Народна Освіта » Хімія » § 14. Будова електронних оболонок атомів і структура Періодичної системи

НАРОДНА ОСВІТА

§ 14. Будова електронних оболонок атомів і структура Періодичної системи

Пригадайте структуру Періодичної системи (за §7).

Число хімічних елементів у періодах

Структура Періодичної системи повністю зумовлена принципами будови електронної оболонки атомів. Це ще раз підтверджує

геніальність Д. І. Менделєєва, який створив Періодичну систему, не маючи уявлення про електрони та складну будову електронної оболонки.

Число хімічних елементів, що міститься в кожному періоді, визначається місткістю відповідних енергетичних рівнів і підрів-нів. Враховуючи енергетичні підрівні, що заповнюються у хімічних елементів, можна обчислити число хімічних елементів у певному періоді:

Класифікація хімічних елементів

Ви вже знаєте, що атомні орбіталі поділяють за типами на Sy р, d та /. Так само класифікують і хімічні елементи.

Якщо в атомах хімічного елемента останнім заповнюється s-підрівень, то такі елементи належать до «-елементів. У Періодичній системі клітинки з такими елементами зазвичай фарбують у червоний колір (див. перший форзац). Якщо останнім заповнюється р-підрівень, то такі елементи називають p-елементами (жовтий колір). Відповідно d-підрівень заповнюється у d-елементів (синій колір) і /-підрівень — у /-елементів (зелений колір).

Ви вже помітили, що на кожному енергетичному рівні є s-підрівень, який максимально містить два електрони і завжди заповнюється першим. Це зумовлює те, що кожний період Періодичної системи завжди починається з двох s-елементів.

Починаючи з другого енергетичного рівня наявний р-підрівень, який максимально містить шість електронів. Тож і в кожному періоді, починаючи з другого, міститься по шість p-елементів. Так само кожний період, починаючи із четвертого, містить по десять d-елементів, а починаючи із шостого ще по чотирнадцять /-елементів, які утворюють дві родини елементів — лантаноїди й актиноїди.

Будова електронних оболонок і групи Періодичної системи

Розглянемо будову електронних оболонок атомів таких хімічних елементів: Літій, Натрій, Оксиген та Сульфур. Якщо їх порівняти, то можна побачити, що в елементів однієї групи подібна електронна конфігурація атомів.

В атомах Літію і Натрію, що розташовані в першій групі Періодичної системи, на зовнішньому рівні міститься по одному електрону на s-орбіталях. Відмінність лише в тому, що в Літію зовнішнім є другий енергетичний рівень, а в Натрію — третій. Так само і в атомів Оксигену й Сульфуру. Ці елементи належать до шостої групи, тож на зовнішніх рівнях у їхніх атомів по шість електронів, що однаково розподілені по S- і р-підрівнях. Отже, ці дві пари елементів є електронними аналогами.

Коли ви знайомилися із загальною будовою Періодичної системи, то дізналися, що в групи об’єднано хімічні елементи з подібними властивостями. Зараз, ґрунтуючись на електронній будові атомів, можна стверджувати, що ця подібність насамперед зумовлена електронною аналогією.

Будова зовнішнього електронного рівня атомів хімічних елементів, що належать до однієї підгрупи, є подібною (мал. 14.1).

Розподіл елементів по головних і побічних підгрупах також зумовлений будовою електронних оболонок атомів. До головних підгруп належать тільки S- і p-елементи, у яких заповнюється зовнішній енергетичний рівень, а до побічних підгруп належать тільки

с/-елементи, у яких заповнюється передостанній електронний шар. Отже, принципи заповнення електронних оболонок атомів електронами повністю відбивається на структурі Періодичної системи.

Висновки

1. Число хімічних елементів у кожному періоді визначається виключно будовою електронної оболонки атомів. Перший період може містити тільки два елементи, другий та третій — по вісім тощо.

2. За будовою електронних оболонок хімічні елементи поділяють на S-, р-, d- та f-елементи. Кожний період починається двома s-елементами і закінчується шістьма p-елементами. У кожному періоді, починаючи із четвертого, між S- і p-елементами розміщені по 10 ^-елементів. А f-елементи утворюють дві родини елементів — актиноїди та лантаноїди.

3. Розподіл елементів по групах також грунтується на будові електронної оболонки атомів. Елементи однієї підгрупи (головної чи побічної) є електронними аналогами — будова зовнішнього електронного рівня в цих елементів є подібною.

Контрольні запитання

1. Чому перший період містить лише два хімічні елементи, а другий — вісім? Чим зумовлена місткість періодів Періодичної системи?

2. Число енергетичних рівнів, що заповнюються електронами визначають: а) за номером періоду; 6) за номером групи; в) за порядковим номером елемента.

3. Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні визначають: а) за номером періоду; б) за номером групи; в) за порядковим номером.

