Электронная оболочка электрически нейтрального атома ксенона содержит 54 электрона сколько

Обновлено: 08.01.2025

В химии и атомной физике , электронная оболочку можно рассматривать как орбиты с последующими электронами вокруг атома «ов ядра . Ближайшая к ядру оболочка называется « 1- оболочка» (также называемая «K-оболочка»), за ней следует « 2- оболочка» (или «L-оболочка»), затем « 3- оболочка» (или «M-оболочка»). ), и так далее, все дальше и дальше от ядра. Оболочки соответствуют основным квантовым числам ( n = 1, 2, 3, 4 . ) или помечены в алфавитном порядке буквами, используемыми в рентгеновской записи (K, L, M, . ).

Каждая оболочка может содержать только фиксированное количество электронов: первая оболочка может содержать до двух электронов, вторая оболочка может содержать до восьми (2 + 6) электронов, третья оболочка может содержать до 18 (2 + 6 + 10 ) и так далее. Общая формула такова, что n- я оболочка в принципе может содержать до 2 ( n 2 ) электронов. Для объяснения того, почему электроны существуют в этих оболочках, см. Конфигурацию электронов .

Каждая оболочка состоит из одной или нескольких подоболочек , а каждая подоболочка состоит из одной или нескольких атомных орбиталей .

СОДЕРЖАНИЕ

История

Терминология оболочки взята из модификации модели Бора Арнольдом Зоммерфельдом . Зоммерфельда сохранил планетарную модель Бора, но добавил слабо эллиптические орбиты (характеризующиеся дополнительным квантовые числа л и м ) для объяснения тонких спектроскопической структуры некоторых элементов. Несколько электронов с одним и тем же главным квантовым числом ( n ) имели близкие орбиты, которые образовывали «оболочку» положительной толщины вместо бесконечно тонкой круговой орбиты модели Бора.

Существование электронных оболочек впервые было обнаружено экспериментально в Чарльз Баркла «ы и Мозли » S рентгеновских исследований поглощения. Баркла обозначил их буквами K, L, M, N, O, P и Q. Происхождение этой терминологии было алфавитным. Предполагалась также серия "J", хотя более поздние эксперименты показали, что линии поглощения K создаются самыми внутренними электронами. Позже было обнаружено, что эти буквы соответствуют значениям n 1, 2, 3 и т. Д. Они используются в спектроскопической нотации Зигбана .

Подоболочки

Каждая оболочка состоит из одной или нескольких подоболочек, которые сами состоят из атомных орбиталей . Например, первая (K) оболочка имеет одну подоболочку, называемую 1s ; вторая (L) оболочка имеет две подоболочки, называемые 2s и 2p ; в третьей оболочке есть 3s , 3p и 3d ; четвертая оболочка имеет 4s , 4p , 4d и 4f ; пятая оболочка имеет 5s , 5p , 5d и 5f и теоретически может содержать больше в подоболочке 5g, которая не занята в основной электронной конфигурации любого известного элемента. Различные возможные подоболочки показаны в следующей таблице:

Первый столбец - это «метка подоболочки», метка из строчных букв для типа подоболочки. Например, « подоболочка 4s » является подоболочкой четвертой (N) оболочки с типом ( ами ), описанным в первой строке.
Второй столбец - это азимутальное квантовое число () подоболочки. Точное определение включает квантовую механику , но это число, которое характеризует подоболочку.
Третий столбец - это максимальное количество электронов, которое может быть помещено в подоболочку этого типа. Например, в верхнем ряду указано, что каждая подоболочка s- типа ( 1s , 2s и т. Д.) Может содержать не более двух электронов. В каждом случае цифра на 4 больше, чем цифра над ней.
В четвертом столбце указано, какие оболочки имеют подоболочку этого типа. Например, если посмотреть на две верхние строки, каждая оболочка имеет подоболочку s , в то время как только вторая оболочка и выше имеет подоболочку p (т. Е. Подоболочки «1p» не существует).
В последнем столбце указывается историческое происхождение ярлыков s , p , d и f . Они происходят из ранних исследований атомных спектральных линий . Другие метки, а именно g , h и i , являются продолжением алфавита после последней исторически возникшей метки f .

