Livelli energetici esterni: caratteristiche strutturali e loro ruolo nelle interazioni tra atomi. Modifica del numero di elettroni a livello di energia esterna degli atomi di elementi chimici - Ipermercato della conoscenza Come determinare gli atomi a livello esterno

Un atomo è una particella elettricamente neutra costituita da un nucleo caricato positivamente e da un guscio elettronico caricato negativamente. Il nucleo è al centro dell'atomo ed è formato da protoni carichi positivamente e neutroni privi di carica tenuti insieme da forze nucleari. La struttura nucleare dell'atomo fu provata sperimentalmente nel 1911 dal fisico inglese E. Rutherford.

Il numero di protoni determina la carica positiva del nucleo ed è uguale al numero ordinale dell'elemento. Il numero di neutroni viene calcolato come differenza tra la massa atomica e il numero ordinale dell'elemento. Gli elementi che hanno la stessa carica nucleare (stesso numero di protoni) ma diversa massa atomica (diverso numero di neutroni) sono chiamati isotopi. La massa di un atomo è concentrata principalmente nel nucleo, perché la massa trascurabilmente piccola degli elettroni può essere trascurata. La massa atomica è uguale alla somma delle masse di tutti i protoni e di tutti i neutroni del nucleo.
Un elemento è un tipo di atomo con la stessa carica nucleare. Attualmente sono noti 118 diversi elementi chimici.

Tutti gli elettroni di un atomo formano il suo guscio elettronico. Il guscio di elettroni ha una carica negativa pari al numero totale di elettroni. Il numero di elettroni nel guscio di un atomo coincide con il numero di protoni nel nucleo ed è uguale al numero ordinale dell'elemento. Gli elettroni nel guscio sono distribuiti tra gli strati elettronici in base alle riserve di energia (elettroni con energie simili formano uno strato di elettroni): gli elettroni con energia inferiore sono più vicini al nucleo, gli elettroni con energia maggiore sono più lontani dal nucleo. Il numero di strati elettronici (livelli energetici) coincide con il numero del periodo in cui si trova l'elemento chimico.

Distinguere tra livelli di energia completati e incompleti. Il livello è considerato completo se contiene il numero massimo possibile di elettroni (il primo livello - 2 elettroni, il secondo livello - 8 elettroni, il terzo livello - 18 elettroni, il quarto livello - 32 elettroni, ecc.). Il livello incompleto contiene meno elettroni.
Il livello più lontano dal nucleo di un atomo è chiamato livello esterno. Gli elettroni nel livello di energia esterno sono chiamati elettroni esterni (di valenza). Il numero di elettroni nel livello di energia esterno coincide con il numero del gruppo in cui si trova l'elemento chimico. Il livello esterno è considerato completo se contiene 8 elettroni. Gli atomi degli elementi del gruppo 8A (gas inerti elio, neon, krypton, xeno, radon) hanno un livello di energia esterna completo.

La regione di spazio attorno al nucleo di un atomo, in cui è più probabile che si trovi l'elettrone, è chiamata orbitale dell'elettrone. Gli orbitali differiscono per livello di energia e forma. La forma distingue gli orbitali s (sfera), gli orbitali p (otto volumetrici), gli orbitali d e gli orbitali f. Ogni livello di energia ha il proprio insieme di orbitali: al primo livello di energia - uno s-orbitale, al secondo livello di energia - uno s- e tre p-orbitali, al terzo livello di energia - uno s-, tre p-, cinque d-orbitali, al quarto livello di energia uno s-, tre p-, cinque d-orbitali e sette f-orbitali. Ogni orbitale può contenere un massimo di due elettroni.
La distribuzione degli elettroni negli orbitali viene riflessa utilizzando formule elettroniche. Ad esempio, per un atomo di magnesio, la distribuzione degli elettroni sui livelli di energia sarà la seguente: 2e, 8e, 2e. Questa formula mostra che 12 elettroni di un atomo di magnesio sono distribuiti su tre livelli di energia: il primo livello è completato e contiene 2 elettroni, il secondo livello è completato e contiene 8 elettroni, il terzo livello non è completato, perché contiene 2 elettroni. Per un atomo di calcio, la distribuzione degli elettroni sui livelli di energia sarà la seguente: 2e, 8e, 8e, 2e. Questa formula mostra che 20 elettroni di calcio sono distribuiti su quattro livelli di energia: il primo livello è completato e contiene 2 elettroni, il secondo livello è completato e contiene 8 elettroni, il terzo livello non è completato, perché contiene 8 elettroni, il quarto livello non è completato, perché contiene 2 elettroni.