4. Як визначити максимальне число електронів, що може міститися на енергетичному рівні?

5. Скільки елементів належить до четвертого й шостого періодів? Скільки електронів може містити четвертий енергетичний рівень?

6. Поясніть, чому Натрій і Калій є електронними аналогами.

7. За яким принципом елементи поділяють на s-, р-, d- та f-елементи? Наведіть приклади d-елементів періоду і f-елементів сьомого періоду.

8. Скільки S- і p-елементів може містити один період? Відповідь поясніть.

9. Як називають родини хімічних елементів, в атомах яких останнім заповнюється f-підрівень?

Завдання для засвоєння матеріалу

1. Який рівень складається тільки: а) з s-підрівня; б) S- та р-підрівнів; в) S-, р- та d-підрівнів? Як ви це визначили?

2. Які хімічні елементи є електронними аналогами Нітрогену? Зобразіть електронну конфігурацію атома одного з них.

3. У чому полягає принципова відмінність у будові електронної оболонки атомів головних і побічних підгруп?

4. Який енергетичний підрівень заповнюється останнім: а) у s-елементів четвертого періоду; б) p-елементів п'ятого періоду; в) s-елементів третього періоду; г) p-елементів другого періоду?

5. Назвіть два елементи, в атомах яких число пар електронів дорівнює числу неспарених електронів.

6. Запишіть електронні конфігурації атомів елементів з порядковими номерами 11 і 14.

7. Назвіть металічний та неметалічний елементи другого періоду, які на зовнішньому рівні мають один неспарений електрон.

8. Який енергетичний рівень заповнюється електронами в атомах елементів № 3, № 9, № 16?

9. Запишіть схему електронної будови атома елемента з порядковим номером 15. Які властивості виявляє цей елемент і чому? Складіть формули його вищих оксиду і гідрату оксиду.

10. Який елемент другого періоду є електронним аналогом елемента з порядковим номером 12?

11. Складіть графічну електронну формулу атомів Силіцію, Бору та Аргону.

12. Атому якого з елементів відповідає кожна з наведених електронних формул: a) If2s22p*; 6) 1s22s22p63s23p°; в) 1s22s22p63s23p64s2?

13. Атоми яких елементів мають таку будову зовнішнього електронного шару: a) 3s23p’; 6) 3s23p3; в) 3s1; г) 4s2?

14. Що є спільним у будові атомів Берилію, Магнію та Кальцію?

16. Скільки електронів міститься на зовнішньому електронному рівні в атомів: а) Арсену; 6) Стануму; в) Барію?

Пригадайте: металічні елементи утворюють прості речовини метали та речовини переважно з основними властивостями;

неметалічні елементи утворюють неметали та речовини переважно з кислотними властивостями; метали активно реагують з неметалами.

Радіус атома

Електронна оболонка не має чіткої межі, тому радіус атомів визначають за відстанню між ядрами сполучених атомів. Розмір ядра атома в порівнянні з розміром атома мізерний, тому7 розмір атомного ядра жодним чином не впливає на розмір атомів (мал. 15.1). Радіус атомів повністю зумовлений числом електронних шарів (енергетичних рівнів).

У головних підгрупах зі збільшенням порядкового номера елемента (зверху вниз) зростає число зайнятих енергетичних рівнів. Тому радіус атомів хімічних елементів однієї групи збільшується (мал. 15.2).

В атомів хімічних елементів одного періоду число електронних шарів, що заповнюється, однакове. Це означає, що і радіус їхніх атомів має бути однаковим. Але в періоді зі збільшенням порядкового номера хімічного елемента заряд ядра поступово зростає. Електрони зі збільшенням заряду ядра притягуються до нього сильніше, і тому в періоді радіус атомів поступово зменшується (мал. 15.2, с.79).

Причина інертності інертних елементів

Знаючи електронну будову атома, можна передбачити властивості хімічних елементів та їхніх сполук. Ці властивості зумовлені електронами, що перебувають на зовнішніх енергетичних рівнях. Такі електрони називають валентними. Розглянемо вплив будови зовнішнього електронного шару на властивості елементів.

Серед хімічних елементів особливу групу становлять інертні елементи. їхня особливість полягає в тому, що вони не «прагнуть» утворювати сполуки. В атомів інертних елементів надзвичайно стійка електронна оболонка, що зумовлює їхню хімічну інертність. У чому полягає причина її стійкості? Проаналізуймо склад зовнішнього електронного рівня інертних елементів:

В атомів Гелію на зовнішньому рівні містяться два електрони. Це максимальна ємність першого енергетичного рівня, отже в атомів Гелію електронна оболонка повністю заповнена. У атомів Неону електронна оболонка також містить максимальне число електронів — вісім. Атоми інших інертних елементів (Аргон, Криптон тощо) на зовнішньому рівні містять по 8 електронів. їхній зовнішній енергетичний рівень хоча й не повністю заповнений, але це відповідає заповненим S- та р-орбіталям на зовнішньому шарі. Саме цим і пояснюється хімічна інертність цих елементів: вони взагалі не вступають у хімічні реакції.