Количество электронов в каждой оболочке

Каждая подоболочка должна содержать не более 4 ℓ + 2 электронов, а именно:

Каждый ы подоболочка имеет максимум 2 электрона
Каждая подоболочка p содержит не более 6 электронов.
Каждая d подоболочка содержит не более 10 электронов.
Каждая подоболочка f содержит не более 14 электронов.
Каждая подоболочка g содержит не более 18 электронов.

Следовательно, K-оболочка, содержащая только s подоболочку, может содержать до 2 электронов; L-оболочка, содержащая s и p , может содержать до 2 + 6 = 8 электронов и так далее; в общем, n- я оболочка может содержать до 2 n 2 электронов.

Имя оболочки	Имя подоболочки	Макс электронов субоболочки	Макс электронов оболочки
K	1 с	2	2
L	2 с	2	2 + 6 = 8
L	2p	6	2 + 6 = 8
M	3 с	2	2 + 6 + 10 = 18
	3p	6
	3д	10
N	4 с	2	2 + 6 + 10 + 14 = 32
	4p	6
	4d	10
	4f	14
О	5 с	2	2 + 6 + 10 + 14 + 18 = 50
	5p	6
	5d	10
	5f	14
	5 г	18

Хотя эта формула дает максимум в принципе, на самом деле максимум достигается (известными элементами) только для первых четырех оболочек (K, L, M, N). Ни один известный элемент не имеет более 32 электронов в одной оболочке. Это связано с тем, что подоболочки заполняются по принципу Aufbau . Первые элементы , чтобы иметь более чем 32 электронов в одной оболочке будет принадлежать г-блока в период 8 из периодической таблицы . Эти элементы будут иметь несколько электронов в подоболочке 5g и, таким образом, имеют более 32 электронов в оболочке O (пятая основная оболочка).

Энергии подоболочки и порядок заполнения

Хотя иногда говорят, что все электроны в оболочке имеют одинаковую энергию, это приближение. Однако электроны в одной подоболочке действительно имеют точно такой же уровень энергии, а более поздние подоболочки имеют больше энергии на электрон, чем более ранние. Этот эффект настолько велик, что диапазоны энергии, связанные с оболочками, могут перекрываться.

Заполнение оболочек и подоболочек электронами происходит от подоболочек с меньшей энергией к подоболочкам с более высокой энергией. Это соответствует правилу n + ℓ, которое также широко известно как правило Маделунга. Подоболочки с меньшим значением n + ℓ заполняются раньше, чем с более высокими значениями n + . В случае равных значений n + ℓ , подоболочка с меньшим значением n заполняется первой.

Список элементов с электронами на оболочку

В приведенном ниже списке перечислены элементы, упорядоченные по возрастанию атомного номера, и показано количество электронов на оболочку. На первый взгляд, подмножества списка демонстрируют очевидные закономерности. В частности, каждый набор из пяти элементов (в электрик ) перед каждым благородным газом (группа 18, в желтый ) тяжелее гелия имеют последовательное количество электронов во внешней оболочке, а именно от трех до семи.

Сортировка таблицы по химической группе показывает дополнительные закономерности, особенно в отношении последних двух крайних оболочек. (Элементы с 57 по 71 относятся к лантаноидам , а с 89 по 103 - к актинидам .)

Приведенный ниже список в первую очередь соответствует принципу Aufbau . Однако из этого правила есть ряд исключений; например, палладий (атомный номер 46) не имеет электронов в пятой оболочке, в отличие от других атомов с более низким атомным номером. Некоторые записи в таблице являются неопределенными, когда экспериментальные данные недоступны. (Например, элементы старше 108 имеют такой короткий период полураспада, что их электронные конфигурации еще не измерены.)

Основной структурной единицей веществ атомного строения является атом.

Когда говорят о массе покоя, то подразумевают, что частица может находиться в состоянии покоя и иметь массу. Существуют частицы, которые не могут находиться в состоянии покоя, например частицы света - фотоны. В этом случае говорят, что фотон не имеет массы покоя.

Заряд электрона называется элементарным, так как это наименьший отрицательный заряд в природе. По этой причине заряд электрона условно принимают равным -1.

С точки зрения атомной физики протон и нейтрон являются двумя состояниями одной и той же частицы – нуклона.

Нуклоны (протоны и нейтроны) состоят из кварков .

Заряд ядра определяется числом протонов , следовательно:

Так как атом - электронейтральная частица , то:

Массовое число (нуклонное число) – сумма числа протонов и нейтронов в ядре данного атома.