>> Chimica: variazione del numero di elettroni a livello di energia esterna degli atomi degli elementi chimici Ogni periodo del sistema di elementi di D. I. Mendeleev termina con un gas inerte.

Il più comune dei gas inerti (nobili) nell'atmosfera terrestre è l'argon, che è stato isolato nella sua forma pura prima di altri analoghi. Qual è la ragione dell'inerzia di elio, neon, argon, krypton, xeno e radon? Il fatto che gli atomi dei gas inerti abbiano otto elettroni ai livelli esterni, il più distante dal nucleo (l'elio ne ha due). Otto elettroni nel livello esterno è il numero limite per ogni elemento della tavola periodica, ad eccezione dell'idrogeno e dell'elio. Questa è una specie di ideale di forza del livello energetico, a cui aspirano gli atomi di tutti gli altri elementi del sistema periodico.

Gli atomi possono raggiungere una tale posizione di elettroni in due modi: dando elettroni dal livello esterno (in questo caso, il livello esterno incompleto scompare e il penultimo, che era stato completato nel periodo precedente, diventa esterno) o accettando elettroni , che non sono sufficienti per gli otto preziosi. Gli atomi che hanno meno elettroni a livello esterno li donano ad atomi che hanno più elettroni a livello esterno. È facile donare un elettrone, quando è l'unico a livello esterno, agli atomi degli elementi del sottogruppo principale del gruppo I. È più difficile donare due elettroni, ad esempio, ad atomi di elementi del sottogruppo principale del gruppo II. È ancora più difficile donare i tuoi tre elettroni esterni ad atomi di elementi del gruppo III. Gli atomi dei metalli hanno la tendenza a restituire gli elettroni dal livello esterno. E più facilmente gli atomi di un elemento metallico cedono i loro elettroni esterni, più pronunciate sono le sue proprietà metalliche. È chiaro, quindi, che i metalli più tipici del sistema periodico sono gli elementi del sottogruppo principale del gruppo I. Da quanto detto si può trarre la seguente conclusione.

Entro un periodo, con un aumento della carica del nucleo atomico e, di conseguenza, con un aumento del numero di elettroni esterni, le proprietà metalliche degli elementi chimici diminuiscono. Le proprietà non metalliche, caratterizzate dalla facilità di accettare elettroni a livello esterno, sono migliorate.

I non metalli più tipici sono gli elementi del sottogruppo principale del gruppo VII. Ci sono sette elettroni nel livello esterno degli atomi di questi elementi. Fino a otto elettroni a livello esterno, cioè un elettrone è sufficiente per raggiungere uno stato stabile di atomi. Li attaccano facilmente, mostrando proprietà non metalliche.

E come si comportano gli atomi degli elementi del sottogruppo principale del gruppo IV? Dopotutto, hanno quattro elettroni a livello esterno e loro. sembrerebbe quello. non importa se donate o accettate quattro elettroni. Si è scoperto che la capacità degli atomi di dare o ricevere elettroni è influenzata non solo dal numero di elettroni a livello esterno, ma anche da una caratteristica così importante di un atomo come il suo raggio. All'interno del periodo, il numero di livelli di energia negli atomi degli elementi chimici non cambia, è lo stesso, ma il raggio diminuisce, all'aumentare della carica positiva del nucleo (il numero di protoni in esso). Di conseguenza, l'attrazione degli elettroni sul nucleo aumenta e il raggio dell'atomo diminuisce, come se l'atomo fosse compresso. Pertanto, diventa sempre più difficile donare elettroni esterni e, al contrario, diventa più facile accettare la mancanza fino a otto elettroni.

