Схема строения атома бром: Электронная формула Брома Br (графическая схема строения атома)

Содержание

Общая характеристика галогенов — урок. Химия, 9 класс.

Общая характеристика элементов

Галогены — элементы \(VIIA\) группы периодической системы: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I  и астат At.

 

Астат является радиоактивным элементом и встречается в природе редко.

 

Все галогены относятся к неметаллам.

 

В атомах галогенов на внешнем энергетическом уровне находится по \(7\) электронов:

 

F   +9)2)7

 

Cl  +17)2)8)7

 

Br  +35)2)8)18)7

 

I     +53)2)8)18)18)7

 

Валентные электроны галогенов образуют три электронные пары, а один электрон внешнего энергетического уровня остаётся неспаренным.

 

С возрастанием порядкового номера от фтора к иоду увеличиваются радиусы атомов, снижается их электроотрицательность. Значит, неметаллические свойства галогенов по группе сверху вниз ослабевают.

 

До завершения внешнего электронного слоя атомам галогенов не хватает только одного электрона, поэтому им наиболее характерна степень окисления \(–1\).

 

У фтора электроотрицательность больше, чем у остальных элементов, и поэтому степень окисления \(–1\) — его единственная возможная степень окисления в соединениях.

 

Атомы других галогенов способны также и отдавать валентные электроны, проявляя при этом положительные степени окисления \(+1\), \(+3\), \(+5\), \(+7\). Так, положительные степени окисления атомы хлора проявляют в соединениях с более электроотрицательными фтором, кислородом и азотом.

 

Галогены образуют с металлами соединения с ионной связью, а с другими неметаллами — соединения с ковалентной полярной связью.

Общая характеристика простых веществ

Атомы галогенов соединяются попарно и образуют двухатомные молекулы: F2, Cl2, Br2, I2. 

 

Связь в молекулах ковалентная неполярная, одинарная. Кристаллическая решётка — молекулярная. Поэтому у галогенов невысокие температуры кипения и плавления.

 

При обычных условиях фтор представляет собой светло-жёлтый газ, хлор — жёлто-зелёный газ, бром — красно-коричневую жидкость, иод — тёмно-фиолетовые кристаллы.

  

Рис. \(1\). Хлор

  

Рис. \(2\). Бром

 

Рис. \(3\). Иод

 

Твёрдый иод при нагревании легко возгоняется (переходит в газообразное состояние и обратно в твёрдое, не превращаясь в жидкость).

 

Рис. \(4\). Возгонка иода

  

У всех галогенов — резкий неприятный запах, и они очень токсичны.

 

В ряду галогенов с увеличением относительной молекулярной массы возрастают температуры кипения и плавления, увеличивается плотность, более интенсивной становится окраска.

 

В воде галогены растворяются слабо.

Фтор с водой вступает в химическую реакцию и вытесняет из неё кислород:

 

2F2+2h3O=4HF+O2↑.

Источники:

Рис. 1. Хлор https://image.shutterstock.com/image-photo/chlorine-gaz-glass-round-bottom-600w-713676862.jpg

Рис. 2. Бром https://image.shutterstock.com/image-photo/macroview-on-ampoule-element-no-600w-1739647871.jpg

Рис. 3. Иод https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/7c/Iod_kristall.jpg общественное достояние

Рис. 4. Возгонка иода https://image.shutterstock.com/image-photo/solid-iodine-sublimation-flushing-experiment-600w-1409329922.jpg

Калий и бром ионная связь схема. Схемы образования веществ с различным типом связи

Помощь уже в пути, держи.
а) Рассмотрим схему образования ионной связи между натрием и
кислородом.
1. Натрий – элемент главной подгруппы I группы, металл. Его атому легче отдать I внешний электрон, чем принять недостающие 7:

1. Кислород- элемент главной подгруппы VI группы, неметалл.
Его атому легче принять 2 электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать 6 электронов с внешнего уровня.

1. Сначала найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2(2∙1). Чтобы атомы Naотдали 2 электрона, их надо взять 2(2:1), чтобы атомы кислорода смогли принять 2 электрона, их нужно взять 1.
2. Схематично образование ионной связи между атомами натрия и кислорода можно записать так:

б) Рассмотрим схему образования ионной связи между атомами лития и фосфора.
I. Литий – элемент I группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 внешний электрон, чем принять недостающие 7:


2. Хлор- элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его
атому легче принять 1 электрон, чем отдать 7 электронов:

2. Наименьшее общее кратное 1, т.е. чтобы 1 атом лития отдал, а атом хлора принял 1 электрон, надо взять их по одному.
3. Схематично образование ионной связи между атомами лития и хлора можно записать так:

в) Рассмотрим схему образования ионной связи между атомами
магния и фтора.
1. Магний- элемент II группы главной подгруппы, металл. Его
атому легче отдать 2 внешних электрона, чем принять недостающие 6:

2. Фтор – элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его
атому легче принять 1 электрон, которого не хватает до завершения вешнего уровня, чем отдать 7 электронов:

2. Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2(2∙1). Чтобы атомы магния отдали 2 электрона, нужен только один атом, чтобы атомы фтора смогли принять 2 электрона, их нужно взять 2(2:1).
3. Схематично образование ионной связи между атомами лития и фосфора можно записать так:

Ответ на вопрос 5.

Элемент с порядковым номером 35 – это бром (Br). Заряд ядра его атома равен 35. Атом брома содержит 35 протонов, 35 электронов и 45 нейтронов.

§ 7 . Изменения в составе ядер атомов химических элементов. Изотопы

Ответ на вопрос 1.

Изотопы 40 19 K и 40 18 Ar проявляют разные свойства, потому что имеют разный заряд ядра и разное количество электронов.

Ответ на вопрос 2.

Относительная атомная масса аргона близка к 40, т.к. в ядре его атома 18 протонов и 22 нейтрона, а в ядре атома калия 19 протонов и 20 нейтронов, поэтому его относительная атомная масса близка к 39. Так как число протонов в ядре атома калия больше, он стоит в таблице после аргона.

Ответ на вопрос 3.

Изотопы – это разновидности атомов одного элемента, имеющие одинаковое количество протонов и электронов и различное число нейтронов.

Ответ на вопрос 4.

Изотопы хлора схожи по свойствам, т.к. свойства определяются зарядом ядра, а не его относительной массой, даже при изменении относительной атомной массы изотопов хлора на 1 или 2 единицы масса изменяется незначительно, в отличие от изотопов водорода, где при добавлении одного или двух нейтронов масса ядра изменяется в 2 или 3 раза.

Ответ на вопрос 5.

Дейтериевая (тяжелая вода) – соединение, где 1 атом кислорода связан с двумя атомами изотопа водорода 2 1 D , формула D2 O. Сравнение свойств D2 O и Н2 О

Ответ на вопрос 6.

Вначале расположен элемент с большим значением относительной

атомной массы в парах:

Te-I (теллур-иод) 128 Te и 127 I.

Th-Pa (торий-протактиний) 232 90 Th и 231 91 Pa . U-Np (уран-нептуний) 238 92 U и 237 93 Np .

§ 8 . Строение электронных оболочек атомов

Ответ на вопрос 1.

а) Al +13

б) Р

в) О

13 Al 2e– , 8e– , 3e–

15 Р 2e– , 8e– , 5e–

8 О 2e– , 6e–

а) – схема строения атома алюминия; б) – схема строения атома фосфора; в) – схема строения атома кислорода.

Ответ на вопрос 2.

а) сравним строение атомов азота и фосфора.

7 N 2e– , 5e–

15 Р 2e– , 8e– , 5e–

Cтроение электронной оболочки этих атомов схоже, оба на последнем энергетическом уровне содержат 5 электронов. Однако у азота всего 2 энергетических уровня, а у фосфора их 3.

б) Сравним строение атомов фосфора и серы.

15 Р 2e– , 8e– , 5e–

16 S 2e– , 8e– , 6e–

Атомы фосфора и серы имеют по 3 энергетических уровня, причем у каждого последний уровень незавершенный, но у фосфора на последнем энергетическом уровне 5 электронов, а у серы 6.

Ответ на вопрос 3.

Атом кремния содержит в ядре 14 протонов и 14 нейтронов. Число электронов, находящихся вокруг ядра, как и число протонов равно порядковому номеру элемента. Число энергетических уровней определяется номером периода и равно 3. Число внешних электронов определяется номером группы и равно 4.

Ответ на вопрос 4.

Количество содержащихся в периоде элементов равно максимально возможному числу электронов на внешнем энергетическом уровне и это число определяется по формуле 2n2 , где n – номер периода.

Поэтому в первом периоде содержится только 2 элемента (2 12 ), а во втором периоде 8 элементов (2 22 ).

Ответ на вопрос 5.

В астрономии – Период вращения Земли вокруг своей оси 24 часа.

В географии – Смена сезонов с периодом 1 год.

В физике – Периодические колебания маятника.

В биологии – Каждая клетка дрожжей в оптимальных условиях раз в 20 мин. делится.

Ответ на вопрос 6.

Электроны и строение атома были открыты в начале XX века, чуть позже было написано это стихотворение, которое отражает во многом нуклеарную, или планетарную, теорию строения атома, а также автор допускает возможность, что и электроны тоже сложные частицы, строение которых мы еще просто не изучили.

Ответ на вопрос 7.

Приведенные в учебнике 2 четверостишия говорят об огромном поэтическом таланте В. Брюсова и гибком уме его, раз он мог так легко понять и принять все достижения современной ему науки, а также, по всей видимости, просвещенности и образованности в данной области.

§ 9 . Изменение числа электронов на внешнем энергетическом уровне атомов химических элементов

Ответ на вопрос 1.

а) Сравним строение и свойства атомов углерода и кремния

6 С 2e– , 4e–

14 Si 2e– , 8e– , 4e–

По строению электронной оболочки эти элементы схожи: оба на последнем энергетическом уровне имеют по 4 электрона, но у углерода 2 энергетических уровня, а у кремния 3. Т.к. число электронов на внешнем уровне одинаково, то и свойства этих элементов будут похожи, но радиус атома кремния больше, поэтому по сравнению с углеродом он будет проявлять больше металлических свойств.

б) Сравним строение и свойства атомов кремния и фосфора:

14 Si 2e– , 8e– , 4e–

15 Р 2e– , 8e– , 5e–

Атомы кремния и фосфора имеют по 3 энергетических уровня, причем у каждого последний уровень незавершенный, но у кремния на последнем энергетическом уровне 4 электрона, а у фосфора 5, поэтому радиус атома фосфора меньше и он в большей степени проявляет неметаллические свойства, чем кремний.

Ответ на вопрос 2.

а) Рассмотрим схему образования ионной связи между алюминием и кислородом.

1. Алюминий – элемент главной подгруппы III группы, металл. Его атому легче отдать 3 внешних электрона, чем принять недостающие

Al0 – 3e– → Al+ 3

2. Кислород – элемент главной подгруппы VI группы, неметалл. Его атому легче принять 2 электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать 6 электронов с внешнего уровня.