Если в условии задания не указано массовое число, то его можно взять из таблицы Д.И. Менделеева, округлив до целой величины относительную атомную массу .

О том, что такое относительная атомная масса мы поговорим чуть позже. Пока не заостряйте на этом внимание. Где её найти в таблице Д.И. Менделеева показано на рисунке ниже.

Для расчета числа нейтронов в ядре используется формула:

Для характеристик частицы (протона, нейтрона, атома) применяют следующую запись:

Определим состав атома хлора. Порядковый номер хлора в таблице Д. И. Менделеева равен 17, следовательно заряд ядра атома хлора равен +17. Если заряд ядра равен +17, то в ядре атома хлора 17 протонов, а в электронной оболочке 17 электронов.

Чтобы определить число нейтронов в ядре атома хлора, округлим до целой величины относительную атомную массу хлора, это значение равно 36. То есть, в ядре атома хлора 36 нуклонов, 17 из них являются протонами, тогда число нейтронов равно 36-17 = 19.

Кратко это можно записать следующим образом:

Атомы отличаются друг от друга радиусом, массой, зарядом ядра, количеством электронов и другими параметрами. Заряд ядра атома – это наиболее важная его характеристика. Поэтому все атомы можно условно разделить на группы (классифицировать) по заряду их ядер. Такие абстрактные группы принято называть химическими элементами.

Химический элемент - одно из центральных понятий науки химии.

По предложению шведского химика Й. Берцелиуса химические элементы обозначают начальной или начальной и одной из последующих букв латинского названия элемента (1813 г).

Водород на лат. H ydrogenium ( H ). Ртуть на лат. H ydrar g yrum ( Hg ) Эти буквенные обозначения называются химическими знаками или химическими символами.

Символ отдельного атома совпадает с символом соответствующего ему химического элемента. К примеру, символ S обозначает химический элемент серу или же один атом этого элемента.

Если требуется обозначить не один, а несколько атомов, то перед символом элемента ставят соответствующую цифру – коэффициент . 5S – пять атомов элемента серы.

Символы и русские названия химических элементов можно найти в таблице Д. И. Менделеева.

Несмотря на то что у ядер атомов одного и того же химического элемента одинаковый заряд, они могут отличаться друг от друга массовым (нуклонным) числом по причине разного количества нейтронов. Такие разновидности ядер атомов одного химического элемента называют изотопами.

Отметим, что термин изотопы следует употреблять только во множественном числе. В единственном числе следует говорить - нуклид . Что такое нуклиды Вы узнаете чуть позже.

К примеру, химический элемент водород (H) представляет из себя смесь атомов с массовыми числами равными 1 и 2, это изотопы водорода - протий (H) и дейтерий (D). Нуклид водорода с массовым числом 3 в природе не встречается, так как его ядро чрезвычайно нестабильно и очень быстро подвергается ядерному распаду, это так называемый тритий (T).

Запишем состав изотопов водорода, пользуясь описанными выше правилами.

Мы убедились, что изотопы отличаются массовыми числами, а также количеством нейтронов в ядре. Заряд ядер изотопов одинаковый, так как они принадлежат одному химическому элементу.

Содержание изотопов в земной коре разное ввиду их разной стабильности. Чем устойчивее изотоп, тем выше его содержание.

Содержание изотопов элемента Х может быть оценено в массовых или мольных долях .

О мольной доле мы поговорим позднее в соответствующей теме.

Массовая доля - величина безразмерная, её выражают в долях единицы или процентах. Для вычисления массовой доли применяются формулы:

Записать распределение электронов по энергетическим уровням можно несколькими способами.

Запись по электронным оболочкам (схема электронного строения)

Показывает заряд ядра и количество электронов на каждом энергетическом уровне.

Легче всего начинать с неё, потому что она показывает структуру атома «крупным планом».

Запись с обозначением энергетических уровней и подуровней

Каждая орбиталь обозначается квадратной ячейкой. Электрон обозначается стрелкой. Различное направление стрелок указывает на противоположные спины.Под ячейкой подписывают номер энергетического уровня, буквенное обозначение орбитали и количество электронов на ней.

Буквенно-числовое обозначение такого «адреса» электрона – это электронная формула. Электронная конфигурация – это электронная формула, которая показывает распределение электронов по энергетическим уровням.

