), значит, у него нет неспаренных электронов.
H — элемент IA группы (1-0-1-2-3-2-1-0), значит, у него один неспаренный электрон.
Ответ: 15
Строение атома — это тема, с которой всегда начинают познание химии, потому что приступать к изучению химических свойств веществ можно только с пониманием поведения элементарных частиц на атомарном уровне. Изучить тему подробнее и разобрать все ее тонкости поможет статья «Особенности строения электронных оболочек атомов переходных элементов».
Фактчек
- Атом — электронейтральная частица, состоящая из ядра и вращающихся вокруг него электронов.
- Электроны располагаются на электронных подуровнях, причем их число определяется порядковым номером элемента.
- Существует группа атомов одного и того же химического элемента, у которых имеется разное число нейтронов. Такие элементы называют изотопами.
- Электроны характеризуются 4 квантовыми числами: n — главное квантовое число, l— орбитальное квантовое число, ml— магнитное квантовое число, ms— спиновое квантовое число.
- Электроны располагаются по ячейкам так, чтобы энергия системы была минимальна.
- Атом стремится обладать наиболее устойчивой электронной конфигурацией, при которой внешний энергетический уровень/подуровень является заполненным. Если к нейтральному атому добавить электроны, то он превращается в анион, если же у него отобрать электроны — образуется катион.
- Для элементов главных подгрупп валентными являются все электроны внешнего уровня. Для элементов побочных подгрупп — это электроны внешнего слоя и предвнешнего d-подуровня.
Проверь себя
Задание 1.
Из чего состоит ядро атома?
- Протонов и нейтронов
- Протонов и электронов
- Нейтронов и электронов
- Протонов, нейтронов и электронов
Задание 2.
Количество каких элементарных частиц отличается у изотопов?
- Протонов
- Нейтронов
- Электронов
- Нейтронов и электронов
Задание 3.
Сколько электронов может максимально находиться на 3 энергетическом уровне?
- 8 электронов
- 18 электронов
- 2 электрона
- 32 электрона
Задание 4.
Какой из энергетических уровней можно назвать внешним?
- Первый энергетический уровень
- Последний энергетический уровень
- Энергетический уровень с наименьшей энергией
- Любой энергетический уровень
Задание 5.
Чему равно количество валентных электронов для элементов главных подгрупп?
- Номеру группы
- Номеру периода
- Порядковому номеру элемента
- Массовому числу элемента
Ответы: 1. — 1; 2. — 2; 3. — 2; 4. — 2; 5. — 1
Почему заряд атома равен нулю
The JoVE video player is compatible with HTML5 and Adobe Flash. Older browsers that do not support HTML5 and the H.264 video codec will still use a Flash-based video player. We recommend downloading the newest version of Flash here, but we support all versions 10 and above. If that doesn’t help, please let us know.
Unable to load video. Please check your Internet connection and reload this page. If the problem continues, please let us know and we’ll try to help.
An unexpected error occurred. Please check your Internet connection and reload this page. If the problem continues, please let us know and we’ll try to help.
ТРАНСКРИПТ
Некоторые молекулы или многоатомные ионы могут быть представлены несколькими структурами Льюиса, но как решить, какая из них является доминирующей? Вычисляя формальные заряды атомов, можно определить структуру Льюиса, наиболее близкую к реальной структуре молекулы. Каждому атому назначается гипотетический заряд, называемый формальным зарядом, который был бы зарядом атома, если бы все другие атомы в молекуле имели такую же электроотрицательность. Предполагается, что каждый связывающий электрон в равной степени используется двумя атомами. Рассмотрим хлористый водород. Чтобы определить формальный заряд каждого атома, сначала добавьте количество несвязывающих электронов к половине количества связывающих электронов, а затем вычтите полученное значение из количества валентных электронов. Совокупность всех формальных зарядов в молекуле или ионе равна чистому заряду молекулы или иона. Например, закись азота может быть представлена тремя возможными структурами Льюиса одна с двумя двойными связями, одна с тройной связью между атомами азота и одна с тройной связью между азотом и кислородом всё, что удовлетворяет октету. Наилучшая структура Льюиса определяется путем формального расчета заряда. Азот имеет пять валентных электронов, а кислород шесть валентных электронов. Расчет на основе количества несвязывающих электронов и половины количества связывающих электронов дает формальный заряд для каждой структуры. Поскольку закись азота является нейтральной молекулой, сумма всех формальных зарядов должна быть равна нулю. Как правило, формальные заряды на отдельных атомах в доминирующей структуре Льюиса наиболее близки к нулю. Следовательно, можно игнорировать третью структуру с более высоким формальным зарядом. Кроме того, отрицательный формальный заряд, если он присутствует, должен нести наиболее электроотрицательный атом. Поскольку кислород более электроотрицателен, чем азот, вторая структура с отрицательным формальным зарядом кислорода определяется как доминирующая структура для закиси азота. Формальные заряды это не фактические заряды молекул или атомов, а условное обозначение. Фактический заряд молекулы зависит от нескольких факторов, включая разницу в электроотрицательности между составляющими атомами.