O0 + 2e– → О− 2

3. Сначала найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 6(3 2). Чтобы атомы Al отдали 6

электронов, их нужно взять 2(6:3), чтобы атомы кислорода смогли принять 6 электронов, их нужно взять 3(6:2).

4. Схематично образование ионной связи между атомами алюминия и кислорода можно записать так:

2Al0 + 3O0 → Al2 +3 O3 –2 → Al2 O3

6e–

б) Рассмотрим схему образования ионной связи между атомами лития и фосфора.

1. Литий – элемент I группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 внешний электрон, чем принять недостающие 7:

Li0 – 1e– → Li+ 1

2. Фосфор – элемент главной подгруппы V группы, неметалл. Его атому легче принять 3 электрона, которых не хватает до завершения вешнего уровня, чем отдать 5 электронов:

Р0 + 3e– → Р− 3

3. Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 3(3 1). Чтобы атомы лития отдали

3 электронов, их нужно взять 3(3:1), чтобы атомы фосфора смогли принять 5 электронов, нужно взять только 1 атом (3:3).

4. Схематично образование ионной связи между атомами лития и фосфора можно записать так:

3Li0 – + P0 → Li3 +1 P–3 → Li3 P

в) Рассмотрим схему образования ионной связи между атомами магния и фтора.

1. Магний – элемент II группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 2 внешних электрона, чем принять недостающие

Mg0 – 2e– → Mg+ 2

2. Фтор – элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его атому легче принять 1 электрон, которого не хватает до завершения вешнего уровня, чем отдать 7 электронов:

F0 + 1e– → F− 1

3. Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2(2 1). Чтобы атомы магния отдали 2 электрона, нужен только один атом, чтобы атомы фтора смогли принять 2 электрона, их нужно взять 2(2:1).

4. Схематично образование ионной связи между атомами лития и фосфора можно записать так:

Mg0 +– 2F0 → Mg+2 F2 –1 → MgF2

Ответ на вопрос 3.

Самые типичные металлы расположены в периодической системе

в начале периодов и в конце групп, таким образом, самым типичным металлом является франций (Fr). Типичные неметаллы расположены

в конце периодов и в начале групп. Таким образом, самый типичный неметалл фтор (F). (Гелий не проявляет каких-либо химических свойств).

Ответ на вопрос 4.

Инертные газы стали называть благородными, так же как и металлы, потому что в природе они встречаются исключительно в свободном виде и с большим трудом образуют химические соединения.

Ответ на вопрос 5.

Выражение «Улицы ночного города были залиты неоном» химически неверно, т. к. неон – инертный, малораспространенный газ, в воздухе его содержится очень мало. Однако неоном заполняют неоновые лампы и лампы дневного света, которые часто используются для подсветки вывесок, афиш, реклам ночью.

§ 10 . Взаимодействие атомов элементов-неметаллов между собой

Ответ на вопрос 1.

Электронная схема образования двухатомной молекулы галогена будет выглядеть так:

а + а→ аа

А структурная формула

Ответ на вопрос 2.

а) Схема образования химической связи для AlCl3 :

Алюминий – элемент III группы. Его атому легче отдать 3 внешних электрона, чем принять недостающие 5.

Al° – 3 e → Al+3

Хлор – элемент VII группы. Его атому легче принять 1 электрон, которого не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать 7 электронов.

Сl° + 1 e → Сl–1

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 3(3:1). Чтобы атомы алюминия отдали 3 электрона надо взять только 1 атом (3:3), чтобы атомы хлора смогли принять 3 электрона, их нужно взять 3(3:1)

Al° + 3Сl° → Al+3 Cl–1 → AlСl3

3 e –

Связь между атомами металла и неметалла носит ионный характер. б) Схема образования химической связи для Cl2 :

Хлор – элемент главной подгруппы VII группы. Его атомы имеют 7 электронов на внешнем уровне. Число непарных электронов равно

Связь между атомами одного и того же элемента ковалентна.

Ответ на вопрос 3.

Сера – элемент главной подгруппы VI группы. Ее атомы имеют 6 электронов на внешнем уровне. Число непарных электронов равно (8–6)2. В молекулах S2 атомы связаны двумя общими электронными парами, поэтому связь двойная.

Схема образования молекулы S2 будет выглядеть следующим образом:

Ответ на вопрос 4.

В молекуле S2 связь двойная, в молекуле Cl связь одинарная, в молекуле N2 – тройная. Поэтому самой прочной молекулой будет N2 , менее прочной S2 , а еще слабее Cl2 .

Длина связи самая маленькая в молекуле N2 , больше в молекуле S2 , еще больше в молекуле Cl2 .

§ 11 . Ковалентная полярная химическая связь

Ответ на вопрос 1.

Так как значения ЭО водорода и фосфора одинаковы, то химическая связь в молекуле Ph4 будет ковалентной неполярной.

Ответ на вопрос 2.

1. а) в молекуле S2 связь ковалентная неполярная, т.к. она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи будет следующей:

Сера – элемент главной подгруппы VI группы. Ее атомы имеют по 6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет: 8 – 6 = 2.

Обозначим внешние электроны S

б) в молекуле K2 O связь ионная, т.к. она образована атомами элементов металла и неметалла.

Калий – элемент I группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7:

K0 – 1e– → K + 1

Кислород – элемент главной подгруппы VI группы, неметалл. Его атому легче принять 2 электрона, которых не хватает до завершения уровня, чем отдать 6 электронов:

O0 + 2e– → O− 2

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2(2 1). Чтобы атомы калия отдали 2 электрона, их нужно взять 2, чтобы атомы кислорода смогли принять 2 электрона, необходим только 1 атом:

2K2e 0 – + O0 → K2 +1 O–2 → K2 O

в) в молекуле h3 S связь ковалентная полярная, т. к. она образована атомами элементов с различной ЭО. Схема образования связи будет следующей:

Сера – элемент главной подгруппы VI группы. Ее атомы имеют по 6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет: 8– 6=2.

Водород – элемент главной подгруппы I группы. Его атомы содержат по 1 электрону на внешней оболочке. Непарным является 1 электрон (для атома водорода завершенным является двухэлектронный уровень). Обозначим внешние электроны:

Общие электронные пары смещены к атому серы, как более электроотрицательному

H δ+ → S 2 δ− ← H δ+

1. а) в молекуле N2 связь ковалентная неполярная, т.к. она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи следующая:

Азот – элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют 5 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов: 8 – 5 = 3.

Обозначим внешние электроны: N

N ≡ N

б) в молекуле Li3 N связь ионная, т.к. она образована атомами элементов металла и неметалла.

Литий – элемент главной подгруппы I группы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7:

Li0 – 1e– → Li+ 1

Азот – элемент главной подгруппы V группы, неметалл. Его атому легче принять 3 электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать пять электронов с внешнего уровня:

N0 + 3e– → N− 3

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 3(3 1). Чтобы атомы лития отдали 3 электрона, необходимо 3 атома, чтобы атомы азота смогли принять 3 электрона, необходим только один атом:

3Li0 + N0 → Li3 +1 N–3 → Li3 N

3e–

в) в молекуле NCl3 связь ковалентная полярная, т.к. она образована атомами элементов-неметаллов с различными значениями ЭО. Схема образования связи следующая:

Азот – элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют по 5 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет: 8– 5=3.

Хлор – элемент главной подгруппы VII группы. Его атомы содержат по 7 электронов на внешней оболочке. Непарным остается

Лови ответ.
а) Рассмотрим схему образования ионной связи между натрием и
кислородом.
1. Натрий – элемент главной подгруппы I группы, металл. Его атомму легче отдать I внешний электрон, чем принять недостающие 7:

2. Кислород- элемент главной подгруппы VI группы, неметалл.
Его атому легче принять 2 электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать 6 электронов с внешнего уровня.

3. Сначала найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2(2∙1). Чтобы атомы Naотдали 2 электрона, их надо взять 2(2:1), чтобы атомы кислорода смогли принять 2 электрона, их нужно взять 1.
4. Схематично образование ионной связи между атомами натрия и кислорода можно записать так:

б) Рассмотрим схему образования ионной связи между атомами лития и фосфора.
I. Литий – элемент I группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 внешний электрон, чем принять недостающие 7:

2. Хлор- элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его
атому легче принять 1 электрон, чем отдать 7 электронов:

2. Наименьшее общее кратное 1, т.е. чтобы 1 атом лития отдал, а атом хлора принял 1 электрон, надо взять их по одому.
3. Схематично образование ионной связи между атомами лития и хлора можно записать так:

в) Рассмотрим схему образования ионной связи между атомами
магния и фтора.
1. Магний- элемент II группы главной подгруппы, металл. Его
атому легче отдать 2 внешних электрона, чем принять недостающие 6:

2. Фтор – элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его
атому легче принять 1 электрон, которого не хватает до завершения вешнего уровня, чем отдать 7 электронов:

2. Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2(2∙1). Чтобы атомы магния отдали 2 электрона, нужен только один атом, чтобы атомы фтора смогли принять 2 электрона, их нужно взять 2(2:1).
3. Схематично образование ионной связи между атомами лития и фосфора можно записать так:

Данный урок посвящен обобщению и систематизации знаний о видах химической связи. В процессе урока будут рассмотрены схемы образования химической связи в различных веществах. Урок поможет закрепить умение определять вид химической связи в веществе по его химической формуле.

Тема: Химическая связь. Электролитическая диссоциация

Урок: Схемы образования веществ с различным типом связи

Рис. 1. Схема образования связи в молекуле фтора

Молекула фтора состоит из двух атомов одного химического элемента-неметалла с одинаковой электроотрицательностью, следовательно, в этом веществе реализуется ковалентная неполярная связь. Изобразим схему образования связи в молекуле фтора. Рис. 1.

Вокруг каждого атома фтора с помощью точек нарисуем семь валентных, то есть внешних, электронов. До устойчивого состояния каждому атому необходим еще один электрон. Таким образом, образуется одна общая электронная пара. Заменив ее черточкой, изобразим графическую формулу молекула фтора F-F.

Вывод: ковалентная неполярная связь образуется между молекулами одного химического элемента-неметалла. При таком типе химической связи образуются общие электронные пары, которые в равной степени принадлежат обоим атомам, то есть не происходит смещения электронной плотности ни к одному из атомов химического элемента

Рис. 2. Схема образования связи в молекуле воды

Молекула воды состоит из атомов водорода и кислорода – двух элементов-неметаллов с разными значениями относительной электроотрицательности, следовательно, в этом веществе – ковалентная полярная связь.

Так как кислород – более электроотрицательный элемент, чем водород, общие электронные пары смещаются в сторону кислорода. На атомах водорода возникает частичный заряд, а на атоме кислорода – частичный отрицательный. Заменив обе общие электронные пары черточками, а точнее стрелками, показывающими смещение электронной плотности, запишем графическую формулу воды Рис. 2.