Электронная конфигурация атомов 1 и 2 периодов

Электронная конфигурация атомов 3 периода

Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода

Электронная конфигурация атомов 4 периода

Заполнение орбиталей атомов 4 периода имеет свои особенности.

На движение электрона влияют поле ядра и поле других электронов. Поэтому в атомах с большим количеством электронов энергия электрона определяется главным и орбитальным квантовыми числами.

Здесь уже надо смотреть на сумму обоих квантовых чисел (n+l). Если для двух подуровней эта сумма равна: 3d, 4p, 5s (n+l=5), то сначала заполняются уровни с меньшими значениями n. То есть последовательность заполнения будет следующей: 3d – 4p – 5s.

Поэтому в 4 периоде сначала заполняется подуровень 4s, а потом подуровень 3d.

Есть ещё одна особенность, которая появляется в 4 периоде. Хром и медь имеют на 4s-орбитали по одному электрону. Всё дело в заполнении d-оболочек. Полузаполненные или заполненные d-оболочки устойчивее частично заполненных. В атоме хрома на каждой из 5 3d-орбиталей есть по одному электрону. В атоме меди на каждой на каждой 3d-орбитали есть по два электрона.

Алгоритм записи электронной конфигурации атома

По порядковому номеру химического элемента в таблице Менделеева определяем количество электронов в атоме.
Распределяем электроны по энергетическим уровням, то есть составляем схему электронного строения.
Выписываем s-, p-, d-подуровни в каждом энергетическом уровне.
Заполняем подуровни электронами: сначала по одному электрону на орбиталь, потом достраиваем электронные пары.

Электронная конфигурация ионов

Электронная конфигурация ионов составляется по тем же принципам. Нужно учитывать изменения количества электронов на внешнем энергетическом уровне.

Атом электронейтрален, то есть сколько протонов ядре, столько же электронов в атоме. Если атом принимает электроны, он становится отрицательно заряженным ионом (анионом), если отдаёт электроны – положительно заряженным ионом (катионом).

Атому легче всего отдать электроны внешнего энергетического уровня, «чужие» электроны он тоже примет на внешний энергетический уровень. На внешнем энергетическом уровне не может находиться более 8 электронов. Теория «октета» была предложена в 1916 году Гилбертом Ньютоном Льюисом и Вальтером Косселем

Атом «стремится» добрать электроны на внешний уровень или избавиться от них, поэтому и становится ионом. Полное заполнение s- и p-подуровней внешнего уровня придаёт атому стабильность. Только атом гелия имеет на единственном внешнем энергетическом уровне 2 электрона, а не 8, потому что первый энергетический уровень состоит только из одной s-орбитали.

Количество электронов на внешнем энергетическом уровне определяется по таблице Менделеева. У элементов главных подгрупп номер группы – это и есть количество электронов на внешнем уровне. У элементов побочных подгрупп количество электронов на внешнем уровне не больше двух.

Основное и возбуждённое состояния атома

На первый взгляд кажется, что атом хлора может образовывать только одну связь и соединения одного типа – например, хлориды. Но откуда берутся хлорная, хлорноватая, хлористая и хлорноватистая кислоты?

Дело в том, что атом можно перевести из основного состояния в возбуждённое.

Основное состояние – это состояние атома с наименьшей энергией. Атом обладает наименьшей энергией в основном состоянии. Но если ему передать дополнительную энергию, он перейдёт в возбуждённое состояние. Электроны перейдут на уровень или подуровень с большей энергией.

Сначала разрываются электронные пары на 3p-подуровне, электроны переходят на 3d-подуровень. Если атом хлора получит ещё больше энергии, спаренный электрон покинет даже 3s-орбиталь и перейдёт на 3d-подуровень.

Благодаря этому атом хлора может образовывать больше химических связей. Затраты энергии, потраченные на распаривание электронов, окупаются при образовании новых химических связей.

Но в возбуждённое состояние могут перейти атомы, у которых есть неспаренные электроны и свободные орбитали. Длится возбуждённое состояние недолго: атом отдаст энергию и вернётся в основное состояние. Хотя если сообщить атому слишком много энергии, электрон покинет его и атом станет ионом.

Волновая оптика. Физика атома. Ядерная физика, элементарные частицы.