9.11: Формальный заряд
В некоторых случаях, кажется, существует несколько действительных структур Льюиса для молекул и полиатомных ионов. Концепция формальных зарядов может быть использована для прогнозирования наиболее подходящей структуры Льюиса при наличии более чем одной разумной структуры.
Расчет формального заряда
Формальным зарядом атома в молекуле является гипотетический заряд, который будет иметь атом, если электроны в связях равномерно распределены между атомами. В качестве альтернативы, формальный заряд возникает, когда из числа валентных электронов нейтрального атома сначала уменьшаются несвязные электроны, за которыми следует вычитание числа связей, связанных с этим атомом в структуре Льюиса. Таким образом, формальный заряд рассчитывается следующим образом: Формальные расчеты зарядов можно дважды проверить, определив сумму формальных зарядов для всей структуры. Сумма формальных зарядов всех атомов в молекуле должна быть равна нулю; сумма формальных зарядов в ионе должна равняться заряду иона. Помните, что формальный заряд, рассчитанный для атома, не является фактическим зарядом атома в молекуле. Формальный заряд является лишь полезной процедурой учета; он не указывает на наличие фактических зарядов.
Расчет формального заряда из структур Льюиса
Для того чтобы назначить каждому атому формальные заряды в межгалогенном ионе ICl4 , необходимо выполнить следующие действия . Шаг 1. Разделите пары электронной связи поровну для всех связей I–Cl: Шаг 2. Назначить неподелённые парам электронов атомам. Каждый атом хлора теперь имеет семь электронов, и атом йода имеет восемь. Шаг 3. Вычтите это число из числа валентных электронов для нейтрального атома:
Йод: 7 – 8 = –1
Хлор: 7 – 7 = 0
Сумма формальных зарядов всех атомов равна –1, что идентично заряду иона (–1).
Использование формального заряда для прогнозирования молекулярной структуры
- Молекулярная структура, в которой все формальные заряды равны нулю, предпочтительнее той, в которой некоторые формальные заряды не равны нулю.
- Если структура Льюиса должна иметь ненулевые формальные заряды, предпочтительно расположение с наименьшими ненулевыми формальными зарядами.
- Структуры Льюиса предпочтительны, если соседние формальные заряды равны нулю или противоположные знаки.
- При выборе из нескольких структур Льюиса с подобным распределением формальных зарядов предпочтительна структура с отрицательными формальными зарядами на более электроотрицательных атомах.
Чтобы узнать, как применяются эти рекомендации, рассмотрите некоторые возможные структуры для углекислого газа, CO2. Известно, что менее электронегативный атом обычно занимает центральное положение, но формальные заряды помогают понять, почему это происходит. Можно нарисовать три варианта структуры: Углерод в центре с двумя двойными связями, углерод в центре с одной и тройной связью, а кислород в центре с двойными связями.
При сравнении трех формальных зарядов, структура слева может быть определена как предпочтительная, потому что она имеет только формальные заряды, которые равны нулю.
В качестве другого примера можно привести ион тиоцианата, ион, образованный из атома углерода, атома азота и атома серы, может иметь три различных молекулярных структуры: NCS–, CNS– или CSN–. Формальные заряды, присутствующие в каждой из этих молекулярных структур, могут помочь выбрать наиболее вероятное расположение атомов. Возможные структуры Льюиса и формальные сборы за каждую из трех возможных структур для тиоцианата являются — углерод в центре с двойными связями, азот в центре с двойными связями, и сера в центре с двойными связями.
Обратите внимание, что сумма формальных зарядов в каждом случае равна сумме заряда иона (–1). Тем не менее, первое расположение атомов с углеродом в центре предпочтительнее, потому что у них самое низкое количество атомов с ненулевыми формальными зарядами. Кроме того, при этом помещается в центр наименее электроотрицательный атом и отрицательный заряд идёт на более электроотрицательный элемент.