Отже, атоми із завершеними енергетичними рівнями, або на зовнішньому рівні яких міститься вісім електронів, мають підвищену хімічну стійкість.

Атоми всіх інших хімічних елементів прагнуть мати таку електронну оболонку, як в інертних елементів. Для цього вони втрачають або приєднують електрони, щоб їхня електронна оболонка стала такою, як в атомів найближчого інертного елемента.

Втрачаючи чи приєднуючи електрони, атом перетворюється на заряджену частинку, яку називають йоном. Розрізняють катіони — йони з позитивним зарядом, і аніони — негативно заряджені йони.

Якщо електронів на зовнішньому енергетичному рівні мало, то їх легше віддати, що характерно для металічних елементів. А якщо електронів на зовнішньому рівні багато, то такі атоми прагнуть прийняти електрони, що характерно для неметалічних елементів. Отже:

• невелике число електронів на зовнішньому рівні (зазвичай 1-3) характерно для металічних елементів;

• чотири й більше електронів на зовнішньому рівні характерно для неметалічних елементів.

Атоми більшості неметалічних елементів можуть також і віддавати електрони, але головна відмінність: атоми металічних елементів здатні тільки віддавати електрони, а неметалічних — і віддавати і приймати.

Розглянемо лужний елемент Натрій — елемент головної підгрупи І групи. Проста сполука, утворена Натрієм, — активний метал. Висока хімічна активність натрію пояснюється наявністю в його атомах єдиного валентного електрона, який він легко віддає у хімічних реакціях. Втрачаючи цей електрон, атом Натрію перетворюється на позитивно заряджений йон Na' з електронною конфігурацією інертного елемента Неону:

 

Йони Na' містяться у складі всіх сполук Натрію, наприклад соди і кухонної солі. На відміну' від атомів Натрію, йони Натрію хімічно інертні і майже нешкідливі для організму (мал. 15.3, с.82). Увесь Натрій, що міститься в організмі людини (близько 90 г), перебуває саме у вигляді йонів.

 

Розглянемо галоген Флуор — елемент головної підгрупи VII групи. Проста сполука, утворена Фуором, — активний неметал. Висока хімічна активність фтору пояснюється тим, що в його атомах на зовнішньому рівні міститься сім електронів. До його завершення бракує лише одного електрона, тому для них найхарактернішим є процес приєднання електрона. Наприклад, атом Флуору, приєднуючи один електрон, перетворюється на йон F-, що має електронну конфігурацію інертного елемента Неону:

 

Розглянемо Карбон — елемент головної підгрупи IV групи. Його атоми на зовнішньому рівні містять по чотири електрони. Вони можуть набути електронної конфігурації Гелію, віддавши чотири електрони, або електронної конфігурації Неону, прийнявши чотири

P TTPlfTTlOHH ·

 

Отже, Карбон може виявляти як металічні, так і неметалічні властивості. Але Карбон відносять до неметалічних елементів, оскіль-

ки головна ознака неметалічних елементів — здатність приєднувати електрони.

Хімічні елементи, атоми яких містять на зовнішньому рівні число електронів проміжне між металічними та неметалічними (зазвичай це три-чотири), можуть утворювати амфотерні сполуки.

В атомах перехідних елементів (d-елементів) на зовнішньому енергетичному рівні переважно міститься два електрони. Завдяки цьому всі перехідні елементи є металічними. Усі /-елементи (родини лантаноїдів та актиноїдів) також є металічними.

Електронні конфігурації йонів можна визначити за електронними конфігураціями атомів, додавши до них або віднявши від них потрібне число електронів.

Наприклад, електронна конфігурація атома Літію — ls22sJ, а катіону Літію Li* — Is2, що збігається з конфігурацією Гелію.

При утворенні аніонів приєднані електрони займають вільні місця на орбіталях. Наприклад, конфігурація атома Хлору ls22s22p63s23p5, а аніону СГ — ls22s22p63s23p6, що збігається з електронною конфігурацією Аргону.

Зміна металічних і неметалічних властивостей

У різних хімічних елементів — металічних чи неметалічних — різна хімічна активність. Це також зумовлено числом валентних електронів на зовнішньому електронному шарі їхніх атомів.

Елементам І групи потрібно віддати один електрон, а II групи — два електрони. Один електрон віддати легше, ніж два. Отже, чим більше електронів на зовнішньому електронному рівні, тим атомам складніше їх віддавати, тому зі збільшенням числа електронів на зовнішньому рівні (у періодах) металічні властивості елементів послаблюються .

Чим більше електронів бракує до завершення електронного шару, тим важче їх приєднувати, тож, чим менше електронів на зовнішньому шарі, тим слабше виявлені неметалічні властивості елементів.

У періоді зі збільшенням порядкового номеру металічні властивості елементів та утворених ними простих речовин послаблюються, а неметалічні — посилюються (мал. 15.4, с. 84).

В елементів однієї групи на зовнішньому енергетичному рівні є однакове число електронів. Наприклад, у лужних елементів в усіх атомів по одному електрону, але вони розташовані на різних рівнях: в атомів Літію — на другому, Натрію — на третьому тощо. Але, чим далі від ядра розташовані валентні електрони, тим менше

вони притягуються до ядра. Завдяки цьому атоми Натрію втрачають електрони легше, ніж атоми Літію.

Зі збільшенням радіуса зовнішні електрони легше втрачати, тому металічні властивості в групах посилюються. Разом із цим немета-лічні властивості елементів у групах зі збільшенням радіуса атомів послаблюються. Металічні властивості елементів однієї підгрупи най-сильніше виражені в елементів з найбільшим радіусом (найбільшим порядковим номером), а неметалічні — в елементів з найменшим радіусом (найменшим порядковим номером) (мал. 15.5).

Отже:

• у періодах металічні властивості послаблюються, а неметалічні — посилюються;

• у групах металічні властивості посилюються, а неметалічні — послаблюються.

Можна стверджувати, що серед усіх хімічних елементів найактивнішим металічним елементом є Францій (оскільки Францій у природі не трапляється, а добуто штучно ядерним синтезом, то серед існуючих елементів найактивніший металічний елемент — Цезій). А найактивніший неметалічний елемент — Флуор.

Висновки

1. Радіус атомів визначається розміром електронної оболонки. У періодах радіус атомів зменшується, а в групах — збільшується.

2. Властивості елементів та їхніх сполук зумовлені будовою електронних оболонок атомів. Металічні властивості виявляють переважно елементи, в атомів яких на зовнішніх рівнях міститься не більше ніж чотири електрони. Атоми неметалічних елементів містять на зовнішньому рівні чотири й більше електронів.

3. У періодах металічні властивості елементів зі збільшенням порядкового номера послаблюються, а в групах — посилюються. Неметалічні властивості, навпаки, у періодах посилюються, а в групах — послаблюються.

Контрольні запитання

1. Чим зумовлені металічні та неметалічні властивості елементів?

2. Як визначити число валентних електронів в електронних оболонках атомів хімічних елементів головних підгруп?

3. Чому атоми приймають або віддають електрони в хімічних реакціях?

4. Чому інертні елементи не вступають у хімічні реакції?

5. Які частинки називають йонами?

6. Як змінюється сила притягання валентних електронів до ядра в періоді і в підгрупі?

7. Як змінюються металічні й неметалічні властивості елементів у групах і періодах Періодичної системи зі збільшенням порядкового номера? Чим пояснюються такі зміни?

8. Чим зумовлений радіус атомів? Як він змінюється в періодах і групах?

Завдання для засвоєння матеріалу

1. Випишіть із наведеного переліку окремо символи: а) атомів; 6) катіонів; в) аніонів; г) молекул.

Na, Na*, О, O1, O1', Fe, SOj~, Mg1*, HNOj, NOJ, NFC, NO,.

2. Запишіть електронну конфігурацію: а) атома Хлору і йону СГ; 6) атома Магнію і йону Mg2’.

3. Скільки протонів і електронів містить: а) атом Алюмінію; 6) йон Al3' ?

4. Атом якого елемента містить стільки ж електронів, скільки їх у йоні Na-?

5. Порівняєте електронну будову йонів S2", СГ, K*, Ca2f з будовою атома Аргону.

6. Скільки електронів бракує до завершення зовнішнього енергетичного рівня атомам: а) Оксигену; б) Хлору; в) Фосфору?

7. Йон певного елемента E2* має таку саму електронну будову, що й атом Аргону. Визначте цей елемент.

8. За Періодичною системою визначте число електронів, яке максимально може віддавати та приєднувати в хімічних реакціях атом Фосфору.

9. Чому істотно відрізняються за властивостями елементи головних підгруп І і Vll груп? Поясніть відповідь з погляду будови їхніх електронних оболонок.

10. У чому полягає відмінність електронної оболонки йона Натрію від електронних оболонок: а) атома Натрію; б) атома Неону; в) йона K'?

11. Чому хімічні елементи Флуор і Хлор мають подібні властивості?

 

Це матеріал з підручника Хімія 8 клас Григорович

 

Категорія: Хімія

Автор: admin от 13-09-2016, 17:49, Переглядів: 14602