1. Элементы волновой оптики

Волновая оптика это раздел оптики, изучающий явления, в которых проявляются волновые свойства света: интерференция, дифракция, поляризация, дисперсия света и другие, связанные с ними явления. Классическая волновая оптика рассматривает свет как поток электромагнитных волн и основывается на теории электромагнитных волн, разработанной Максвеллом в семидесятых годах девятнадцатого столетия. C ветовые волны по всем своим признакам идентичны с электромагнитными волнами и видимый свет занимает интервал длин волн от 400 нм до 760 нм или частот от 4·10 14 до 7,6·10 14 с -1 в шкале электромагнитных волн . Другим наиболее весомым доводом для установления электромагнитной природы световых волн послужило установление равенства скорости распространения световых и электромагнитных волн в пустоте, которая выражается через магнитную и электростатическую постоянные

Световая волна, как и любая другая электромагнитная волна, состоит из двух взаимосвязанных полей – электрического и магнитного, – векторы напряженности которых и колеблются в одинаковых фазах и во взаимно перпендикулярных плоскостях (рис.1 ).

Они выражаются уравнениями

Опыт показывает, что электрическое и магнитное поля в электромагнитной волне не равноценны. Физиологическое, биологическое, фотохимическое, фотоэлектрическое и другие действия света вызываются, в основном, электрическим полем световой волны. В соответствии с этим вектор электрического поля световой волны принято называть световым вектором. Это значит, что при рассмотрении различных явлений в световой волне учитываются колебания только вектора .

Фазовая скорость световых волн в веществе связана со скоростью распространения в вакууме соотношением

Откуда следует, что показатель преломления среды выражается через магнитную и диэлектрическую проницаемости . Для всех прозрачных веществ , поэтому . Эта формула связывает оптические и электрические свойства вещества.

Монохроматичность и когерентность световых волн . Понятие монохроматической волны подразумевает неограниченную в пространстве волну, характеризуемую единственной и строго постоянной частотой. Близкую к такому определению монохроматичности световую волну могут давать лазеры, работающие в непрерывном режиме. Однако другие реальные источники света не могут излучать такую волну. Излучение таких источников имеет прерывистый характер. Прерывание волн уже приводит к их немонохроматичности. Поэтому понятие монохроматичности световых волн имеет ограниченный смысл. С понятием монохроматичности тесно связано также понятие когерентности волн, означающее согласованность колебаний светового вектора во времени и пространстве в двух или нескольких световых волнах. Когерентными волнами являются волны, имеющие одинаковую частоту и постоянную во времени и в пространстве разность фаз.

Причина отсутствия монохроматичности и когерентности света обычных источников света заключается в самом механизме испускания света атомами или молекулами источника. Продолжительность возбужденного состояния атомов, т.е. продолжительность процесса излучения света, равна τ ≈10 -8 с. За этот промежуток времени возбужденный атом, излучив световую волну, вернется в нормальное состояние и, спустя некоторое время, возбудившись вновь, может излучать световую волну с новой начальной фазой, т.е. фазы этих волн изменяются при каждом новом акте излучения. Поскольку возбуждение атомов является случайным явлением, то и разность фаз двух последовательных волн, испущенных атомом, будет случайным, они не будут когерентными. Сказанное можно отнести и к излучению двух разных атомов вещества, так как их можно рассматривать как два независимых источника света. Отсюда следует, что волны, испускаемые атомами вещества, будут когерентными только в течение интервала времени ≈10 -8 с. Совокупность волн, испущенных атомами за такой промежуток времени называется цугом волн. Значит, когерентны только волны, принадлежащие одному цугу волн. Средняя продолжительность одного цуга волн называется временем когерентности . За время когерентности волна проходит путь , эта величина является длиной когерентности (длиной цуга волн).

Переход нейтральных атомов в ионное состояние

1 Переход нейтральных атомов в ионное состояние
- 1.1 Переход нейтральных атомов в состояние положительно заряженных ионов
- 1.2 Переход нейтральных атомов в состояние отрицательно заряженных ионов
При обычных химических реакциях атомное ядро остаётся без изменения. Большинство физико-химических свойств связано с электронной оболочкой, при этом решающую роль играет внешний слой оболочки атома. Имеется глубокая внутренняя связь между строением внешнего слоя оболочки атома и его химическими свойствами. Зависимость свойств атомов и ионов от второго и третьего снаружи слоев оболочки атома сказывается значительно слабее, а от ещё глубже лежащих слоев сводится почти к нулю.