All'interno dello stesso sottogruppo, il raggio di un atomo aumenta all'aumentare della carica del nucleo atomico, poiché con un numero costante di elettroni nel livello esterno (è uguale al numero del gruppo), il numero di livelli di energia aumenta ( è uguale al numero del periodo). Pertanto, diventa sempre più facile per un atomo donare elettroni esterni.

Nello stesso periodo le proprietà metalliche diminuiscono e le proprietà nominali aumentano, poiché:
a) aumentano le cariche dei nuclei atomici;
b) il numero di elettroni nel livello esterno aumenta

Lezione di chimica in terza media. "_____" ___________________ 20_____

Modifica del numero di elettroni a livello di energia esterna degli atomi degli elementi chimici.

Obbiettivo. Considera i cambiamenti nelle proprietà degli atomi degli elementi chimici in PSCE D.I. Mendeleev.

Educativo. Spiegare i modelli di cambiamento nelle proprietà degli elementi all'interno di piccoli periodi e sottogruppi principali; determinare le cause dei cambiamenti nelle proprietà metalliche e non metalliche in periodi e gruppi.

Sviluppando. Sviluppare la capacità di confrontare e trovare modelli di modifiche nelle proprietà in PSCE D.I. Mendeleev.

Educativo. Promuovere una cultura dell'apprendimento in classe.

Durante le lezioni.

1. Org. momento.

2. Ripetizione del materiale studiato.

Lavoro indipendente.

1 opzione.

6-10. Specificare il numero di livelli di energia negli atomi dei seguenti elementi.

Opzione 2.

1-5. Specificare il numero di neutroni nel nucleo di un atomo.

6-10. Specificare il numero di elettroni nel livello di energia esterno.

11-15. La formula elettronica indicata dell'atomo corrisponde all'elemento.

3. Imparare un nuovo argomento.

Esercizio. Distribuire gli elettroni secondo i livelli di energia dei seguenti elementi: Mg, S, Ar.

Gli strati elettronici completati hanno una maggiore resistenza e stabilità. Gli atomi hanno stabilità, in cui ci sono 8 elettroni nel livello di energia esterno - gas inerti.

Un atomo sarà sempre stabile se ha 8ē sul suo livello di energia esterna.

Come possono gli atomi di questi elementi raggiungere il livello esterno di 8 elettroni?

2 modi per completare:

donare elettroni

Accetta gli elettroni.

I metalli sono elementi che donano elettroni, hanno 1-3 ē a livello di energia esterna.

I non metalli sono elementi che accettano elettroni, hanno 4-7 ē a livello di energia esterna.

Modifica delle proprietà nella PSCE.

Entro un periodo, con un aumento del numero ordinale dell'elemento, le proprietà metalliche si indeboliscono e le proprietà non metalliche aumentano.

1. Il numero di elettroni nel livello di energia esterno sta crescendo.

2. Il raggio dell'atomo diminuisce

3. Il numero di livelli di energia è costante

Nei sottogruppi principali, le proprietà non metalliche diminuiscono e le proprietà metalliche aumentano.

1. Il numero di elettroni nel livello di energia esterna è costante;

2. Il numero dei livelli di energia aumenta;

3. Il raggio dell'atomo aumenta.

Pertanto, il francio è il metallo più forte, il fluoro è il non metallo più forte.

4. Riparazione.

Esercizi.

1. Disporre questi elementi chimici in ordine di proprietà metalliche crescenti:

A) Al, Na, Cl, Si, P

B) Mg, Ba, Ca, Be

C) N, Sb, Bi, As

D) Cs, Li, K, Na, Rb

2. Disporre questi elementi chimici in ordine di proprietà non metalliche crescenti:

B) C, Sn, Ge, Si

C) Li, O, N, B, C

D) Br, F, I, Cl

3. Sottolinea i simboli dei metalli chimici:

A) Cl, Al, S, Na, P, Mg, Ar, Si

B) Sn, Si, Pb, Ge, C

Disporre in ordine decrescente di proprietà metalliche.