Вывод: ковалентная полярная связь возникает между атомами разных элементов-неметаллов, то есть с разными значениями относительной электроотрицательности. При этом типе связи образуются общие электронные пары, которые смещаются в сторону более электроотрицательного элемента .

1. №№ 5,6,7 (с.145) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Укажите частицу с наибольшим и наименьшим радиусом: атом Ar, ионы: K + , Ca 2+ , Cl – .Ответ обоснуйте.

3. Назовите три катиона два аниона, которые имеют такую же электронную оболочку, что и ион F – .

ЧАСТЬ 1

1. Атомы металлов, отдавая внешние электроны, превращаются в положительные ионы:

где n — число электронов внешнего слоя атома, соответствующее номеру группы химического элемента.

2. Атомы неметаллов, принимая электроны, недостающие до завершения внешнего электронного слоя, превращаются в отрицательные ионы:

3. Между разноимённо заряженными ионами возникает связь, которая называется ионной.

4. Дополните таблицу «Ионная связь».

ЧАСТЬ 2

1. Дополните схемы образования положительно заряженных ионов. Из букв, соответствующих правильным ответам, вы составите название одного из древнейших природных красителей: индиго.

2. Поиграйте в «крестики-нолики». Покажите выигрышный путь, который составляют формулы веществ с ионной химической связью.

3. Верны ли следующие утверждения?

3) верно только Б

4. Подчеркните пары химических элементов, между которыми образуется ионная химическая связь.


1) калий и кислород
2) водород и фосфор

3) алюминий и фтор
4) водород и азот


Составьте схемы образования химической связи между выбранными элементами.

5. Придумайте рисунок в стиле комиксов, отражающий процесс образования ионной химической связи.

6. Составьте схему образования двух химических соединений с ионной связью по условной записи:

Выберите химические элементы «А» и «Б» из следующего списка: кальций, хлор, калий, кислород, азот, алюминий, магний, углерод, бром.

Подходят для данной схемы кальций и хлор, магний и хлор, кальций и бром, магний и бром.

7. Напишите небольшое литературное произведение (эссе, новеллу или стихотворение) об одном из веществ с ионной связью, которое человек применяет в быту или на производстве. Для выполнения задания используйте возможности Интернета.

Хлорид натрия – вещество с ионной связью, без него нет жизни, хотя, когда его много – это тоже нехорошо. Даже есть такая народная сказка, где рассказывается о том, что принцесса любила своего отца короля так сильно, как соль, за что была изгнана из королевства. Но, когда король однажды попробовал еду без соли и понял, что есть невозможно, он тогда понял, что дочь его очень сильно любила. Значит, соль – есть жизнь, но её потребление должно быть в меру. Потому что чрезмерное потребление соли сильно вредит здоровью. Избыток соли в организме приводит к заболеванию почек, меняет цвет кожи, задерживает излишнюю жидкость в организме, что приводит к отёкам и нагрузке на сердце. Поэтому, надо контролировать потребление соли. 0,9% раствор хлорида натрия – это физиологический раствор, используется для вливания лекарств в организм. Поэтому, очень трудно ответить на вопрос: полезна или вредна соль? Она нам нужна в меру.

[PDF] Document – Free Download PDF

Download Document…

Строение атома

Si

+ 14) –

)) –

2 e 8e 4e ЗАПОМНИ!!!

Порядковый номер – заряд ядра (число протонов) № периода – число электронных уровней(слоёв) Если элемент в главной подгруппе, то число внешних электронов – № группы

Атом какого химического элемента имеет приведенную ниже схему строения?

1) аргона 2) кислорода 3) серы 4) кальция

Атом какого химического элемента имеет приведенную ниже схему строения?

1) аргона 2) кислорода 3) серы 4) кальция

Сколько электронов находится на внешнем уровне элемента с порядковым номером 13? 1) 3 2) 5 3) 8 4) 13

Сколько электронов находится на внешнем уровне элемента с порядковым номером 13? 1) 3 2) 5 3) 8 4) 13

Элементу не хватает 3 электронов до завершения энергетического уровня. Порядковый номер элемента в периодической системе: 1) 3 2) 5 3) 7 4) 11

Элементу не хватает 3 электронов до завершения энергетического уровня. Порядковый номер элемента в периодической системе: 1) 3 2) 5 3) 7 4) 11

В атоме элемента число электронов на внешнем уровне в два раза превышает число внутренних электронов. Какой это элемент? 1) литий 3) кислород 2) углерод 4) сера

В атоме элемента число электронов на внешнем уровне в два раза превышает число внутренних электронов. Какой это элемент? 1) литий 3) кислород 2) углерод 4) сера

Атом элемента содержит на внешнем энергетическом уровне 3 электрона. Порядковый номер элемента в периодической системе: 1) 3 2) 5 3) 7 4) 11

Атом элемента содержит на внешнем энергетическом уровне 3 электрона. Порядковый номер элемента в периодической системе: 1) 3 2) 5 3) 7 4) 11

В атоме элемента два энергетических уровня заполнены электронами, а на третьем находится 4 электрона. Какой это элемент? 1) кремний 2) углерод 3) кислород 4) сера

В атоме элемента два энергетических уровня заполнены электронами, а на третьем находится 4 электрона. Какой это элемент? 1) кремний 2) углерод 3) кислород 4) сера

На приведённом рисунке изображена модель атома • 1) хлора 2) азота 3) магния 4) фтора

На приведённом рисунке изображена модель атома • 1) хлора 2) азота 3) магния 4) фтора

Атому Ne и иону Na соответствует схема

))) 2 e 8e 2e

))) 2 e 8e 4e

)) 2 e 2е

)) 2 e 8e

+

Атому Ne и иону Na соответствует схема

))) 2 e 8e 2e

))) 2 e 8e 4e

)) 2 e 2е

)) 2 e 8e

+

И иону F и иону Mg соответствует схема

))) 2 e 8e 2e

))) 2 e 8e 4e

)) 2 e 2е

)) 2 e 8e

2+

И иону F и иону Mg соответствует схема

))) 2 e 8e 2e

))) 2 e 8e 4e

)) 2 e 2е

)) 2 e 8e

2+

Число внешних электронов увеличивается В периодах Уменьшается радиус атома ЗАПОМНИ!!! Увеличивается заряд ядра Усиливаются неметаллические (окислительные свойства) Увеличивается электроотрицательность атома Число электронных уровней одинаково Число внешних электронов одинаково Не образует Увеличивается радиус оксидов Увеличивается радиус атома атома Увеличивается заряд ядра Усиливаются кислотные Увеличивается число (Cl2O7; HClO4) электронных уровней свойства оксидов и Усиливаются кислородсодержащих металлические кислот (восстановительные свойства) В периодах / Усиливаются основные Высшая валентность в свойства оксидов и оксидах(степень окисления) гидроксидов (щелочей увеличивается, а и оснований) валентность в водородных Высшая валентность соединениях уменьшается и степень окисления одинакова

F

Cl

Cs

Летучие водородные соединения неметаллов

III -3

IV -4

Не реагируют с водой

Валентность неметаллов в водородных соединениях уменьшается II I

Ch5 метан

Nh4 аммиак

h3O вода

HF фтороводород

Sih5 силан

Ph4 фосфин

h3S сероводород

HCl хлороводород

Geh5 герман

Ash4 арсин

h3Se селеноводород

HBr бромоводород

Основные свойства

h3Te HI теллуроводород йодоводород

Усиливаются кислотные свойства при растворении их в воде

От кислотных к оснóвным меняются свойства оксидов в ряду 1) CaO → SiO2 → SO3 2) CO2 → Al2O3 → MgO 3) SO3 → P2O5 → Al2O3 4) Na2O → MgO → Al2O3

От кислотных к оснóвным меняются свойства оксидов в ряду 1) CaO → SiO2 → SO3 2) CO2 → Al2O3 → MgO 3) SO3 → P2O5 → Al2O3 4) Na2O → MgO → Al2O3

В ряду O – S – Se – Te увеличивается 1) электроотрицательность элемента 2) валентность элемента в водородном соединении 3) высшая степень окисления 4) радиус атома

В ряду O – S – Se – Te увеличивается 1) электроотрицательность элемента 2) валентность элемента в водородном соединении 3) высшая степень окисления 4) радиус атома

В каком ряду химических элементов увеличивается радиус атома? • • • •

1) литий – бериллий – бор 2) кальций – магний – бериллий 3) фосфор – сера – хлор 4) гелий – неон – аргон

В каком ряду химических элементов увеличивается радиус атома? • • • •

1) литий – бериллий – бор 2) кальций – магний – бериллий 3) фосфор – сера – хлор 4) гелий – неон – аргон

В каком ряду химических элементов усиливаются неметаллические свойства соответствующих им простых веществ? • • • •

1) алюминий → фосфор → хлор 2) фтор → азот → углерод 3) хлор → бром → иод 4) кремний → сера → фосфор

В каком ряду химических элементов усиливаются неметаллические свойства соответствующих им простых веществ? • • • •

1) алюминий → фосфор → хлор 2) фтор → азот → углерод 3) хлор → бром → иод 4) кремний → сера → фосфор

Валентность элемента в водородном соединении уменьшается в ряду • 1) S → Se → Te 3) Cl → Br → I • 2) S → P → Si 4) N → O → F

Валентность элемента в водородном соединении уменьшается в ряду • 1) S → Se → Te 3) Cl → Br → I • 2) S → P → Si 4) N → O → F

Валентность элемента в высшем оксиде растёт в ряду 1) Be  B  C 3) Cl  Br  I 2) Ca  Sr  Mg 4) H  Li  Na

Валентность элемента в высшем оксиде растёт в ряду 1) Be  B  C 3) Cl  Br  I 2) Ca  Sr  Mg 4) H  Li  Na

В ряду F – Cl – Br – I уменьшается • • • •

1) электроотрицательность элемента 2) радиус атома 3) число электронов в атоме 4) число заполненных электронных слоев в атоме

В ряду F – Cl – Br – I уменьшается • • • •

1) электроотрицательность элемента 2) радиус атома 3) число электронов в атоме 4) число заполненных электронных слоев в атоме

Элемент 3-его периода главной подгруппы II группы образует высший гидроксид, общая формула которого • • • •

1) Э(ОН)2 2) Н2ЭО3 3) Э(ОН)3 4) НЭО3

Элемент 3-его периода главной подгруппы II группы образует высший гидроксид, общая формула которого • • • •

1) Э(ОН)2 2) Н2ЭО3 3) Э(ОН)3 4) НЭО3

Запомни СО, N2O,NO – несолеобразующие оксиды!!! Всем другим оксидам соответствуют гидроксиды: Оксидам металлов (основным) – основания CaO Ca(OH)2 – гидроксид кальция Амфотерным оксидам (Al2O3, BeO,ZnO и Cr2O3) – амфотерные гидроксиды –например Al(OH)3 Оксидам неметаллов (кислотным) – кислоты P2O5 h4PO4 –фосфорная кислота И основания и кислородные кислоты являются гидроксидами, но формулы кислот записываются так, что атомы Н впереди и каждая кислота имеет своё конкретное название…

Элемент 2- oго периода главной подгруппы V группы образует высший гидроксид, формула которого

• • • •

1 Э(ОН)2 2 Н2Э Э(ОН)3 НЭO3

Элемент 2- oго периода главной подгруппы V группы образует высший гидроксид, формула которого

• • • •

1 Э(ОН)2 2 Н2Э Э(ОН)3 НЭO3

Часть В – выбрать 2 ответа

В каких рядах элементы расположены в порядке усиления кислотных свойств их летучих водородных соединений?

• • • • •

1) F – Cl – Br 2) As – P – N 3) N – O – F 4) Se – S – O 5) Cl – S – P

В каких рядах элементы расположены в порядке усиления кислотных свойств их летучих водородных соединений?

• • • • •

1) F – Cl – Br 2) As – P – N 3) N – O – F 4) Se – S – O 5) Cl – S – P

В каких рядах элементы расположены в порядке уменьшения кислотных свойств их летучих водородных соединений?

• • • • •

1) N – O – F 2) Se – S – O 3) F – Cl – Br 4) O – N – C 5) Si – P – S

В каких рядах элементы расположены в порядке уменьшения кислотных свойств их летучих водородных соединений?

• • • • •

1) N – O – F 2) Se – S – O 3) F – Cl – Br 4) O – N – C 5) Si – P – S

В каком ряду химические элементы расположены в порядке увеличения их электроотрицательности

• • • • •

1) Be – Mg – Ca 2) C – Si – Ge 3) As – P – N 4) Si – Al – Mg 5) Si – P – S

В каком ряду химические элементы расположены в порядке увеличения их электроотрицательности

• • • • •

1) Be – Mg – Ca 2) C – Si – Ge 3) As – P – N 4) Si – Al – Mg 5) Si – P – S

В ряду химических элементов: Al → Si → P – происходит увеличение (усиление) • 1) числа протонов в ядрах атомов • 2) числа заполняемых электронных слоёв в атомах • 3)радиуса атомов • 4)металлических свойств • 5) степени окисления в высших оксидах

В ряду химических элементов: Al → Si → P – происходит увеличение (усиление) • 1) числа протонов в ядрах атомов • 2) числа заполняемых электронных слоёв в атомах • 3)радиуса атомов • 4)металлических свойств • 5) степени окисления в высших оксидах

В ряду химических элементов Si — Ge — Sn

1) увеличивается число электронных слоев в атомах 2) уменьшается число протонов в ядрах атомов 3) увеличивается значение электроотрицательности 4) усиливается оснóвный характер высших оксидов 5) увеличивается число электронов во внешнем слое атомов

В ряду химических элементов Si — Ge — Sn

1) увеличивается число электронных слоев в атомах 2) уменьшается число протонов в ядрах атомов 3) увеличивается значение электроотрицательности 4) усиливается оснóвный характер высших оксидов 5) увеличивается число электронов во внешнем слое атомов

В ряду химических элементов C – Si – Ge увеличивается • 1) радиус атома • 2) высшая степень окисления • 3) валентность элемента в летучем водородном соединении • 4) число заполненных электронных слоев • 5) число электронов на внешнем уровне

В ряду химических элементов C – Si – Ge увеличивается • 1) радиус атома • 2) высшая степень окисления • 3) валентность элемента в летучем водородном соединении • 4) число заполненных электронных слоев • 5) число электронов на внешнем уровне

В ряду химических элементов Si – P – S увеличивается • 1) радиус атома • 2) высшая степень окисления • 3) валентность элемента в летучем водородном соединении • 4) число заполненных электронных слоев • 5) кислотный характер высшего оксида

В ряду химических элементов Si – P – S увеличивается • 1) радиус атома • 2) высшая степень окисления • 3) валентность элемента в летучем водородном соединении • 4) число заполненных электронных слоев • 5) кислотный характер высшего оксида

Что такое бром? | Использование, молекулярная структура и свойства

Периодическая таблица. Бром выделен красным кружком.

Структура брома

Как и все атомы, атом брома состоит из протонов, нейтронов и электронов. В его ядре содержится 35 нейтронов и 45 протонов. Атом имеет 4 электронные оболочки, всего 35 электронов. Они разделены на 2 электрона в самой внутренней оболочке и на 18, 8 и 7 электронов в каждой последующей оболочке.Семь электронов в его самой внешней оболочке, называемые валентными электронами , являются причиной того, что этот элемент классифицируется как галоген.

Эту электронную конфигурацию атома брома можно записать как:

  • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Из-за своей высокой реакционной способности бром встречается в природе в виде молекулы брома, а не отдельного атома. Эта молекула состоит из двух атомов брома, каждый из которых разделяет один валентный электрон с другим, образуя ковалентную связь .

Бром существует в чистом виде в виде двухатомной молекулы.

Свойства брома

Как и все элементы, бром обладает отличительными химическими и физическими свойствами. Давайте более подробно рассмотрим некоторые из этих свойств ниже:

Химические свойства брома

Как и все галогены, бром обладает высокой реакционной способностью. Вот почему он не встречается в природе в виде одиночного атома. Чаще всего встречается в солях брома или в некоторых органических соединениях (называемых броморганическими соединениями).) В чистом виде бром легко соединяется с другим атомом брома, образуя двухатомную молекулу: Br2 .

Среди других элементов группы галогенов бром менее реакционноспособен, чем хлор и фтор. Это связано с тем, что он обладает большим количеством электронных оболочек, чем Cl и F, и, следовательно, имеет более низкую электроотрицательность. Он более реакционноспособен, чем йод и астат, потому что бром имеет меньше электронных оболочек и более электроотрицательный.

В большинстве химических реакций бром служит акцептором электронов (электрофил.) Такие соединения брома обычно включают термин бромид в свое название, потому что молекула брома приняла один электрон и стала ионом брома.

В природе встречаются два стабильных изотопа брома – Br-79 и Br-81. Они имеют атомные массы 79 и 81 соответственно.

Физические свойства брома

Бром имеет температуру плавления -7,2 градуса Цельсия и точку кипения 58,8 градуса Цельсия. Вот почему в чистом виде в виде молекул брома он в природе находится в жидком состоянии.Фактически, это один из двух элементов во всей таблице Менделеева и единственный неметаллический элемент, который существует в жидком состоянии при комнатной температуре. Другой элемент – ртуть (металл).

Бром легко испаряется и образует коричневые пары с неприятным запахом, похожим на запах хлора. Его неприятный запах объясняет его название, происходящее от греческого слова bromos , что означает «плохой/неприятный запах».

Использование брома

Бром чаще всего встречается в природе в виде солей брома.Этих солей много в морской воде, средняя концентрация составляет 85 частей на миллион. Вот почему большая часть брома, необходимого для коммерческого использования, добывается из моря. Ежегодно извлекается более 300 000 тонн брома, а крупнейшими производителями являются США, Израиль и Великобритания.

В форме органических и неорганических соединений, содержащих бром, бром имеет множество коммерческих применений. Некоторые примеры изделий, произведенных с использованием брома, включают:

  • Инсектициды
  • Фумиганты
  • Красители
  • Огнетушители
  • Фармацевтика
  • Дезинфицирующие средства
  • Пищевые эмульгаторы

Органические соединения, содержащие бром, называемые броморганическими соединениями, обычно использовались в качестве присадок к этилированному бензину до тех пор, пока производство этилированного бензина не было прекращено по экологическим причинам.

Бром в жилых бассейнах

Бром обычно используется в качестве заменителя хлора при обслуживании плавательных бассейнов. В частности, бромноватистая кислота (химическая формула — HBrO) используется в плавательных бассейнах благодаря своим свойствам дезинфицирующего средства и окислителя, а также способности предотвращать цветение водорослей. Обычно его предпочитают из-за более мягкого запаха по сравнению с хлором, но его также используют люди, чьи глаза и кожа чувствительны к хлору.

Бром, в отличие от хлора, быстро разрушается солнечными ультрафиолетовыми лучами.Вот почему бром предпочтительнее для крытых бассейнов и спа, а хлор — для открытых бассейнов.

Бром: опасности

Хотя многие соединения брома совершенно безопасны в использовании, чистый диатонический бром считается высокотоксичным материалом, и следует избегать прямого контакта с этим веществом. Он может вызвать химические ожоги и раздражение при контакте с тканями человека и может быть токсичным при вдыхании в виде паров. Некоторые броморганические соединения часто используются в качестве пестицидов из-за их токсичности для мелких животных и насекомых.Однако многие из этих бромсодержащих пестицидов также могут быть токсичными для человека и очень опасны.

При контакте с бромом может потребоваться немедленная медицинская помощь, и всегда следует соблюдать правила техники безопасности. Давайте обсудим некоторые опасности брома для окружающей среды и человека, а также меры предосторожности, которые следует соблюдать при работе с бромом.

Опасность для окружающей среды

Загрязнение, содержащее бром, может оказать очень негативное воздействие на окружающую среду.В частности, бром оказывает серьезное воздействие при попадании в атмосферу и может нанести большой ущерб озоновому слою. На самом деле, по оценкам, бром является причиной примерно половины текущего ущерба озоновому слою над Антарктидой.

Протоколы безопасности

Из-за многих опасностей воздействия брома рекомендуется соблюдать протоколы безопасности при работе с этим веществом. Сюда входят:

  • Ношение средств индивидуальной защиты (СИЗ) – e.г., защитные очки, лабораторный халат, перчатки, закрытая обувь
  • Не работать в одиночку (на случай, если вы заразитесь и вам понадобится немедленная помощь)
  • Четкая маркировка контейнеров с бромом для выделения их как опасного вещества
  • Соблюдение рекомендаций по утилизации опасных отходов для безопасной утилизации брома

Воздействие брома и его обработка.

Симптомы воздействия брома зависят от продолжительности и типа воздействия, но обычно включают:

  • Раздражение глаз и горла из-за паров
  • Химические ожоги при попадании на кожу
  • Вдыхание может вызвать проблемы с дыханием и головокружение, среди других симптомов и отравления бромом
  • Броморганические соединения могут вызывать повреждение органов при употреблении

Если вы считаете, что подверглись воздействию брома или бромсодержащих соединений и испытываете какие-либо симптомы, важно обратиться за медицинской помощью.

Длительное воздействие

Длительное воздействие брома и броморганических соединений может иметь серьезные последствия для здоровья.