Электроны наружного слоя (а иногда 2-го и 3-го, считая снаружи) называют валентными.

Валентные электроны наиболее удалены от ядра и наименее прочно связаны с ним. При химических реакциях они легче всего подвергаются внешним воздействиям.

Состав внешнего электронного слоя элементов в периодической системе по мере возрастания порядкового номера изменяется периодически. В зависимости от этого и химические свойства элементов изменяются периодически. У элементов, атомы которых имеют сходные электронные структуры и одинаковое число электронов на внешнем слое, химические свойства ока зываются очень близкими, хотя общее число электронов и заряд ядра у них различны.

Рис. Структура мицеллы As2S3

По способу заполнения электронных слоев элементы делятся на следующие группы:

а) Элементы, у которых наружный слой оболочки атомов пополняется. Все внутренние слои оболочки атомов у них заполнены электронами. Таких атомов преобладающее количество).

б) Элементы, в оболочке атома которых происходит заполнение электронного слоя соседнего с наружным. Наружный слой у таких атомов имеет два или реже один электрон.

в) Элементы, у которых происходит заполнение ещё более глубокого слоя, считая от внешнего. На наружном слое они имеют два электрона, а на втором снаружи девять. К этой группе относятся лантаноиды и актиноиды.

В малых периодах периодической системы по мере возрастания порядкового номера число электронов на внешнем слое непрерывно увеличивается, в связи с этим металлические свойства — способность к отдаче внешних электронов—ослабляется, а неметаллические свойства — способность к принятию внешних электронов — увеличивается.

Каждый период периодической системы начинается с типичного металла (сильного восстановителя) и заканчивается типичным неметаллом (сильным окислителем).

В больших периодах способность к отдаче и принятию электронов в общем происходит так же, как и в малых периодах, с той лишь разницей, что металлические свойства ослабевают гораздо медленнее. Объясняется это тем, что в больших периодах (например, четвёртом), начиная со скандия (порядковый номер 21) и вплоть до конца первой его половины (элемент Ni), происходит пополнение электронами не последнего электронного слоя, а предпоследнего, у лантаноидов же, расположенных в шестом периоде, пополняется даже третий электронный слой, считая от внешнего. Поэтому в четвёртом периоде все элементы первой половины периода имеют в наружном электронном слое два, реже один электрон, и характеризуются преобладанием металлических свойств.

В элементах второй половины четвёртого периода (начиная с Сu и кончая Вr) число электронов на внешнем слое растёт постепенно, как и в малых периодах, и, следовательно, металлические свойства постепенно ослабляются, неметаллические усиливаются.

В пределах главных подгрупп по мере увеличения порядкового номера элемента число электронных слоев оболочки атомов возрастает, внешние электроны постепенно от ядра удаляются, а потому способность их в реакциях переходить к другим атомам, как правило, усиливается, а способность присоединять к себе электроны других атомов ослабляется.

При столкновении или при сближении нейтральных атомов различных элементов один атом принимает электроны, другой их отдаёт. Атом, отдающий электроны, переходит в состояние положительно заряженного иона, атом же, принимающий электроны, в свою очередь, переходит в состояние отрицательно заряженного иона. Например:

Переход нейтральных атомов в состояние положительно заряженных ионов

В наружном электронном слое атомов различных элементов находится от одного до восьми электронов. Эти электроны могут быть перетянуты атомом другого элемента полностью или частично. Чем меньше ионизационный потенциал, тем атом легче теряет свои электроны и переходит в состояние положительно заряженного иона.

Положительно заряженные ионы образуют атомы всех элементов, за исключением инертных газов (В искусственно созданных условиях инертные газы также могут образовать положительно заряженные ионы (например, в разрядной трубке) и фтора.

Если наружный слой оболочки атома состоит из одного электрона и атом по заполнению электронных слоев относится к группе а), то у него теряется, как правило, только один электрон, и он переходит в состояние однозарядного положительного иона. Так, группа щелочных металлов образует только однозаряженные ионы: Li +1 , Na +1 , K +1 , Rb + 1 , Cs +1 , Fr +1 .

Если наружный электронный слой оболочки атома состоит из двух электронов и атом относится к группе а), то, как правило, от них отрываются сразу два электрона и получается двух зарядный положительный ион. Так, атомы 2-й группы периодической системы элементов Менделеева (четный ряд) образуют ионы только положительно двух зарядные: Ве +2 , Mg +2 Са +2 , Sr +2 , Ва +2 , Ra +2 .