4. Sottolinea i simboli degli elementi chimici dei non metalli:

A) Li, F, N, Be, O, B, C

B) Bi, As, N, Sb, P

Disporre in ordine decrescente di proprietà non metalliche.

Compiti a casa. Pagina 61-63.Es. 4 pagina 66

Malyugin 14. Livelli energetici interni ed esterni. Completamento del livello di energia.

Ricordiamo brevemente ciò che già sappiamo sulla struttura del guscio elettronico degli atomi:

ü il numero dei livelli energetici dell'atomo = il numero del periodo in cui si trova l'elemento;

ü la capacità massima di ciascun livello di energia è calcolata dalla formula 2n2

ü il guscio energetico esterno non può contenere più di 2 elettroni per elementi del periodo 1, più di 8 elettroni per elementi di altri periodi

Torniamo ancora una volta all'analisi dello schema per il riempimento dei livelli energetici in elementi di piccoli periodi:

Tabella 1. Riempimento dei livelli di energia

per elementi di piccoli periodi

Analizza la tabella 1. Confronta il numero di elettroni nell'ultimo livello di energia e il numero del gruppo in cui si trova l'elemento chimico.

L'hai notato? il numero di elettroni nel livello di energia esterna degli atomi è lo stesso del numero del gruppo, in cui si trova l'elemento (l'eccezione è l'elio)?

!!! Questa regola è vera solo per elementi principale sottogruppi.

Ogni periodo del sistema termina con un elemento inerte(elio He, neon Ne, argon Ar). Il livello di energia esterna di questi elementi contiene il numero massimo possibile di elettroni: elio -2, gli elementi rimanenti - 8. Questi sono elementi del gruppo VIII del sottogruppo principale. Viene chiamato il livello di energia simile alla struttura del livello di energia di un gas inerte completato. Questa è una sorta di limite di forza del livello di energia per ogni elemento del sistema periodico. Molecole di sostanze semplici - gas inerti, sono costituite da un atomo e si distinguono per inerzia chimica, ad es. praticamente non entrano in reazioni chimiche.

Per i restanti elementi della PSCE, il livello di energia differisce dal livello di energia dell'elemento inerte, tali livelli sono chiamati incompiuto. Gli atomi di questi elementi tendono a completare il loro livello di energia esterna donando o accettando elettroni.

Domande per l'autocontrollo

1. Quale livello di energia è chiamato esterno?

2. Quale livello di energia è chiamato interno?

3. Quale livello di energia è chiamato completo?

4. Elementi di quale gruppo e sottogruppo hanno un livello di energia completato?

5. Qual è il numero di elettroni nel livello energetico esterno degli elementi dei sottogruppi principali?

6. In che modo gli elementi di un sottogruppo principale sono simili nella struttura del livello elettronico

7. Quanti elettroni al livello esterno contengono gli elementi di a) gruppo IIA;

b) gruppo IVA; c) Gruppo VII A

Visualizza risposta

1. Ultimo

2. Qualsiasi tranne l'ultimo

3. Quello che contiene il numero massimo di elettroni. Oltre al livello esterno, se contiene 8 elettroni per il periodo I - 2 elettroni.

4. Elementi del gruppo VIIIA (elementi inerti)

5. Il numero del gruppo in cui si trova l'elemento

6. Tutti gli elementi dei principali sottogruppi a livello di energia esterna contengono tanti elettroni quanti sono il numero del gruppo

7. a) gli elementi del gruppo IIA hanno 2 elettroni nel livello esterno; b) gli elementi del gruppo IVA hanno 4 elettroni; c) gli elementi del gruppo VII A hanno 7 elettroni.

Compiti per soluzione indipendente

1. Determinare l'elemento secondo i seguenti criteri: a) ha 2 livelli elettronici, all'esterno - 3 elettroni; b) ha 3 livelli elettronici, all'esterno - 5 elettroni. Annota la distribuzione degli elettroni sui livelli di energia di questi atomi.

2. Quali due atomi hanno lo stesso numero di livelli di energia riempiti?

Visualizza risposta:

1. a) Stabiliamo le "coordinate" dell'elemento chimico: 2 livelli elettronici - II periodo; 3 elettroni a livello esterno - gruppo III A. Questa è una fresa 5B. Schema di distribuzione degli elettroni per livelli di energia: 2e-, 3e-

b) III periodo, gruppo VA, elemento fosforo 15Р. Schema di distribuzione degli elettroni per livelli di energia: 2e-, 8e-, 5e-

2. d) sodio e cloro.

Spiegazione: a) sodio: +11 )2)8 )1 (riempito 2) ←→ idrogeno: +1)1

b) elio: +2 )2 (riempito 1) ←→ idrogeno: idrogeno: +1)1

c) elio: +2 )2 (riempito 1) ←→ neon: +10 )2)8 (riempito 2)

*G) sodio: +11 )2)8 )1 (riempito 2) ←→ cloro: +17 )2)8 )7 (riempito 2)

4. Dieci. Numero di elettroni = numero di serie

5 c) arsenico e fosforo. Gli atomi che si trovano nello stesso sottogruppo hanno lo stesso numero di elettroni.

Spiegazioni:

a) sodio e magnesio (in diversi gruppi); b) calcio e zinco (nello stesso gruppo, ma sottogruppi diversi); * c) arsenico e fosforo (in uno, principale, sottogruppo) d) ossigeno e fluoro (in gruppi diversi).

7. d) il numero di elettroni nel livello esterno

8. b) il numero dei livelli di energia

9. a) litio (localizzato nel gruppo IA del periodo II)

10. c) silicio (gruppo IVA, III periodo)

11. b) boro (2 livelli - IIperiodo, 3 elettroni nel livello esterno - IIIAGruppo)

MBOU "Palestra n. 1 della città di Novopavlovsk"

Grado di chimica 8

Argomento:

"Cambiamento del numero di elettroni

a livello di energia esterna

atomi di elementi chimici"

Insegnante: Tatyana Alekseevna Komarova

Novopavlovsk

L'appuntamento: ___________

Lezione– 9

Argomento della lezione: Modifica del numero di elettroni sull'energia esterna

il livello degli atomi degli elementi chimici.

Obiettivi della lezione:

- formare il concetto di proprietà metalliche e non metalliche degli elementi a livello atomico;

- mostrare le ragioni per modificare le proprietà degli elementi in periodi e gruppi in base alla struttura dei loro atomi;

- dare un'idea iniziale sul legame ionico.

Attrezzatura: PSCE, tabella "Legame ionico".

Durante le lezioni

Organizzare il tempo.

Verifica della conoscenza

Caratteristiche degli elementi chimici secondo tabella (3 persone)

La struttura degli atomi (2 persone)

Imparare nuovo materiale

Considera le seguenti domande:

1 . Atomi di quali elementi chimici hanno completato i livelli di energia?

- questi sono atomi di gas inerti, che si trovano nel sottogruppo principale dell'8° gruppo.

Gli strati elettronici completati hanno una maggiore resistenza e stabilità.

atomi Il gruppo VIII (He Ne Ar Kr Xe Rn) contiene 8e - a livello esterno, motivo per cui sono inerti, ad es. . chimicamente inattivo, non interagiscono con altre sostanze, ad es. i loro atomi hanno una maggiore resistenza e stabilità. Cioè, tutti gli elementi chimici (aventi una diversa struttura elettronica) tendono ad ottenere livello di energia esterna completato ,8e - .

Esempio:

N a Mg F Cl

11 +12 +9 +17

2 8 1 2 8 2 2 7 2 8 7

1s 2 2 s 2 p 6 3 S 1 1s 2 2s 2 p 6 3 S 2 1s 2 2s 2 p 5 1s 2 2s 2 p 6 3 S 2 p 5

Come pensi che gli atomi di questi elementi possano raggiungere gli otto elettroni a livello esterno?