  • Длительное воздействие брома при вдыхании может привести к необратимым проблемам с легкими.
  • Воздействие некоторых броморганических соединений может вызывать расстройства нервной системы, генетические дефекты и рак.
  • Потребление неорганических бромов в высоких дозах может привести к поражению щитовидной железы и нервной системы.
  • Длительное воздействие может привести к отравлению бромом , которое может необратимо повредить различные системы органов.
Лечение

Рекомендации при кратковременном воздействии брома обычно включают промывание места воздействия на теле (например, глаз, кожи и т. д.) путем помещения его под проточную воду, чтобы смыть как можно больше оставшегося брома на поверхность насколько это возможно. При вдыхании паров брома рекомендуется выйти на улицу, чтобы получить как можно больше свежего воздуха.

Противоядия от отравления бромом не существует. Вот почему важно быстро обратиться за медицинской помощью, если вы считаете, что заразились.Медицинское лечение после серьезного воздействия брома или отравления бромом состоит в основном из поддерживающей терапии. Примеры поддерживающей терапии включают введение дополнительного кислорода и внутривенное введение жидкостей (в/в жидкости) для поддержки организма, пока бром вымывается из системы. Помимо поддерживающей терапии, медикаментозное лечение включает в себя постоянное наблюдение за пациентом. Некоторые лекарства могут быть назначены для лечения отдельных симптомов.

Резюме урока

Бром — это элемент, находящийся в 17-й группе ( галогенов ) периодической таблицы.Его атомный символ — Br , атомный номер — 35 , а атомный вес — 79,9 . Его атомная структура включает ядро ​​с 35 протонами и 45 нейтронами и четыре электронные оболочки с 35 электронами. Он имеет 7 валентных электронов , что определяет его как галоген и придает ему высокую реакционную способность в качестве акцептора электронов. Из-за своей высокой реакционной способности бром редко встречается в природе в чистом виде. Обычно он содержится в таких соединениях, как бромидные соли и броморганические соединения.В чистом виде бром представляет собой двухатомную молекулу брома – Br2 , атомы брома имеют ковалентную связь .

Температура плавления брома -7,2 градуса Цельсия, а температура кипения 58,8 градуса. Вот почему бром — один из двух элементов периодической таблицы, который находится в жидком состоянии при комнатной температуре. Эта жидкость имеет сильный неприятный запах.

Бром для коммерческого использования получают из океанов. Некоторые примеры коммерческого использования соединений брома включают: –

  • Инсектициды
  • Дезинфицирующие средства
  • Фармацевтика

Воздействие брома считается очень опасным как для человеческого организма, так и для окружающей среды.Отравление бромом может нанести долговременный вред организму, поэтому при работе с чистым бромом и некоторыми броморганическими соединениями необходимо соблюдать меры предосторожности. Отравление бромом не имеет известного противоядия и лечится симптоматически и с помощью поддерживающей терапии.

Медицинская оговорка: информация на этом сайте предназначена только для научных целей и не заменяет профессиональную медицинскую консультацию

Chem4Kids.com: Бром: информация об орбитах и ​​связывании



Посмотрите на доску.В этом поле слева есть вся информация, которую вам нужно знать об одном элементе. Он сообщает вам массу одного атома, сколько частей внутри и где он должен быть помещен в периодической таблице.

Теперь мы работаем с четвертым периодом/строкой в ​​таблице элементов. У вас может быть простой способ узнать количество электронов в нейтральном атоме , но размещение этих электронов становится немного более сложным. Давайте посмотрим на расположение электронов в основных элементах (левая и правая части таблицы) четвертого периода и более сложное расположение переходных элементов (в середине ряда). Если вы думаете, что это немного выше вашего понимания, вернитесь назад и посмотрите на элементы 1-18, которые имеют более простые организации.

Взгляните на картинку ниже. Каждый из этих цветных шаров является электроном. В атоме электроны вращаются вокруг центра, также называемого ядром. Электроны любят находиться в отдельных оболочках/орбиталях . Когда вы узнаете больше об атомной структуре, вы узнаете, что электроны не остаются в определенных областях вокруг ядра.Они находятся в облаках , которые могут иметь различную форму, включая сферы и гантелевидные формы. Так что помните, когда вы смотрите на нашу разбивку, что электроны не всегда находятся в правильном порядке, как показано здесь.

Бром относится к семейству галогенов. Его компаньоны включают фтор, хлор и йод. Как и другие галогены, бром имеет семь электронов на внешней оболочке и очень реакционноспособен. Вы найдете бром во многих солевых соединениях с щелочными металлами. Бромид натрия — это соединение, содержащееся в морской воде. Как и все химически активные элементы, бром никогда не встречается в природе отдельно. Он всегда является частью соединения с другими элементами.






Секции Chem4Kids

Сеть научных и математических сайтов Rader


Электронная конфигурация брома (Br) и орбитальная диаграмма

Бром (Br) является 35-м элементом в периодической таблице, и его символ — «Br».Электронная конфигурация брома и орбитальная диаграмма являются основной темой этой статьи. Также обсуждались валентность и валентных электронов брома , а также образование соединений, образование связей. Надеюсь, прочитав эту статью, вы узнаете об этом подробно.

Общее число электронов в броме равно тридцати пяти. Эти электроны расположены по определенным правилам разных орбит. Расположение электронов на различных орбитах и ​​орбиталях атома в определенном порядке называется электронной конфигурацией.Электронная конфигурация атомов брома (Br) может быть выполнена двумя способами.

  • Электронная конфигурация по орбите
  • Электронная конфигурация по орбитали

Электронная конфигурация по орбитали подчиняется другим принципам. Например, принцип Ауфбау, принцип Хунда, принцип запрета Паули. На этом сайте опубликована статья с подробным описанием электронной конфигурации , вы можете прочитать ее, если хотите.

Электронная конфигурация брома (Br) на орбите

Ученый Нильс Бор первым дал представление об орбите атома.Он представил модель атома в 1913 году. Там дается полное представление об орбите. Электроны атома вращаются вокруг ядра по определенной круговой траектории. Эти круговые пути называются орбитами (оболочками). Эти орбиты выражаются через n. [n = 1,2,3,4 . . . Порядковый номер орбиты]

Электронная конфигурация атома брома (Br) (модель Бора)

K — название первой орбиты, L — вторая, M — третья, N — название четвертой орбиты. Электронная удерживающая способность каждой орбиты составляет 2n 2 .

Например,

  1. n = 1 для K-орбиты.
    Электронная удерживающая способность K-орбиты составляет 2n 2 = 2 × 1 2 = 2 электрона.
  2. Для L-орбиты n = 2.
    Электронная емкость L-орбиты составляет 2n 2  = 2 × 2 2  = 8 электронов.
  3. n=3 для М-орбиты.
    Максимальная емкость для электронов на М-орбите составляет 2n 2 = 2 × 3 = 18 электронов.
  4. n=4 для N-орбиты.
    Максимальная емкость для электронов на N-орбите составляет 2n 2 = 2 × 4 2 = 32 электрона.

Таким образом, максимальная емкость удержания электронов на первой оболочке равна двум, на второй оболочке — восьми, а на третьей оболочке может быть максимум восемнадцать электронов. Атомный номер – это количество электронов в этом элементе. Атомный номер брома (Br) равен 35. То есть число электронов в броме равно тридцати пяти. Следовательно, атом брома будет иметь два электрона на первой оболочке, восемь на 2-й орбите, восемнадцать электронов на 3-й оболочке, а остальные семь электронов будут на четвертой оболочке.Следовательно, порядок числа электронов в каждой оболочке атома брома равен 2, 8, 18, 7.

Электроны можно правильно расположить по орбитам от элементов с 1 по 18. Электронная конфигурация элемента с атомным номером больше 18 не может быть правильно определено в соответствии с атомной моделью Бора. Электронная конфигурация 90 199 всех элементов 90 200 может быть выполнена с помощью орбитальной диаграммы.

Электронная конфигурация брома (Br) через орбиталь

Немецкий физик Ауфбау впервые предложил идею электронной конфигурации через суборбиты.Метод Ауфбау заключается в том, чтобы выполнить конфигурацию электрона через подэнергетический уровень. Эти суборбитали обозначаются буквой «l». Принцип Ауфбау заключается в том, что электроны, присутствующие в атоме, сначала завершают орбиталь с самой низкой энергией, а затем постепенно продолжают завершать орбиталь с более высокой энергией. Эти орбитали называются s, p, d, f. Электронная удерживающая способность этих орбиталей составляет s = 2, p = 6, d = 10 и f = 14. Метод электронной конфигурации Ауфбау: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.

Электронная конфигурация по принципу Ауфбау

Первые два электрона брома выходят на 1s-орбиталь. На s-орбитали может быть максимум два электрона. Следовательно, следующие два электрона переходят на 2s-орбиталь. На p-орбитали может быть максимум шесть электронов. Итак, следующие шесть электронов переходят на 2р-орбиталь. Вторая орбита теперь заполнена. Итак, оставшиеся электроны выйдут на третью орбиту. Тогда два электрона выйдут на 3s-орбиталь, а следующие шесть электронов окажутся на 3p-орбитали третьей орбитали.Теперь орбиталь 3p заполнена. Итак, следующие два электрона перейдут на 4s-орбиталь, а десять электронов перейдут на 3d-орбиталь. Трехмерная орбиталь теперь заполнена. Итак, оставшиеся пять электронов переходят на 4р-орбиталь. Электронная конфигурация BROMINE (BR) будет 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3P 6 3D 10 4S 2 4p 5 .

Как написать орбитальную диаграмму для брома (Br)?

Чтобы построить орбитальную диаграмму атома, вам сначала нужно знать принцип Хунда и принцип запрета Паули.Принцип Хунда состоит в том, что электроны на разных орбиталях с одинаковой энергией будут располагаться таким образом, чтобы они могли находиться в неспаренном состоянии максимального числа, и спин неспаренных электронов был бы однонаправленным. А принцип исключения Паули состоит в том, что значения четырех квантовых чисел двух электронов в атоме не могут быть одинаковыми. Чтобы написать орбитальную диаграмму брома (Br), вы должны сделать электронную конфигурацию брома. О чем подробно говорилось выше. Орбитальная диаграмма

брома (Br)

1s является ближайшей орбиталью с наименьшей энергией к ядру.Следовательно, электрон сначала выйдет на 1s-орбиталь. Согласно принципу Хунда, первый электрон войдет по часовой стрелке, а следующий электрон войдет на 1s-орбиталь против часовой стрелки. Орбиталь 1s теперь заполнена двумя электронами. Затем следующие два электрона перейдут на 2s-орбиталь точно так же, как и на 1s-орбиталь. Следующие три электрона войдут на 2p-орбиталь по часовой стрелке, а следующие три электрона войдут на 2p-орбиталь в направлении против часовой стрелки.

Следующие два электрона выйдут на 3s-орбиталь. Затем следующие шесть электронов перейдут на 3p-орбиталь точно так же, как и на 2p-орбиталь. Теперь орбиталь 3p заполнена. Итак, следующие два электрона попадут на 4s-орбиталь точно так же, как и на 1s-орбиталь. Теперь орбиталь 4s заполнена. Следовательно, следующие пять электронов войдут на 3d-орбиталь по часовой стрелке, а следующие пять электронов войдут в 3d-орбиталь против часовой стрелки. Трехмерная орбиталь теперь заполнена. таким образом, следующие три электрона войдут на орбиталь 4p по часовой стрелке, а оставшиеся два электрона войдут в орбиталь 4p против часовой стрелки.Это хорошо видно на рисунке орбитальной диаграммы брома.

Схема атомных орбиталей брома (Br)

Электронная конфигурация возбужденного состояния брома (Br)

Атомы могут переходить с одной орбитали на другую в возбужденном состоянии. Это называется квантовым скачком. Электронная конфигурация брома в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 904 7 2 4

9В электронной конфигурации основного состояния брома пять электронов орбитали 4p расположены на суборбиталях 4p x (2), 4p y (2) и 4p z . У p-орбитали есть три суборбитали. Суборбитали: p x , p y и p z . Каждая суборбиталь может иметь максимум два электрона. Тогда правильная электронная конфигурация брома (BR) в основном состоянии будет 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3 3D 10 4S 2 4p x 2 4p y 2 4p z 1 .Эта электронная конфигурация показывает, что последняя оболочка атома брома имеет неспаренный электрон. Таким образом, в этом случае валентность брома равна 1.

Бром (Br) возбужденное состояние Электронная конфигурация и орбитальная диаграмма

Когда атом брома возбужден, тогда атом брома поглощает энергию. В результате электрон с суборбитали 4p y перескакивает на 5s-орбиталь. Поэтому электронная конфигурация бромана (BR *) в возбужденном состоянии будет 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4p x 2 4p y 1 4p z 1 5s 1 . Валентность элемента определяется электронной конфигурацией в возбужденном состоянии. Здесь бром имеет три неспаренных электрона. Таким образом, в этом случае валентность брома равна 3.

Ион брома (Br

) Электронная конфигурация

Электронная конфигурация брома показывает, что последняя оболочка брома имеет семь электронов. Следовательно, валентных электронов брома равны семи. Элементы, имеющие 5, 6 или 7 электронов на последней оболочке, получают электроны последней оболочки во время образования связи.Элементы, которые принимают электроны и образуют связи, называются анионами. При образовании связи последняя оболочка брома получает электрон и превращается в бромид-ион (Br ). То есть бром является анионным элементом.

BR + E → BR → BR

Электронная конфигурация бромида ION (BR ) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3 33 10 4 с 2 4 с 6 . Электронная конфигурация бромид-иона (Br ) показывает, что бромид-ион приобрел электронную конфигурацию криптона . Атом брома проявляет степени окисления -1, +1, +3, +5. Степень окисления элемента изменяется в зависимости от образования связи.

Электронная конфигурация для брома и бромид-иона (Br-)

Часто задаваемые вопросы

Какой символ обозначает бром?
Ответ:  Бром обозначается символом «Br».

Сколько электронов у брома?
Ответ:  35 электронов.

Как записать электронную конфигурацию брома?
ANS: BROMINE Электронная конфигурация 1S 2 2S 2 2P 6 3 PR 2 3P 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 5 .

Сколько валентных электронов имеет бром?
Ответ:  Семь валентных электронов.

Какова валентность брома?
Ответ: Валентность брома равна 1, 3, 5.

Справочный номер

Бром

Ключевой этап 2

Значение

Бром представляет собой коричневую жидкость.

Ключевой этап 3

Значение

Бром — элемент 7-й группы Периодической таблицы элементов с атомным номером 35.

О Броме

Молекулярная структура
Бром имеет химическую формулу Br 2 .
Атомная структура
Бром, состоящий из 35 протонов и 45 нейтронов в ядре, что дает ему атомный номер 35 и атомную массу 80.
У атома брома отсутствует один электрон из полной внешней оболочки.
Свойства
Бром является неметаллическим элементом.
Бром является более реакционноспособным галогеном, чем йод, но менее реакционноспособным, чем хлор.
Бром сильно реагирует с водородом с образованием бромистого водорода, который растворяется в воде с образованием бромистоводородной кислоты.
Бром — отбеливатель.
Бром убивает бактерии.
Бром представляет собой газ бледно-зеленого цвета при комнатной температуре.

Ключевой этап 4

Значение

Бром — элемент 7-й группы Периодической таблицы элементов с 35 протонами в ядре.

О Броме

Молекулярная структура
Бром имеет химическую формулу Br 2 .
Атомы брома образуют ковалентную связь.
Атомная структура
Самый стабильный изотоп брома имеет 45 нейтронов в ядре, что дает ему атомную массу 80.
У атома брома отсутствует один электрон из полной внешней оболочки.
Ионы брома получают 1 электрон, чтобы получить полную внешнюю оболочку и стать отрицательно заряженными.
Свойства
Бром является неметаллическим элементом.
Бром является более реакционноспособным галогеном, чем йод, но менее реакционноспособным, чем хлор.
Бром сильно реагирует с водородом с образованием бромистого водорода, который растворяется в воде с образованием бромистоводородной кислоты.
Бром — отбеливатель.
Бром убивает бактерии.
Бром представляет собой газ коричневого цвета при стандартной температуре и давлении.

Каталожные номера

АККА
Бром, стр. 61, GCSE Chemistry, CGP, AQA
Бром, стр. 61, Комбинированная научная трилогия GCSE; Химия, CGP, AQA
Бром, реакция с алкенами, стр. 148, GCSE Combined Science Trilogy 2, Hodder, AQA

Вертикальная наука 7 класса

Валентные электроны и химические свойства

Вы узнали, что атомы вообще не очень стабильны.На самом деле известно всего шесть химически стабильных атомов: благородные газы. Атомы благородных газов химически стабильны из-за их электронных конфигураций. Каждый из них имеет «полный» набор электронов на внешней оболочке.

Атом гелия (4He)

Атом неона (20Ne)

Атом аргона (40Ar)

Но подождите минутку. Атомы гелия и неона имеют полные внешние электронные оболочки… атом гелия имеет два электрона на своей первой (внешней) оболочке, а атом неона имеет восемь электронов на своей второй (внешней) оболочке… но атом аргона имеет только восемь электронов на своей первой (внешней) оболочке. третья (внешняя) оболочка, когда третья оболочка может содержать до восемнадцати электронов.Как внешняя оболочка атома аргона близка к полной?

девятнадцатый электрон в атоме калия (40К)

двадцатый электрон в атоме кальция (20Ca)

двадцать первый электрон в атоме скандия (45Sc)

Причина в том, что модель атома Бора, основанная на электронных оболочках, не является точной. Электроны не занимают электронные оболочки; они занимают атомные орбитали. Следующим после аргона элементом является калий (К).Атом калия имеет на один протон и на один электрон больше, чем атом аргона. Модель Бора предсказывает, что этот девятнадцатый электрон перейдет в третью электронную оболочку. Но на самом деле девятнадцатый электрон переходит на s-орбиталь четвертой электронной оболочки, хотя третья оболочка еще не полностью заполнена. Остальные орбитали в третьей оболочке заполняются только после того, как первой будет заполнена s-орбиталь в четвертой оболочке. (Диаграммы Бора точны только до аргона.)

Хотя третья электронная оболочка может содержать 18 электронов, четвертая электронная оболочка может содержать 32 электрона, пятая электронная оболочка может содержать 50 электронов, а шестая электронная оболочка может содержать 72 электрона, когда каждая из этих электронных оболочек заполняется 8 электронами. , следующие два электрона перейдут в следующую более высокую электронную оболочку.Это означает, что самая внешняя оболочка атома может иметь только от 1 до 8 электронов, прежде чем запустится новая внешняя оболочка, и эта оболочка вместо этого станет внутренней оболочкой. Электроны на внешней оболочке атома называются валентными электронами.

Если атом имеет только один электрон, то все атомные орбитали электронной оболочки эквивалентны и имеют одинаковую энергию, и не имеет значения, какую атомную орбиталь занимает электрон.Но когда атом имеет более одного электрона, геометрия атомных орбиталей и положения других электронов действительно влияют на энергию атомной орбитали и порядок их заполнения.

Первая электронная оболочка имеет одну атомную орбиталь: s-орбиталь. Все s-орбитали имеют форму сфер. Вторая электронная оболочка имеет четыре атомные орбитали: одну s-орбиталь и три р-орбитали. Р-орбитали имеют форму гантелей, чтобы максимально увеличить расстояние между электронами.Максимальное расстояние между электронами делает атом более стабильным, потому что электроны отрицательно заряжены и отталкиваются друг от друга.

Два электрона на px-орбитали проводят большую часть своего времени в областях слева и справа от атомного ядра; два электрона на пи-орбитали проводят большую часть своего времени в областях выше и ниже атомного ядра; и два электрона на pz-орбитали проводят большую часть своего времени в областях перед и за атомным ядром. Геометрия этих орбиталей максимально рассеивает электроны, но все же есть некоторое перекрытие, которое снижает стабильность и немного увеличивает энергию p-орбиталей. Вот почему на самом деле s-орбиталь заполняется раньше p-орбиталей.

Третья электронная оболочка имеет девять атомных орбиталей: одну s-орбиталь, три p-орбитали и пять d-орбиталей. D-орбитали имеют еще более сложную и вытянутую форму, чтобы максимально увеличить расстояние между электронами, но они настолько сильно перекрываются, что s-орбиталь в четвертой электронной оболочке фактически заполняется раньше, чем пять d-орбиталей в третьей. электронная оболочка начинает заполняться.

В этой таблице показан порядок заполнения атомных орбиталей. 1s — s-орбиталь в первой электронной оболочке. 2s — s-орбиталь второй электронной оболочки. 2p — p-орбитали во второй электронной оболочке.

Правило октетов и структуры Льюиса

Поскольку большинство атомов не очень стабильны, они имеют тенденцию образовывать химические связи с другими атомами, образуя стабильные молекулы. То, как связываются многие атомы, можно предсказать с помощью правила октетов. Правило октета гласит, что атомы имеют тенденцию терять, принимать или делиться электронами до тех пор, пока они не приобретут электронную конфигурацию с «полной» внешней оболочкой (в данном случае полной, что означает два электрона, если самая внешняя оболочка является первой оболочкой, и восемь электронов). если самая внешняя оболочка является второй или более высокой оболочкой). Это та же электронная конфигурация, что и у атомов благородных газов, которые являются единственными химически стабильными атомами в периодической таблице. Правило октета не всегда работает, так как существует так много переменных, которые могут повлиять на стабильность атома.Как правило, правило октета не применяется к переходным или внутренним переходным металлам.

Как вы видели, диаграммы Бора могут немного вводить в заблуждение. Они также не очень полезны для предсказания химических свойств атомов. Химические свойства описывают, как атом или молекула реагирует в присутствии других атомов или молекул. Атомы реагируют, теряя, принимая или делясь электронами, и это почти всегда касается самых внешних (валентных) электронов атома, а не электронов во внутренних оболочках.Структура Льюиса — это диаграмма, на которой выделены валентные электроны атома. Это может быть очень полезно для предсказания того, как атомы будут реагировать друг на друга.

Чтобы нарисовать структуру Льюиса атома, найдите символ атома и положение в периодической таблице.

Символ брома — Br. У него 35 протонов и 35 электронов, и он находится в четвертом ряду и семнадцатом столбце периодической таблицы.

Начните заполнять валентные электроны брома.Поскольку бром находится в четвертой строке периодической таблицы, его валентные электроны будут находиться в четвертой электронной оболочке.

 

Начните с первого элемента в четвертой строке периодической таблицы (K) и начните отсчет. Девятнадцатый электрон брома переходит на 4s-орбиталь. Нарисуйте одну точку справа от символа брома.

 

Двадцатый электрон также переходит на 4s-орбиталь.Нарисуйте вторую точку справа от символа брома.

 

Теперь 4s-орбиталь заполнена, и следующие десять электронов переходят на 3d-орбитали. Поскольку эти электроны входят в третью электронную оболочку, они являются внутренними электронами, а не валентными электронами. Не добавляйте точки к символу брома.

 

руб.

Тридцать первый электрон переходит на 4px-орбиталь.Нарисуйте одну точку над символом брома.

Тридцать второй электрон переходит на 4py-орбиталь. Нарисуйте одну точку слева от символа брома.

Тридцать третий электрон переходит на 4pz-орбиталь. Нарисуйте одну точку под символом брома. Каждая 4p-орбиталь теперь имеет один электрон.

Тридцать четвертый электрон переходит на 4px-орбиталь. Нарисуйте вторую точку над символом брома.Теперь орбиталь 4px заполнена.

Тридцать пятый (и последний) электрон переходит на 4py-орбиталь. Нарисуйте вторую точку слева от символа брома. Теперь 4py-орбиталь заполнена.

Структура Льюиса атома брома завершена. У него семь валентных электронов на внешней оболочке. Поскольку самая внешняя оболочка не является «полной» (у нее короткий один электрон), атом брома химически нестабилен и будет реагировать с другими атомами или молекулами до тех пор, пока его внешняя оболочка не заполнится.

Некоторые люди заполняют точки (валентные электроны) структуры Льюиса в разном порядке. Кажется, что нет единственно правильного способа сделать это, но это способ, который я предпочитаю. Начните с заполнения s-орбитальных электронов справа от символа атома, а затем заполните p-орбитальные электроны один за другим, двигаясь против часовой стрелки вокруг символа.

Группы элементов в периодической таблице

Если бы вы нарисовали структуры Льюиса для всех элементов таблицы Менделеева, вы бы обнаружили интересную закономерность.Все элементы семнадцатого столбца периодической таблицы имеют одинаковую структуру Льюиса.

Эти элементы вместе известны как галогены или группа фтора. Поскольку они имеют семь валентных электронов в одной и той же электронной конфигурации, они имеют схожие химические свойства. Галогены очень реакционноспособны и будут связываться с другими атомами, принимая или разделяя один электрон, чтобы заполнить их валентные оболочки.

На другом конце периодической таблицы находятся щелочные металлы или группа лития. Поскольку они имеют один валентный электрон в одной и той же электронной конфигурации, щелочные металлы также имеют схожие химические свойства. Они очень реактивны и будут связываться с другими атомами, теряя свой один валентный электрон. Это делает следующую более низкую (и полную) электронную оболочку самой внешней, валентной оболочкой. Хотя технически водород относится к этой группе, он обладает некоторыми другими химическими свойствами. Это связано с тем, что, помимо потери своего электрона, атом водорода может также принять или разделить электрон, чтобы заполнить свою валентную оболочку.

Как нарисовать структуру Льюиса HBr?

Химическая формула бромистого водорода – HBr. Нарисовать структуру Льюиса HBr очень легко, используя следующий метод. Здесь, в этом посте, мы описали пошаговый метод построения структуры Льюиса HBr. Элементы брома и водорода являются членами групп семейства галогенов и водорода из периодической таблицы соответственно. Валентных электронов в броме и водороде семь и один соответственно. Бромоводород используется для получения химических реагентов для органических химических реакций в качестве бромирующего агента в органической химии.

Ключевые моменты, которые необходимо учитывать при рисовании HBr Электронно-точечная структура

Можно использовать трехэтапный подход для рисования структуры Льюиса HBr. Первый шаг – набросать структуру Льюиса молекулы HBr, чтобы добавить валентные электроны вокруг атома брома; второй шаг – добавить валентные электроны к одному атому водорода, а последний шаг – объединить шаг 1 и шаг 2, чтобы получить структуру Льюиса HBr.

Структура Льюиса HBr представляет собой диаграмму, иллюстрирующую количество валентных электронов и пар связанных электронов в молекуле HBr.Затем геометрию молекулы HBr можно предсказать с использованием теории отталкивания электронных пар валентной оболочки (теория VSEPR), которая утверждает, что молекулы будут выбирать геометрическую форму HBr, в которой электроны отличаются друг от друга.

Наконец, вы должны добавить полярности их связей, чтобы вычислить прочность одной одинарной связи H-Br (свойства дипольного момента молекулы HBr). Связи водород-бром в бромистом водороде (HBr), например, поляризованы в сторону более электроотрицательного брома в молекуле HBr, и поскольку обе связи имеют одинаковый размер и расположены вокруг одного водородного конца тетраэдрической или линейной структуры с тремя неподеленными пар (всего шесть электронов) на атоме брома, их сумма дипольных моментов отлична от нуля из-за дипольного момента связи молекулы HBr и меньшей полярности электронов по отношению к атомам водорода.Поскольку полярность связей H-Br не отменяется в молекуле HBr из-за наличия трех неподеленных пар электронов в тетраэдрической структуре. Молекула бромистого водорода (HBr) классифицируется как полярная молекула.

Молекула бромистого водорода (с тетраэдрической или линейной молекулярной геометрией) наклонена, углы связи между бромом и водородом составляют 180 градусов. Он имеет разницу в значениях электроотрицательности между атомами брома и водорода, при этом центральное притяжение брома выше, чем у концевого водорода в молекуле HBr.Но они не компенсировали друг друга благодаря несимметричному тетраэдру с тремя неподеленными парами в молекулярной геометрии молекулы HBr.

В результате он имеет ненулевой дипольный момент. Молекула HBr имеет ненулевой дипольный момент из-за неравного распределения зарядов отрицательных и положительных зарядов. Но атомы брома и водорода попадают в группы семейства галогенов и водорода в периодической таблице соответственно. Атом брома является более электроотрицательным, чем водород в молекуле HBr.Молекула HBr имеет суммарный дипольный момент 2,60D на уровне энергии основного состояния.

Молекула

HBr имеет две одинарные связи H-Br. Его дипольный момент в основном состоянии совершенно иной, чем в возбужденном состоянии. Если он поглощает свет, это может быть видимый или ультрафиолетовый свет. Он претерпевает переход от пи к пи-звезде и от п к пи-звезде с энергетического уровня основного состояния на энергетический уровень возбужденного состояния. На энергетическом уровне возбужденного состояния молекула HBr демонстрирует определенный дипольный момент.Но он очень динамичен по своей природе.

Молекулы можно разделить на полярные и неполярные. Полярная молекула ведет себя иначе, чем неполярная.

Обзор: Структура Льюиса HBr

Центральный атом брома граничит с двумя концами с атомами водорода (в тетраэдрической или линейной геометрии) и с тремя неподеленными парами на центральном атоме брома в тетраэдрической или линейной молекулярной геометрии. Бром имеет семь самых внешних валентных электронов, что указывает на то, что он обладает семью электронами на своей самой внешней оболочке, тогда как водород также имеет один валентный электрон на самой внешней оболочке.Для завершения октета атома брома требуется один валентный электрон на каждой их самой внешней оболочке.

В результате один атом водорода образует ковалентные связи с центральным атомом брома, оставляя атом брома с тремя неподеленными парами. На центральном атоме брома есть три неподеленные пары электронов, которые сопротивляются парам связей связи H-Br. Согласно теории VSEPR, полярность пар связей H-Br приводит к тому, что молекула HBr принимает линейную или тетраэдрическую геометрическую структуру.

Две связи H-Br в молекуле HBr расположены в асимметричном порядке полярности вокруг линейной или тетраэдрической молекулярной геометрии, что приводит к форме молекулы HBr. Молекула HBr имеет тетраэдрическую или линейную молекулярную геометрию, поскольку существует электрическое отталкивание между неподеленными парами электронов в броме и одной парой одинарных связей (H-Br) молекулы HBr.

Структура Льюиса HBr имеет точечную электронную репрезентативную структуру. Валентные электроны атомов претерпевают смешение орбиталей в химических реакциях, что дает новые типы молекулярных частиц HBr.Молекула — это не что иное, как пучок валентных электронов атомов. Но он преобразуется в пары связей и неподеленные пары в молекулярной структуре.

Электроотрицательное значение Разность Расчет HBr Молекула:

Бром и водород Электроотрицательная разность в HBr:

Атом брома имеет электроотрицательность 2,96, а водород имеет электроотрицательность 2,2 в молекуле HBr. Разницу в электроотрицательности брома и водорода можно оценить с помощью приведенного ниже метода.

Разность значений электроотрицательности брома и водорода в молекуле HBr

Значение электроотрицательности брома = 2,96

Значение электроотрицательности водорода = 2,20

Разница значений электроотрицательности между брома и водорода в молекуле HBr

Разность электроотрицательностей между расчетом связи H-Br молекулы HBr

Электроотрицательная разница между бромом и водородом больше 0.5. Это указывало на то, что полярность связи приближается к неполярной природе. Полярность связи H-Br в молекуле HBr неполярная.

Из-за этой разницы в электроотрицательности атомов брома и водорода связь H-Br молекулы HBr становится неполярной. Общий суммарный дипольный момент молекулы HBr отличен от нуля из-за компенсации дипольного момента связи в линейной или тетраэдрической геометрии из-за наличия трех неподеленных пар электронов. Электроотрицательность атома — это сила, с которой он может притягивать на свою сторону связанные электронные пары.Полярность HBr обсуждалась в нашем предыдущем посте.

В результате дипольный момент связи H-Br выше из-за поляризации связей и трех неподеленных пар электронов на броме, а все диполи связей H-Br расположены в асимметричной молекулярной геометрии HBr. Молекула HBr имеет ненулевой суммарный дипольный момент.

Электронно-точечная структура молекулы HBr также известна как структура Льюиса HBr. Он определяет количество самых внешних валентных электронов, а также электронов, участвующих в образовании связи молекулы HBr. При построении структуры молекулы Льюиса необходимо понимать самые внешние валентные электроны молекулы HBr.