Если наружный электронный слой атома состоит из трёх, пяти или семи, т. е. нечётного числа электронов, то он может терять последовательно от одного до семи электронов.

Атомы, внешний электронный слой которых состоит из трёх электронов, как правило, образуют одно-, двух- и трёх-положительно валентные ионы. Так, алюминий образует только ион Аl +3 , индий — ионы In +1 , In + 2 , In +3 , таллий — ионы Tl +1 и Тl +3 .

Атомы, внешний электронный слой которых состоит из пяти электронов, как, например, азот, образуют несколько положительных ионов: N +2 , N +3 , N +4 , N +5 . Аналогично ведёт себя фосфор: Р +1 , Р +3 , Р +4 , Р +5 .

Атом хлора, внешний электронный слой которого состоит из семи электронов, образует ионы: Сl+ 1 , Сl +3 , Сl +4 , Сl +6 , Сl +7 .

Если наружный электронный слой атомов состоит из четырёх, шести или восьми, т. е. из чётного числа электронов, то от них электроны отрываются парами. Например, олово, внешний электронный слой которого состоит из четырёх электронов, образует ионы Sn +2 , Sn +4 ; сера, имеющая внешний электронный слой из шести электронов, образует ионы: S +2 , S +4 , S +6 .

Элементы, у атомов которых пополняется электронный слой, соседний с наружным, в первую очередь отрываются электроны наружного слоя, затем начинают отрываться электроны от соседнего с наружным слоем, который теперь уже стал наружным, — это происходит до тех пор, пока в нём не остаётся восьми электронов. Так, например, марганец, максимальная валентность которого + 7, образует ионы: Мn +2 , Мn +3 , Мn +4 , Мn+ 6 , Мn +7 ; осмий, максимальная валентность которого +8, образует ионы: Os +2 , Os +3 , Os +4 . Os +6 , Os +8 . У лантаноидов и актиноидов в первую очередь отрываются электроны с наружного слоя, затем с соседнего с наружным

и, наконец, с ещё более глубокого третьего слоя, считая от внешнего. Лантаноиды, как правило, образуют трёх зарядные ионы. Кроме того, Се, Рr, Nd и Тb в некоторых соединениях образуют четырёхвалентные ионы, a Sm Еu и Lb—двухвалентные ионы.

Переход нейтральных атомов в состояние отрицательно заряженных ионов

Образование отрицательно заряженных ионов основано на свойстве атомов, внешний электронный слой которых состоит из четырёх, пяти, шести и семи электронов (неметаллы), легче приобрести ещё некоторое количество электронов в наружном слое до восьми. Например:

Э 0 + F 0 → Э +1 + F -1

2Э 0 + 0 0 → 2Э +1 + 0 -2

3Э 0 + P 0 → 3Э +1 + P -3

4Э 0 + Si → 4Э +1 + Si -4

Э — обозначает атом элемента.

Атомы, наружный слой которых состоит из одного, двух и трёх электронов, не могут притянуть избыточных электронов, и потому они отрицательно зарядных ионов не образуют). Происходит это потому, что атомы этих элементов, чтобы пополнить свой наружный слой до восьми, притягивают пять, шесть и семь электронов, что, естественно, труднее, чем потерять один, два, три электрона и обнажить восьми электронный или восемнадцати электронный слой.

Исходя из величин радиусов атомов и ионизационных потенциалов, нетрудно установить следующее:

а) Наиболее энергично притягивают электроны, при прочих равных условиях, те атомы, внешний электронный слой которых состоит из семи электронов, т. е. те нейтральные атомы, которым нужно притянуть один избыточный электрон.

б) Наименее энергично притягивают электроны те нейтральные атомы, внешний электронный слой которых состоит из четырёх электронов, т. е. атомы, которым для образования октета (8) нужно притянуть четыре электрона.

в) Чем больше радиус атома, тем избыточные электроны удерживаются слабее.

Следует особо заметить: а) положительно заряженные ионы образуют как металлы, так и неметаллы; б) отрицательно заряженные ионы

Изменение числа электронов в наружном квантовом слое атомов в процессе реакций окисления-восстановления

образуют только неметаллы; в) атомы инертных газов в обычных условиях ни положительно, ни отрицательно заряженных ионов не образуют.

Читайте также: