Wat gebeurt er met de atomen van elementen tijdens chemische reacties? Wat zijn de eigenschappen van de elementen? Op beide vragen kan één antwoord worden gegeven: de reden ligt in de structuur van het externe energieniveau van het atoom. In ons artikel zullen we de elektronische structuur van atomen van metalen en niet-metalen beschouwen en de relatie ontdekken tussen de structuur van het buitenste niveau en de eigenschappen van elementen.
Speciale eigenschappen van elektronen
Als er een chemische reactie plaatsvindt tussen de moleculen van twee of meer reagentia, treden er veranderingen op in de structuur van de elektronenschillen van atomen, terwijl hun kernen ongewijzigd blijven. Laten we eerst kennis maken met de kenmerken van elektronen die zich bevinden op de niveaus van het atoom dat het verst van de kern verwijderd is. Negatief geladen deeltjes zijn in lagen gerangschikt op een bepaalde afstand van de kern en van elkaar. De ruimte rond de kern waar elektronen het meest waarschijnlijk worden gevondenelektronenorbitaal genoemd. Ongeveer 90% van de negatief geladen elektronenwolk is erin gecondenseerd. Het elektron zelf in het atoom vertoont de eigenschap van dualiteit, het kan zich tegelijkertijd zowel als deeltje als als golf gedragen.
Regels voor het vullen van de elektronenschil van een atoom
Het aantal energieniveaus waar de deeltjes zich bevinden is gelijk aan het nummer van de periode waarin het element zich bevindt. Wat geeft de elektronische compositie aan? Het bleek dat het aantal elektronen in het buitenste energieniveau voor s- en p-elementen van de hoofdsubgroepen van kleine en grote perioden overeenkomt met het groepsnummer. Lithiumatomen van de eerste groep, die twee lagen hebben, hebben bijvoorbeeld één elektron in de buitenste schil. Zwavelatomen bevatten zes elektronen op het laatste energieniveau, aangezien het element zich in de hoofdsubgroep van de zesde groep bevindt, enz. Als we het hebben over d-elementen, dan geldt voor hen de volgende regel: het aantal externe negatieve deeltjes is 1 (voor chroom en koper) of 2. Dit wordt verklaard door het feit dat naarmate de lading van de atoomkern toeneemt, het interne d-subniveau eerst wordt gevuld en de externe energieniveaus onveranderd blijven.
Waarom veranderen de eigenschappen van elementen van kleine perioden?
In het periodiek systeem worden perioden 1, 2, 3 en 7 als klein beschouwd. Een geleidelijke verandering in de eigenschappen van elementen naarmate de nucleaire lading toeneemt, beginnend bij actieve metalen en eindigend met inerte gassen, wordt verklaard door een geleidelijke toename van het aantal elektronen op extern niveau. De eerste elementen in dergelijke perioden zijn die waarvan de atomen slechts één oftwee elektronen die gemakkelijk van de kern kunnen breken. In dit geval wordt een positief geladen metaalion gevormd.
Amfotere elementen, zoals aluminium of zink, vullen hun externe energieniveaus met een kleine hoeveelheid elektronen (1 voor zink, 3 voor aluminium). Afhankelijk van de omstandigheden van de chemische reactie kunnen ze zowel de eigenschappen van metalen als niet-metalen vertonen. Niet-metalen elementen van kleine perioden bevatten 4 tot 7 negatieve deeltjes op de buitenste schillen van hun atomen en vervolledigen het tot een octet, waarbij elektronen van andere atomen worden aangetrokken. Een niet-metaal met de hoogste elektronegativiteitsindex - fluor, heeft bijvoorbeeld 7 elektronen op de laatste laag en neemt altijd één elektron niet alleen van metalen, maar ook van actieve niet-metalen elementen: zuurstof, chloor, stikstof. Kleine perioden eindigen, evenals grote, met inerte gassen, waarvan de mono-atomaire moleculen buitenste energieniveaus hebben die volledig zijn voltooid tot 8 elektronen.
Kenmerken van de structuur van atomen met grote perioden
Zelfs rijen van 4, 5 en 6 perioden bestaan uit elementen waarvan de buitenste schillen slechts één of twee elektronen kunnen bevatten. Zoals we eerder zeiden, vullen ze de d- of f-subniveaus van de voorlaatste laag met elektronen. Meestal zijn dit typische metalen. Hun fysische en chemische eigenschappen veranderen heel langzaam. Oneven rijen bevatten dergelijke elementen, waarbij de externe energieniveaus zijn gevuld met elektronen volgens het volgende schema: metalen - amfoteer element - niet-metalen - inert gas. We hebben de manifestatie ervan al in alle kleine perioden waargenomen. In een oneven reeks van 4 perioden is koper bijvoorbeeld een metaal, is zink een amfotereen en worden niet-metalen eigenschappen van gallium tot broom verbeterd. De periode eindigt met krypton, waarvan de atomen een volledig voltooide elektronenschil hebben.
Hoe de verdeling van elementen in groepen uit te leggen?
Elke groep - en er zijn er acht in de korte vorm van de tabel, is ook verdeeld in subgroepen, hoofd- en secundair genoemd. Deze classificatie weerspiegelt de verschillende posities van elektronen op het externe energieniveau van de atomen van elementen. Het bleek dat de elementen van de belangrijkste subgroepen, bijvoorbeeld lithium, natrium, kalium, rubidium en cesium, het laatste elektron zich op het s-subniveau bevindt. Elementen van groep 7 van de hoofdsubgroep (halogenen) vullen hun p-subniveau met negatieve deeltjes.
Voor vertegenwoordigers van secundaire subgroepen, zoals chroom, molybdeen, wolfraam, is het typisch om het d-subniveau met elektronen te vullen. En voor de elementen die zijn opgenomen in de families van lanthaniden en actiniden, vindt de accumulatie van negatieve ladingen plaats op het f-subniveau van het voorlaatste energieniveau. Bovendien v alt het groepsnummer in de regel samen met het aantal elektronen dat chemische bindingen kan vormen.
In ons artikel ontdekten we welke structuur de externe energieniveaus van atomen van chemische elementen hebben, en bepaalden we hun rol in interatomaire interacties.