Se (supponiamo) di chiudere manualmente l'ultimo livello di Na e Mg, si ottengono livelli completi. Pertanto, questi elettroni devono essere ceduti dal livello elettronico esterno! Quindi, quando gli elettroni vengono donati, lo strato pre-esterno di 8e - , diventa esterno.

E per gli elementi F e Cl, dovresti portare 1 elettrone mancante al tuo livello di energia che dare 7e -. E quindi, ci sono 2 modi per raggiungere il livello di energia completato:

A) Recoil ("extra") elettroni dallo strato esterno.

B) Ammissione agli elettroni di livello esterno ("mancanti").

2. Il concetto di metallicità e non metallicità a livello atomico:

Metalli sono elementi i cui atomi donano i loro elettroni esterni.

Non metalli - Questi sono elementi i cui atomi accettano elettroni a livello di energia esterna.

Più facilmente l'atomo Me cede i suoi elettroni, più pronunciati sono i suoi proprietà metalliche.

Più facilmente l'atomo HeMe accetta gli elettroni mancanti nello strato esterno, più pronunciati sono i suoi proprietà non metalliche.

3. Cambiamenti nelle proprietà Me e NeMe degli atomi c.e. in periodi e gruppi nel PSCE.

Nei periodi:

Esempio: Na (1e -) Mg (2e -) - annota la struttura dell'atomo.

- Cosa ne pensi, quale elemento ha proprietà metalliche più pronunciate, Na o Mg? Cosa è più facile dare 1° - o 2° -? (Naturalmente, 1e -, quindi, Na ha proprietà metalliche più pronunciate).

Esempio: Al (3e -) Si (4e -), ecc.

Nel corso del periodo, il numero di elettroni nel livello esterno aumenta da sinistra a destra.

(proprietà metalliche più luminose sono espresse in Al).

Naturalmente, la capacità di donare elettroni nel periodo diminuirà, ad es. le proprietà metalliche saranno indebolite.

Così, i Me più forti si trovano all'inizio dei periodi.

- E come cambierà la capacità di attaccare gli elettroni? (crescerà)

Esempio:

sicl

14 r +17 r

2 8 4 2 8 7

È più facile accettare 1 elettrone mancante (da Cl) che 4e da Si.

Conclusione:

Le proprietà non metalliche nel periodo aumenteranno da sinistra a destra e le proprietà metalliche si indeboliranno.

Un altro motivo per il miglioramento delle proprietà non-Me è una diminuzione del raggio dell'atomo con lo stesso numero di livelli.

Perché entro il 1° periodo, il numero di livelli di energia per gli atomi non cambia, ma aumenta il numero di elettroni esterni e - e il numero di protoni p - nel nucleo. Di conseguenza, l'attrazione degli elettroni sul nucleo aumenta (legge di Coulomb) e il raggio (r) dell'atomo diminuisce, l'atomo, per così dire, si contrae.

Conclusione generale:

Entro un periodo, con un aumento del numero atomico (N) dell'elemento, le proprietà metalliche degli elementi si indeboliscono e le proprietà non metalliche aumentano, perché:

- Il numero e è in crescita - a livello esterno è uguale al numero del gruppo e al numero di protoni nel nucleo.

- Il raggio dell'atomo diminuisce

— Il numero di livelli di energia è costante.

4. Considera la dipendenza verticale della modifica delle proprietà degli elementi (all'interno dei sottogruppi principali) nei gruppi.

Esempio: Sottogruppo principale del VII gruppo (alogeni)

FCl

9 +17

2 7 2 8 7

1s 2 2 s 2 p 5 1 s 2 2 2 p 6 3 s 2 p 5

Il numero e è lo stesso sui livelli esterni di questi elementi, ma il numero dei livelli di energia è diverso,

a F -2e - e Cl - 3e - /

Quale atomo ha il raggio maggiore? (- cloro, perché 3 livelli di energia).