Атом брома является средним элементом в молекулярной геометрии HBr, с семью электронами в его самой внешней валентной электронной оболочке, тогда как атом водорода имеет один электрон в своей самой внешней валентной электронной оболочке. Атом водорода имеет один валентный электрон.

HBr имеет всего 8 валентных электронов в результате вышеприведенных рассуждений.С основным центральным атомом брома один из концов с одним атомом водорода образует ковалентные связи, оставляя атом брома с тремя неподеленными парами в середине линейной или тетраэдрической геометрии.

Поскольку три неподеленные пары на концевых атомах брома создают взаимодействие с парами связей H-Br (но оно незначительно в основном состоянии молекулы HBr). Валентный угол связи H-Br в линейной или тетраэдрической молекулярной геометрии составляет примерно 180 градусов. Этот угол больше валентного угла молекулы Ch5. Длина связи H-Br составляет 141 пм (пикометр).

Чтобы нарисовать структуру Льюиса HBr, следуйте этим инструкциям:

Шаг 1: точечная структура Льюиса HBr путем подсчета валентных электронов на атоме брома

Чтобы рассчитать валентный электрон каждого атома в HBr, найдите его периодическую группу в периодической таблице. Семейства галогеновых и водородных групп, которые являются 17-й и 1-й группами в периодической таблице, состоят из атомов брома и водорода соответственно.В своих самых внешних оболочках водород и бром имеют один и семь валентных электронов соответственно.

Рассчитайте общее число валентных электронов на внешней валентной оболочке молекулы HBr. Первый шаг — определить, сколько электронов находится в самой внешней валентной оболочке структуры Льюиса HBr. Электрон в самой внешней оболочке атома известен как валентный электрон. Он представлен точками на диаграмме Льюиса HBr. Основной атом брома молекулы HBr можно представить следующим образом:

Общее количество электронов внешней валентной оболочки атома брома в HBr= 7

Общее количество электронов внешней валентной оболочки атома водорода в HBr= 1

Молекула HBr имеет один центральный атом брома и один атом водорода. Тогда общее количество электронов внешней валентной оболочки можно рассчитать следующим образом:

∴ Общее количество электронов внешней валентной оболочки, доступных для структуры Льюиса HBr (точечная структура) = 7+1*1= 8 валентных электронов в HBr.  

расчет полного валентного электрона молекулы HBr

Выберите атом с наименьшим электроотрицательным значением и вставьте его в центр молекулярной геометрии HBr. Мы выберем атом с наименьшим электроотрицательным значением в молекуле HBr, чтобы поместить его в центр структурной диаграммы Льюиса HBr в этой фазе.

Но в этом случае водород наименее электроотрицателен, чем бром. Водород занимает максимум два электрона на своей орбитали. Это дает ион гидрида (H-). Так что бром остается в центральной молекулярной структуре. Значение электроотрицательности в периодических группах растет слева направо в таблице Менделеева и падает сверху вниз.

Первый шаг — поместить семь валентных электронов вокруг атома брома, как показано на рисунке.

Шаг 2: структура Льюиса HBr для подсчета валентных электронов вокруг концевых атомов водорода

В результате бром является первым атомом в группе семейства галогенов периодической таблицы.Водород является первым членом семейства водорода. Это первый элемент периодической таблицы. Электроотрицательность атома брома выше, чем у атома водорода в молекуле HBr. Кроме того, водород имеет предел в один электрон, поскольку он является менее электроотрицательным элементом в молекуле HBr.

На структурной диаграмме Льюиса HBr атом брома может быть центральным атомом молекулы. В результате центральный бром в структуре Льюиса HBr с одним атомом водорода расположен в линейной или тетраэдрической геометрии.

Добавьте валентный электрон вокруг атома водорода, как показано на рисунке.

Этап 3: Точечная структура Льюиса для HBr, полученная на этапах 1 и 2

Соедините внешний и центральный атомы молекулы HBr одной одинарной связью H-Br. На этом этапе используйте один атом водорода снаружи молекулы HBr для центрального атома брома в середине.

Подсчитайте, сколько электронов с самой внешней валентной оболочки уже было использовано в структуре HBr.Одинарная связь H-Br несет два электрона, поскольку атом брома соединен с одним атомом водорода одинарными связями H-Br. Связующие пары H-Br — вот как они называются.

Таким образом, из 8 валентных электронов, доступных для структуры Льюиса HBr, мы использовали четыре электрона для одной одинарной связи HBr молекулы HBr. Молекула HBr имеет три неподеленные пары электронов у центрального атома брома.

Поместите валентные электроны в пару связи H-Br, начиная с основного брома, один атом водорода в молекуле HBr.На структурной диаграмме Льюиса HBr мы всегда начинаем с введения валентных электронов от центрального атома брома (на шаге 1). В результате сначала оберните валентные электроны пары связи центрального атома брома (см. рисунок для шага 1).

Атом брома в молекуле получает только 8 электронов вокруг своей молекулярной структуры. Этот центральный атом брома стабилен по октету. Но у него есть три одиноких пары. Газообразный бром (Br2) представляет собой коричневатый жидкий газ. Бром очень агрессивен по своей природе. Это один из очень реактивных химических реагентов.

Молекула водорода (h3) находится в газообразном состоянии при нормальной температуре и давлении. Он используется в качестве гидрирующего агента в области органической химии. Он легко воспламеняется по своей природе. Применяется в топливных элементах. При сгорании газообразный водород дает поток в качестве конечного продукта. Это уменьшает загрязнение окружающей среды.

Брому требуется 8 электронов в его самой внешней валентной оболочке для обеспечения стабильности молекулярного октета, две пары электронов в одной одинарной связи H-Br и три неподеленные пары в центральном атоме брома.Никакие неподеленные пары электронов на атомах водорода молекулы HBr не расположены в тетраэдрической геометрии. Бром уже делит 8 электронов с одной одинарной связью H-Br. Затем поместите валентный электрон в атомы водорода, он размещается вокруг одного электрона на каждом атоме (шаг 2). Нет валентных электронов, размещенных вокруг одного атома водорода в виде неподеленной пары электронов.

Мы расположили 8 электронов вокруг одноконцевых атомов водорода (шаг 3), которые представлены точкой в ​​молекулярной структуре HBr выше.Атом брома завершает свою молекулярную стабильность октета в молекуле HBr, поскольку он обладает 2 электронами в своих парах связей (одна одинарная связь H-Br) с одним водородом в самой внешней валентной оболочке.

Подсчитайте, сколько электронов самой внешней валентной оболочки было использовано до сих пор, используя структуру Льюиса HBr. Пары с одной электронной связью показаны точками в химической структуре HBr, тогда как одна одинарная связь содержит два электрона. Электроны самой внешней валентной оболочки молекулы HBr (пары связей) в результате расчета равны 2. Общее количество валентных электронов в атоме брома равно 8,

.

До сих пор мы использовали 8 из 8 электронов самой внешней валентной оболочки структуры HBr Льюиса. Три неподеленные пары электронов на атоме брома в линейной или тетраэдрической геометрии молекулы HBr.

Завершить стабильность среднего атома HBr и, при необходимости, применить ковалентную связь. Центральный атом брома подвергается октетной стабильности (из-за одной одинарной пары электронов связи).

Основным атомом в структуре Льюиса HBr является бром, который связан с одним атомом водорода одинарными связями (один H-Br).С помощью одной одинарной связи он делит уже 8 электронов. В результате бром следует правилу октета и имеет 8 электронов, окружающих его на одном конце линейной или тетраэдрической геометрии молекулы HBr.

Как рассчитать формальный заряд атомов брома и водорода в структуре Льюиса HBr?

Расчет формального заряда брома молекулы HBr :

Формальный заряд центрального атома брома молекулы HBr часто соответствует фактическому заряду этого центрального атома брома. В следующих вычислениях формальный заряд будет рассчитан для центрального атома брома точечной структуры Льюиса HBr.

Рассчитать формальный заряд центрального атома брома молекулы HBr по следующей формуле:

Формальный заряд атома брома молекулы HBr= (V. E(Br)– LE(Br) – 1/ 2(BE))

VE (Br) = валентный электрон в атоме брома молекулы HBr

LE(Br) = неподеленная пара электрона в атоме брома молекулы HBr.

B.E = электрон пары связи в атоме Br молекулы HBr

расчет формального заряда на атоме брома в молекуле HBr

Атом ядра брома (одна одинарная связь, соединенная с одним атомом водорода) молекулы HBr имеет семь валентных электронов, три неподеленных пары электронов (шесть электронов) и 2 связывающих спаренных валентных электрона. Подставьте эти значения для атома брома в приведенную выше формулу.

Формальный заряд на атоме брома молекулы HBr = (7-6-(2/2)) =0

В структуре Льюиса HBr формальный заряд центрального атома брома равен нулю.

Расчет формального заряда атома водорода молекулы HBr :

Формальный заряд концевых атомов водорода молекулы HBr часто соответствует фактическому заряду этих концевых атомов водорода. В следующих вычислениях формальный заряд будет рассчитываться на концевом атоме водорода точечной структуры Льюиса HBr.

Для расчета формального заряда концевого атома водорода молекулы HBr по следующей формуле:

Формальный заряд атома водорода молекулы HBr = (V.E(H)– LE(H) – 1/2(BE))

VE (H) = валентный электрон в атоме водорода молекулы HBr

LE(H) = неподеленные пары электрона в водороде атом молекулы HBr .

B.E = электрон пары связи в атоме H молекулы HBr

расчет формального заряда на атоме водорода в молекуле HBr

Концевые атомы водорода молекулы HBr имеют один валентный электрон, отсутствие неподеленных пар электронов (нулевые электроны) и два связывающих парных валентных электрона (одинарная связь). Подставьте эти значения для атома водорода в приведенную выше формулу.

Формальный заряд атома водорода HBr молекула = (1- 0-(2/2)) =0

В структуре Льюиса HBr формальный заряд на концевом атоме водорода равен нулю.

Резюме:

В этом посте мы обсудили метод построения структуры HBr Lewis. Во-первых, валентные электроны располагаются вокруг атома брома.Во-вторых, поместите валентный электрон на атомы водорода. Наконец, когда мы объединили первый и второй шаги. Это дает HBr структуру Льюиса. Необходимо помнить, что если вы будете следовать описанному выше методу, вы сможете очень легко построить структуру молекулярных точек.

Что такое структура Льюиса HBr?

HBr Структура Льюиса представляет собой точечное представление

Каков формальный заряд структуры Льюиса HBr?

Нулевые заряды на молекулярной структуре HBr

Полярность молекул

Полярность молекул указана следующим образом

Структура Льюиса и молекулярная геометрия

Структура Льюиса и молекулярная геометрия молекул перечислены ниже

Внешний номер:

Информация о бромистом водороде (HBr)

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера на прием файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта.

Оставить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.