Più le e sono vicine al nucleo, più sono attratte da esso.

- Un atomo di quale elemento sarà più facile attaccare e - a F o Cl?

(F - è più facile collegare 1 elettrone mancante), perché ha un raggio più piccolo, il che significa che la forza di attrazione di un elettrone sul nucleo è maggiore di quella di Cl.

La legge di Coulomb

La forza dell'interazione di due cariche elettriche è inversamente proporzionale al quadrato

distanze tra loro, ad es. maggiore è la distanza tra gli atomi, minore è la forza

attrazione di due cariche opposte (in questo caso elettroni e protoni).

F è più forte di Cl ˃Br ˃J, ecc.

Conclusione:

Nei gruppi (sottogruppi principali), le proprietà non metalliche diminuiscono e le proprietà metalliche aumentano, perché:

uno). Il numero di elettroni al livello esterno degli atomi è lo stesso (ed è uguale al numero del gruppo).

2). Il numero di livelli di energia negli atomi è in crescita.

3). Il raggio dell'atomo aumenta.

Oralmente, secondo la tabella PSCE, considera I - il gruppo del sottogruppo principale. Concludi che il metallo più forte è Fr francium e il non metallo più forte è F fluoro.

Legame ionico.

Considera cosa succede agli atomi degli elementi se raggiungono un ottetto (cioè 8e -) al livello esterno:

Scriviamo le formule degli elementi:

Na 0 +11 2e - 8e - 1e - Mg 0 +12 2e - 8e - 2e - F 0 +9 2e - 7e - Cl 0 +17 2e - 8e - 7e -

Na x +11 2e - 8e - 0e - Mg x +12 2e - 8e - 0e - F x +9 2e - 8e - Cl x +17 2e - 8e - 8e -

La riga superiore delle formule contiene lo stesso numero di protoni ed elettroni, perché queste sono le formule degli atomi neutri (c'è una carica zero "0" - questo è il grado di ossidazione).

La riga inferiore è un numero diverso di p + ed e -, cioè Queste sono le formule per le particelle cariche.

Calcoliamo la carica di queste particelle.

Na +1 +11 2e - 8e - 0e - 2 + 8 \u003d 10, 11-10 \u003d 1, stato di ossidazione +1

F - +9 2e - 8e - 2 + 8 \u003d 10, 9-10 \u003d -1, stato di ossidazione -1

mg +2 +12 2e — 8e — 0e — 2+8=10, 12-10=-2, stato di ossidazione -2

Come risultato dell'attaccamento - rinculo degli elettroni, si ottengono particelle cariche, che sono chiamate ioni.

Gli atomi di Me al rinculo e - acquisiscono "+" (carica positiva)

Gli atomi di eme che accettano elettroni "stranieri" sono caricati "-" (carica negativa)

Un legame chimico formato tra ioni è chiamato legame ionico.

Un legame ionico si verifica tra il me forte e il non-me forte.

Esempi.

a) la formazione di un legame ionico. Na + Cl

N un Cl + —

11 + +17 +11 +17

2 8 1 2 8 7 2 8 2 8 8

1e-

Il processo di conversione degli atomi in ioni:

1 e -

N a 0 + Cl 0 Na + + Cl - Na + Cl -

atomo atomo ione ionico composto ionico

2e -

b) Ca O 2+ 2-

Ca 0 + 2 C l 0 Ca 2+ Cl 2 -

2 e -

Consolidamento di conoscenze, abilità, abilità.

Atomi Me e NeMe

Ioni "+" e "-"

Legame chimico ionico

Coefficienti e indici.

D/Z§ 9, #1, #2, p.58

Riepilogo della lezione

Letteratura:

1. Grado di chimica 8. libro di testo per l'istruzione generale

istituzioni/S.O. Gabrieliano. Otarda 2009

2. Gabrielyan OS Manuale dell'insegnante.

Grado di chimica 8, Otarda, 2003